Atomic Mass and Mole Concepts

Overview

This lecture covers how chemists define atomic mass units, calculate average atomic masses using isotopic abundances, and introduces Avogadro's number to relate atomic-scale and macroscopic masses.

Définition de l’unité de masse atomique (uma)

• Les chimistes ne peuvent pas peser directement un seul atome ou une seule molécule.

• L’unité de masse atomique (uma) est définie en attribuant exactement 12 uma à un atome de carbone-12.

• Un atome de carbone-12 contient six protons, six neutrons et six électrons.

• La masse précise d’1 uma demeure inconnue, seule sa valeur relative est déterminée.

Isotopes et masse atomique moyenne

• Les expériences permettent de mesurer les masses relatives des isotopes.

• Le carbone-13 est 1,08361 fois plus lourd que le carbone-12, il pèse donc 13,00335 uma.

• Le carbone naturel est composé à 98,89 % de carbone-12 et à 1,11 % de carbone-13.

• La masse atomique moyenne du carbone est de 12,01 uma, calculée comme une moyenne pondérée.

• La masse atomique moyenne n’est pas la masse réelle d’un seul atome, mais une moyenne statistique.

Nombre d’Avogadro et la mole

• Le nombre d’Avogadro correspond au nombre d’atomes contenus dans 12 g de carbone-12 pur, de la même façon qu’une douzaine correspond à 12 objets.

• La valeur actuellement acceptée est de 6,022 × 10²³ particules par mole.

• La valeur numérique du nombre d’Avogadro peut légèrement évoluer avec le temps, mais la définition reste la même.

Masse molaire et calculs de masse

• La masse moyenne d’un atome de carbone est de 12,01 uma, donc une mole d’atomes de carbone pèse 12,01 grammes.

• Pour calculer la masse d’un seul atome ou d’une seule molécule : diviser la masse molaire par le nombre d’Avogadro.

• La masse moléculaire se trouve en additionnant les masses atomiques des atomes constitutifs.

• Malgré ces calculs, la masse réelle d’un seul atome ou d’une seule molécule ne peut jamais être mesurée physiquement.

Termes clés et définitions

• Unité de masse atomique (uma) — Unité standard de masse définie par ¹²C = 12 uma.

• Isotope — Atomes d’un même élément possédant un nombre différent de neutrons.

• Nombre d’Avogadro — 6,022 × 10²³ particules par mole.

• Mole — Quantité de matière contenant le nombre d’Avogadro de particules.

• Masse molaire — Masse (en g) d’une mole d’une substance.

Points d’action / Prochaines étapes

• S’exercer à calculer les masses atomiques moyennes pondérées à partir des abondances isotopiques.

• Mémoriser le nombre d’Avogadro (6,022 × 10²³).

• Réviser la conversion entre masse atomique, moléculaire et molaire.