2.11: La Masse Molaire
Comme nous l’avons vu dans La Quantité de Substance: Moles, il n’y a pas de relation entre la masse ou le volume d’une substance et le nombre de molécules. Mais nous avons ensuite défini la quantité de substance, n, pour représenter le nombre de particules. La quantité est donc utile pour déterminer la quantité de chaque substance qui réagira. Alors que 1 g de Hg, ou 1 cm3 de Hg, réagit avec une masse ou un volume de Br2 qui n’est pas lié aux coefficients de l’équation chimique, 1 mole de Hg réagit toujours avec 1 mole de Br2, car un atome de Hg réagit avec une molécule de Br2:
Ce dont nous avons besoin est un moyen pratique de convertir les masses en quantités, et le facteur de conversion nécessaire s’appelle la masse molaire . Une quantité molaire est une quantité qui a été divisée par la quantité de substance. Par exemple, une quantité molaire extrêmement utile est la masse molaire M:
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Il est souvent pratique d’exprimer des quantités physiques par unité de quantité de substance (par mole), car de cette manière, un nombre égal d’atomes ou de molécules est comparé. De telles quantités molaires nous disent souvent quelque chose sur les atomes ou les molécules eux-mêmes. Par exemple, si le volume molaire d’un solide est plus grand que celui d’un autre, il est raisonnable de supposer que les molécules de la première substance sont plus grandes que celles de la seconde. (Comparer les volumes molaires des liquides, et en particulier des gaz, ne donnerait pas nécessairement la même information puisque les molécules ne seraient pas aussi serrées.)
Il est presque trivial d’obtenir la masse molaire, puisque les poids atomiques et moléculaires exprimés en grammes nous donnent les masses de 1 mole de substance.
Exemple \(\PageIndex{1}\): Masse molaire
Obtenez la masse molaire de (a)Hg et (b)Hg2Br2.
Solution
a) Le poids atomique du mercure est de 200,59, et donc 1 mole Hg pèse 200,59 g.
\(M_{\text{Hg}} = \frac{m_{\text{Hg}}}{n_{\text{Hg}}} = \frac{\text{200}\text{.59 g}} {\text{1 mol}} = \text{200,59 g mol}^{-1}\)
b) De même, pour Hg2Br2, le poids moléculaire est de 560,98, et donc
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La masse molaire est numériquement la même que le poids atomique ou moléculaire, mais elle a des unités de grammes par mole. L’équation, qui définit la masse molaire, a la même forme que celles définissant la densité, et la constante d’Avogadro. Comme dans le cas de la densité ou de la constante d’Avogadro, il n’est pas nécessaire de mémoriser ou de manipuler une formule. Rappelez-vous simplement que la masse et la quantité de substance sont liées par la masse molaire.
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La masse molaire est facilement obtenue à partir des poids atomiques et peut être utilisée comme facteur de conversion, à condition que les unités s’annulent.
Exemple \(\PageIndex{2}\): Moles
Calculez la quantité d’octane (C8H18) dans 500 g de ce liquide.
Solution
Tout problème impliquant une interconversion de la masse et de la quantité de substance nécessite une masse molaire
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La quantité de substance sera la masse multipliée par un facteur de conversion qui permet l’annulation des unités:
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Dans ce cas, l’inverse de la masse molaire était le facteur de conversion approprié.
La constante d’Avogadro, la masse molaire et la densité peuvent être utilisées en combinaison pour résoudre des problèmes plus complexes.
Exemple \(\PageIndex{3}\) : Molécules
Combien de molécules seraient présentes dans 25,0 ml de tétrachlorure de carbone pur (CCl4) ?
Solution
Dans des exemples précédents, nous avons montré que le nombre de molécules peut être obtenu à partir de la quantité de substance en utilisant la constante d’Avogadro. La quantité de substance peut être obtenue à partir de la masse en utilisant la masse molaire, et la masse à partir du volume au moyen de la densité. Une feuille de route pour résoudre ce problème est
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ou en notation abrégée
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La feuille de route nous dit que nous devons rechercher la densité de CCl4:
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La masse molaire doit être calculée à partir du Tableau des poids atomiques.
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et on rappelle que la constante d’Avogadro est
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La dernière quantité (N) de la feuille de route peut alors être obtenue en commençant par le premier (V) et en appliquant des facteurs de conversion successifs:
\begin{align}\textit{N}&& 25\text{ cm}^{3}\cdot\tfrac{\text{1.595 g}} {1 \text{ cm}^{3}}\cdot\tfrac {1 \text{ mol}} {\text{153.81 g}}\cdot\tfrac {6.022\cdot10^{23} \text{ molecules}}{1 \text{ mol}} \\&&1.56\cdot10^{23} \text{ molecules} \end{align}
Notice that in this problem we had to combine techniques from previous examples. To do this you must remember relationships among quantities. Par exemple, un volume a été donné, et nous savions qu’il pouvait être converti en masse correspondante au moyen de la densité, et nous avons donc recherché la densité dans un tableau. En rédigeant une feuille de route, ou du moins en la voyant dans les yeux de votre esprit, vous pouvez suivre de telles relations, déterminer quels facteurs de conversion sont nécessaires, puis les utiliser pour résoudre le problème.
Contributeurs et attributions
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Ed Vitz (Université de Kutztown), John W. Moore (Université de Madison), Justin Shorb (Hope College), Xavier Prat-Resina (Université du Minnesota à Rochester), Tim Wendorff et Adam Hahn.
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