Lecture 3
Masse atomique
Les composés covalents sont des substances formées lorsque des atomes non métalliques se combinent chimiquement. La plupart des composés ont une composition atomique fixe. La formule d’une substance spécifie sa composition atomique. Par exemple, le glucose, un sucre simple, a pour formule C6H12O6. Cela signifie que 6 atomes de carbone sont liés à 12 atomes d’hydrogène et 6 atomes d’oxygène, dans chaque molécule de glucose. En théorie, nous pourrions combiner les éléments C, O et H dans les bonnes proportions et fabriquer une molécule de glucose. Le carbone, dans son état le plus courant, existe sous la forme d’un solide, le graphite. L’oxygène existe sous forme de molécule de gaz diatomique, O2 et l’hydrogène existe sous forme de gaz diatomique, H2.
La plus petite tache détectable de graphite contiendrait environ 1 x 1016 atomes de carbone, nous ne serons donc pas en mesure de peser un seul atome. Ce qui a été fait, à la place, est d’attribuer une valeur à la masse d’un atome de carbone. Par définition, la masse atomique du 12C (carbone avec 6 protons et 6 neutrons) a été fixée à 12 amu (unités de masse atomique). Cependant, lorsque vous recherchez la masse atomique du carbone dans un tableau, elle est indiquée par 12,01 amu. Cela s’explique par le fait que le carbone existe sous forme d’un certain nombre d’isotopes différents. Les isotopes les plus courants du carbone sont le 12C et le 13C (6 protons et 7 neutrons). L’amu du 13C a été déterminé comme étant de 13,00335 amu. Il est plus lourd que le 12C car il possède un neutron supplémentaire et parce que les neutrons ont une masse légèrement supérieure à celle des protons. Le 12C est plus abondant (98,9%) que le13C (1,10%), c’est pourquoi la masse indiquée du C est plus proche de 12(12,01) que de 13,00335. La masse atomique indiquée représente la masse atomique moyenne du carbone présent dans la nature. Elle a été calculée comme suit :
masse atomique moyenne du C = (.9890)(12 amu) + (.01100)(13,00335) = 12,01 amu
Aucun atome de carbone réel n’a une masse de 12,01 amu. La plupart des atomes de carbone ont une masse atomique de 12amu et quelques-uns ont une masse atomique de 13,00335 amu. La masse atomique de H a été déterminée comme étant de 1,0079 amu et celle de O comme étant de 15,9994 amu. Encore une fois, ce sont des valeurs moyennes des isotopes communs de ces éléments.
Nombre d’Avogadro et masse molaire
Nous avons maintenant une mesure des masses relatives des éléments. Il serait utile de convertir les amu en grammes, une unité que nous pouvons réellement mesurer. Même le plus petit échantillon d’un élément contient un nombre énorme d’atomes. Il serait donc pratique de disposer d’une unité spéciale, qui décrit un très grand nombre d’atomes. Cette unité s’appelle la mole et constitue l’unité de quantité du SI. Le papier est vendu par rames (500 feuilles), les œufs sont vendus par douzaine (12), les atomes et les molécules sont mesurés en moles. Une mole est définie comme le nombre d’atomes de 12C dans exactement 12 grammes de 12C. Ce nombre a été déterminé, expérimentalement, comme étant 6,022 x 1023 et est appelé nombre d’Avogadro, NA.
6,022 x 1023atomes 12C = 12 g 12C
1 atome 12C= 12 amu
6,022 x 1023atomes = 1 mol atomes
Avec ces facteurs de conversion, on peut déterminer la masse d’un seul atome de 12C.
12g 12C 6,022 x 1023 atomes =12 g/mol = masse molaire de 12C
6,022 x 1023 atomes 1 mol
Les masses atomiques de tous les éléments ont été calculées en amu. Ce même nombre est également la masse molaire, en g/mol, de chaque élément.
Donc, si nous pesons un échantillon de 12,01 g de carbone, nous aurons 6,022 x 1023 atomes de carbone dans notre échantillon. En regardant la formule du glucose (C6H12O6), nous pouvons voir que nous avons besoin de deux fois plus d’atomes d’hydrogène que d’atomes de carbone. Notre échantillon de 12,01 g de carbone contient 1mole d’atomes de carbone. Nous aurons donc besoin de 2 moles d’atomes H. Combien de grammes d’atomes H cela représente-t-il ? Nous pouvons utiliser le facteur de conversion reliant l’amu aux grammes/mol d’une substance.
2mol H 1,0079 g H = 2,0158 g H
mol H
Combien d’oxygène serait nécessaire ? La formule indique que pour chaque mole de carbone, il faut une mole d’oxygène. Donc, nous aurons besoin de 1 mole d’atomes d’oxygène.
1 mol O 15.9994g O = 15.9994 g O
mol O
Nos matières premières pèseraient 12,01g + 2,0158g + 15,9994g = 30,03 g.
Ce serait aussi la masse du glucose que l’on pourrait fabriquer à partir de ces éléments. Combien de moleset de molécules de glucose cela ferait-il ?
