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   Stœchiométrie


La masse des atomes s'exprime rarement en grammes, mais plutôt par comparaison avec l'un d'eux. 
On a ainsi arbitrairement définit l'unité de masse atomique (u) comme étant le douzième de la masse d'un atome de C-12:

1  u   =    1/12 de la masse d'un atome de carbone 12   =  1,66 · 10-24 g

On représente par convention la masse atomique moyenne d'un élément par le symbole de l'élément entre parenthèses:

  • (Mg) =  24,3  u        
  • (C)   =  12,011  u

La masse d'une substance est  la somme des masses atomiques de tous les atomes qui là composent. Si elle  cristallise avec des molécules d'eau d'hydratation, on les ajoute au total:

  • (HCl) =     1,008 + 35,45 = 36,458 u
  • (H2O) = 2  · 1,01 + 16,00 = 18,02  u
  • (Al2(SO4)3·18 H2O) = 2·26.98+3·(32.07+4·16.00)+18·(2·1.01+16.00)=342.17+18·18.02 = 666.53u 
1 u est une masse trop petite à notre échelle, comme l'important c'est les proportions, on définit un nombre pratique pour le travail en grammes, c'est le nombre d'espèces qu'il faut pour obtenir une masse dont la mesure est identique à celle en [u] mais exprimée en gramme. Ce nombre est le nombre d'Avogadro, quand on a ce nombre d'une espèce, on dit qu'on en a une mole:

NA   ·  1 [u]  =  1 [g]    donc    NA = 1 / 1,66 · 10-24 = 6.022 · 1023 = 1 mole  =  nombre d'Avogadro

Pratiquement on ne travail jamais en [u] mais en grammes ou kg, en considérant non le nombre d'atomes, mais le nombre de moles d'atomes.

On définit:  
  • M: masse d'une mole ou masse molaire.
  • n:   nombre de mole considéré.
  • m:  masse de la substance considérée
Illustration: (H2O) =  18,02  u     et    M(H2O) =  18,02 g/mol   dans 18.02 g d'eau on a 1 mole d'eau, n = 1
On a donc la formule:  n = m / M  

Exercices

Exercice 1: Trouver la masse molaire de a) H2SO4   b) CuSO4 × 5H2O       c) Fe(NO3)3    

Exercice 2:Quelle est la masse d'une mole d'eau?   

Exercice 3:Combien y a-t-il de moles de H2O dans 100 grammes de H2O?   

Exercice 4:Combien y a-t-il de moles d'hydrogène (H) dans 36.0 grammes de H2O?   

Exercice 5:Combien y a-t-il d'atomes dans 5 grammes de carbone?   

Exercice 6:Combien de grammes de soufre faut-il prendre pour avoir le même nombre d'atomes que dans 5 grammes de fer?   

Exercice 7:Quelle est la masse de 0.500 mole de CO2?   

Exercice 8:Combien pèse 6.00 moles de HCl?   

Exercice 9:Combien y a-t-il de moles d'eau dans 500 ml d'eau? (masse volumique de l'eau: 1 kg/l)   

Exercice 10:Quelle est la masse d'une molécule de NH3? réponse en g. et en u.   

Exercice 11:On a une solution contenant 4.00 grammes par litre de NaOH. Combien de moles par litre de NaOH a-t-on dans la solution?   

Exercice 12:Quelle est la masse de 2.5 moles d'hydroxyde de sodium NaOH ? Combien de molécules dans 2.5 moles d'hydroxyde de sodium ?   

Exercice 13:Combien de moles, de molécules et d'atomes y a-t-il dans 1000 g de sulfate de fer (III) de formule Fe2(SO4)3 ?   

Exercice 14:Quelle est la masse de 18.08 × 1023 molécules de phosphate de calcium Ca3(PO4)2 ?   

Exercice 15:Quelle est la masse de 24,08 · 1023 molécules d'oxygène ?