Masse molaire

Données clés
Unités SI	kg⋅mol⁻¹
Autres unités	gramme par mole (g/mol)
Dimension	M·N⁻¹
Nature	Grandeur scalaire intensive
Symbole usuel	$M$
Lien à d'autres grandeurs	$\rho _{i}$ = $c_{i}$ $M_{i}$

La masse molaire d'une substance est la masse d'une mole de cette substance. Dans le Système international d'unités elle s'exprime en kilogrammes par mole (kg/mol), mais on l'exprime plus couramment en grammes par mole (g/mol, 1 g/mol = 10⁻³ kg/mol) :

M={\frac {m}{n}}

où :

$M$ est la masse molaire de la substance (kg/mol ou g/mol) ;
$m$ est la masse d'une certaine quantité de la substance (kg ou g) ;
$n$ est la quantité considérée (mol).

Détermination

Particules subatomiques

Les masses molaires du proton et du neutron sont voisines de 1 g/mol : respectivement 1,007 276 5 et 1,008 664 9 g/mol. Celle de l'électron est environ 1 800 fois plus faible : 0,000 548 6 g/mol.

Isotopes

La masse molaire d'un isotope $A Z X$ ( $A$ est le nombre de masse de l'isotope c'est-à-dire le nombre de ses nucléons, $Z$ est le numéro atomique de l'isotope c'est-à-dire le nombre de ses protons, $X$ est le symbole de l'élément de numéro atomique $Z$ ) est voisine de $A$ g/mol et dépend relativement peu de $Z$ .

Les masses molaires des isotopes $146 C$ et $147 N$ sont par exemple de 14,003 242 0 et 14,003 074 0 g/mol, respectivement.

La masse molaire d'un isotope est toujours inférieure à la somme des masses molaires de ses nucléons et de ses électrons, la différence correspondant à l'énergie de liaison des nucléons à l'intérieur du noyau.

Éléments chimiques

Article détaillé : Masse atomique.

La masse molaire d'un élément chimique, dite masse molaire atomique ou simplement masse atomique, est la moyenne pondérée des masses molaires de ses différents isotopes, pondérées par leurs proportions dans l'élément chimique tel qu'on le rencontre à la surface de la Terre. Ces proportions, dites naturelles, sont quasi constantes dans le temps et uniformes dans l'espace pour la plupart des éléments. Les masses atomiques sont listées dans le tableau périodique des éléments.

Exemple : l'élément chlore existe à l'état naturel avec les proportions 75,77 et 24,23 % des deux isotopes ³⁵Cl et ³⁷Cl. Les masses molaires de ces deux isotopes sont respectivement 34,97 et 36,97 g/mol. La masse molaire du chlore vaut donc :

{\frac {75,77\times 34,97+24,23\times 36,97}{100}}=35,45

g/mol.

Corps simples

La masse molaire d'un corps simple est simplement le produit du nombre d'atomes dans les molécules de ce corps par la masse atomique.

Exemple : le dioxygène O₂ a pour masse molaire la masse atomique de l'oxygène multipliée par deux, soit 31,998 8 g/mol.

Corps composés

Composés moléculaires

La masse molaire d'un composé moléculaire (appelée masse molaire moléculaire) se calcule en additionnant les masses molaires de tous les éléments qui constituent ses molécules en les multipliant par les coefficients de la formule brute du composé.

Exemples :

On lit dans le tableau périodique des éléments :

M_H = 1,0 g/mol ;

M_C = 12,0 g/mol ;

M_O = 16,0 g/mol.

L'eau a pour formule brute H₂O, soit :

M_eau = 2 M_H + M_O = 2 × 1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol.

Le glucose a pour formule brute C₆H₁₂O₆, soit :

M_glucose = 6 M_C + 12 M_H + 6 M_O = 6 × 12,0 + 12 × 1,0 + 6 × 16,0 = 180,0 g/mol.

La masse molaire est numériquement identique à la moyenne pondérée des masses des molécules individuelles exprimée en unités atomiques (u). Cette moyenne est pondérée par les abondances des espèces isotopiques; par exemple pour CCl₄ les espèces sont ¹²C³⁵Cl₄, ¹³C³⁵Cl₄, ¹²C³⁵Cl₃³⁷Cl, etc.

Solides ioniques

Comme pour les composés moléculaires, il faut d'abord connaître la formule brute du solide ionique. À nouveau, on additionne toutes les masses molaires pour tous les éléments du solide en tenant compte des proportions de chaque élément, et en ajoutant les molécules d'eau dans le cas des solides hydratés.

Exemple :

Sulfate de cuivre(II) pentahydraté CuSO₄•5H₂O :

M = M(Cu) + M(S) + 4M(O) + 5 = 63,5 + 32,1 + 4×16 + 5(2 + 16) = 249,6 g·mol^-1.

Notes et références

Notes

↑ De cette masse il faut théoriquement retrancher l'énergie des liaisons interatomiques divisée par le carré de la vitesse de la lumière (selon la formule de l’équivalence masse-énergie d'Einstein E = mc²), mais en pratique cette correction n'est pas significative parce qu'elle est beaucoup trop petite.

Références

↑ ^{a et b} CODATA 2010.

Voir aussi

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masse molaire, sur le Wiktionnaire

Articles connexes

Synoptique des grandeurs de masse moléculaire
Grandeur	Définition	Unité	Remarque
Nombre de masse	Le nombre de nucléons d'un atome.	Entier sans dimension.	La différence entre le nombre de masse et la masse moléculaire de l'atome vient des inégalités dans l'énergie de liaison nucléaire, et est typiquement inférieure au pour cent.
Masse atomique	La masse d'un atome ou d'une molécule.	(kilogramme) uma	Exprimée en unité de masse atomique, la mesure de la masse atomique est égale à celle de la masse moléculaire.
Masse moléculaire	Rapport entre la masse atomique d'une molécule de ce corps et l'unité de masse atomique.	Nombre sans dimension.	Pour un isotope donné, la masse moléculaire est peu différente de son nombre de masse.
Masse molaire	La masse d'une mole d'une molécule (ou d'un atome).	(kg/mol) g/mol	Exprimée en gramme par mole, la mesure de la masse molaire est égale à la masse moléculaire.
Unité de masse atomique (uma)	Le douzième de la masse d'un atome de carbone 12.	(kilogramme)	Elle vaut 1,66 × 10⁻²⁷ kg, sensiblement la masse d'un proton (1,672 × 10⁻²⁷ kg) ou d'un neutron (1,675 × 10⁻²⁷ kg), la différence correspond à l'énergie de liaison nucléaire du carbone.
Mole (mol)	Quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 12 grammes de carbone 12.	mole (mol)	Le nombre d'entités est le nombre d'Avogadro, 6,022 × 10²³ mol⁻¹.

Portail de la chimie

[2] De cette masse il faut théoriquement retrancher l'énergie des liaisons interatomiques divisée par le carré de la vitesse de la lumière (selon la formule de l’équivalence masse-énergie d'Einstein E = mc²), mais en pratique cette correction n'est pas significative parce qu'elle est beaucoup trop petite.

[CODATA-1] {a et b} CODATA 2010.