La masse d’une molécule de glucose, C6H12O6,serait la somme des masses atomiques de ses éléments :
6 x 12,011 (amu de C) + 12 x 1,0079 (amu de H) + 6 x 15,9994(amu de O) = 180,157 amu
180,157 amu = 180.157 g/mol
30.03 g de glucose 1 mol de glucose = 0,1667 moles de glucose
180.157 g de glucose
0,1667moles de glucose 6,022 x 1023molécules de glucose = 1.004 x 1023 molécules de glucose
mol de glucose
Pourcentage de composition
Une autre façon de décrire la composition d’une substance est en termes de pourcentage de composition, le pourcentage, en masse, des éléments dans cette substance. Il s’agit d’une information que l’on peut obtenir expérimentalement et qui peut être utilisée pour dériver la formule empirique d’un composé, comme nous le verrons plus loin. Pour l’instant, définissons ce que l’on entend par composition en pourcentage en déterminant la composition en pourcentage du nitrite de sodium, NaNO2. Tout d’abord, calculez la masse molaire :
masse molaire = 1 mol de Na (22,99 g/mol)
+1 mol de N (14,01 g/mol)
+2 mol de O (16,00 g/mol)
69,00g/mol de NaNO3
La composition en pourcentage des éléments est alors :
% Na = 22.99g x 100% = 33,32%
69,00g
% N = 14,01g x 100% = 20,30%
69,00g
%O = 32,00g x 100% = 46,38%
69,00g
Il est possible d’utiliser cette méthode pour déterminer la formuled’une substance inconnue.
L’analyse d’un composé inconnu montre la composition en pourcentage suivante :
40,92 % de carbone, en poids
4,58 % d’hydrogène, en poids
54.50 % d’oxygène, en poids
Premièrement, supposez que vous avez affaire à une certaine quantité de l’inconnu, disons 100 grammes.
40,92 % = 0,4092 x 100 g = 40,92 g de C
4,58 % = 0,058 x 100 g = 4,58 g de H
54,50 % = 0,5450 x 100 g = 54.50 g O
Puisque les atomes se combinent sur une base molaire, et non par masses,convertissez ces grammes d’éléments en moles des différents éléments.
40,95g C 1 mol C = 3,407 mol C
12,01 g C
4.58g H 1 mol H = 4,54 mol H
1,008 g H
54,5g O 1 mol O = 3,406 mol O
16,00 g O
Ces chiffres indiquent le nombre relatif de moles de chacun des trois éléments dans le composé. Nous pouvons maintenant écrire une formule basée sur eux :
C3.407 H4.54O3.40
Mais les atomes entiers se combinent pour former des molécules, pas les atomes fractionnaires. Il faut donc diviser chacun de ces facteurs par le plus petit facteur, 3,406. Cela donne:
CH1.333O
Il y a toujours un indice fractionnaire. Trouvez un facteur, qui convertira 1,333 en un nombre entier :
1,333 x 1 = 1,333
1,333 x 2 = 2,666
1,333 x 3 = 4,000
1,333 x 4 = 5.333
Maintenant, multipliez tous les indices par ce facteur:
C3H4O3
C’est ce qu’on appelle la formule empirique, qui nous indique le nombre relatif de chaque type d’atome dans cette molécule. Cela signifie que la molécule pourrait être :
C3H4O3
C6H8O6
C9H12O9
en d’autres termes, (C3H4O3)n
La formule empirique de la masse (C3H4O3)est : 3(12,01 g/mol C)
+4(1,008 g/mol H)
+3(16,00 g/mol O)
88,06 g/mol
Cela signifie que la masse moléculaire sera un multiple de cette valeur. Si on nous dit que la masse moléculaire est de 176,12 g/mol, nous pouvons déterminer la formule moléculaire.
(C3H4O3)n =176,12 g/mol
(C3H4O3) = 88,06g/mol
(88,06)n = 176,12
n = 2
Donc, la formule moléculaire serait C6H8O6.
L’utilisation la plus courante de ces calculs est de déterminer la masse empirique d’un composé nouveau ou inconnu à partir des produits obtenus en brûlant l’inconnu (réaction de combustion). Dans cette réaction, tout le carbone du composé est converti en CO2, dioxyde de carbone. Tout l’hydrogène du composé est converti en H2O, l’eau. Les masses du CO2 et du H2O sont soigneusement mesurées, puis utilisées pour obtenir une formule empirique.
On brûle 11,5 g d’un composé inconnu, ce qui produit 22,0 g de CO2 et 13,5 g de H2O. Quelle est la formule empirique de ce composé ?
Tout le carbone du CO2 provient de l’échantillon. Donc, calculez d’abord le nombre de moles de carbone dans les 22,0 g de CO2.
22,0 g de CO2 mol CO2 1 mol C = 0,500 moles C
44,01 g de CO2 1 mol CO2
Tout l’hydrogène de l’eau provient de l’inconnu, donc calculez le nombre de moles d’hydrogène dans les 13.5 g de H2O.
13,5 g de H2O 1 mol de H2O 2 mol de H = 1,50 moles de H
18,03 g de H2O 1 mol de H2O
Nous devons également déterminer si l’oxygène présent dans le CO2 et le H2O provient de l’inconnu, ou s’il s’agit de l’oxygène de l’environnement utilisé dans la réaction de combustion. Pour le déterminer, nous devons comparer la masse de l’inconnu à la masse de l’hydrogène et du carbone que nous savons provenir de l’inconnu.
masse de l’inconnu = masse de l’hydrogène + masse du carbone + masse de l’oxygène
masse de l’hydrogène = 1,50 mol H 1,0079 g H = 1.51 g H
1 mol H
masscarbon= 0.500 mol O 12.011 g C =6.00 g O
1 mol C
massinconnu = 11.5 g = 1,51 g + 6,00 g + masse d’oxygène
masse d’oxygène = 4,0 g
Donc, 4,0 g de l’oxygène doivent provenir de l’inconnu. Convertissez cela en moles d’oxygène
4,0 g O 1 molO = 0,25 moles O
15,9994 g O
Maintenant nous pouvons déterminer la formule empirique de l’inconnu. D’abord, substituez les nombres de moles calculés dans la formule :
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