Quelle est la différence entre la “ masse moléculaire ”, “ masse atomique moyenne ” et “ masse molaire ”?

Masse atomique fait référence à la masse moyenne dun atome. Cela a des dimensions de masse , donc vous pouvez lexprimer en termes de daltons, grammes, kilogrammes, livres (si vous le vouliez vraiment), ou toute autre unité de masse. Quoi quil en soit, comme vous lavez dit, il sagit dune moyenne des masses des isotopes, pondérée par leur abondance relative. Par exemple, la masse atomique de $ \ ce {O} $ est 15,9994 $ ~ \ mathrm {u} $ . $ \ mathrm {u} $ est labréviation de unité de masse atomique unifiée et 1 u équivaut à 1,661 $ \ fois 10 ^ {- 24} ~ \ mathrm {g} $ . Cest exactement le même que le dalton, mais daprès ce que jai vu, le terme dalton est plus utilisé lorsque lon parle de polymères, de biomolécules ou de spectres de masse.

Masse moléculaire fait référence à la masse moyenne dune molécule. Là encore, elle a des dimensions de masse . Ce nest que la somme des masses atomiques des atomes dans une molécule. Par exemple, la masse moléculaire de $ \ ce {O2} $ est $ 2 (15.9994 ~ \ mathrm {u}) = 31,9988 ~ \ mathrm {u} $ . Vous n’avez pas besoin de calculer l’abondance isotopique relative ou quoi que ce soit pour cela, car elle est déjà prise en compte dans les masses atomiques que vous utilisez.

Le terme masse molaire fait référence à la masse par mole de substance – le nom en quelque sorte limplique. Cette substance peut être nimporte quoi – un élément comme $ \ ce {O} $ , ou une molécule comme $ \ ce {O2 } $ . La masse molaire a des unités de $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ , mais numériquement elle est équivalente aux deux ci-dessus. Ainsi, la masse molaire de $ \ ce {O} $ est $ 15,9994 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1} } $ et la masse molaire de $ \ ce {O2} $ est 31,9988 $ ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ .

Parfois, vous pouvez rencontrer les termes masse atomique relative ( $ A_ \ mathrm {r} $ ) ou masse moléculaire relative ( $ M_ \ mathrm {r} $ ). Celles-ci sont définies comme le rapport de la masse moyenne dune particule (un atome ou une molécule) à un douzième de la masse dun atome de carbone 12. Par définition , latome de carbone-12 a un poids exactement de 12 $ ~ \ mathrm {u} $ . Cest probablement plus clair avec un exemple. Parlons de la masse atomique relative de lhydrogène, qui a une masse atomique de 1,008 $ ~ \ mathrm {u} $ : $$ A_ \ mathrm {r} (\ ce {H}) = \ frac {1.008 ~ \ mathrm {u}} {\ frac {1} {12} \ times 12 ~ \ mathrm {u}} = 1.008 $ $

Notez quil sagit dun rapport de masses et quen tant que tel, il est sans dimension (il ny a pas dunités attachées).Mais, par définition, le dénominateur est toujours égal à $ 1 ~ \ mathrm {u} $ donc la masse atomique / moléculaire relative est toujours numériquement égale à la masse atomique / moléculaire – la seule différence est le manque dunités. Par exemple, la masse atomique relative de $ \ ce {O} $ est de 15,9994. La masse moléculaire relative de $ \ ce {O2} $ est de 31,9988.

Donc, à la fin, tout est numériquement le même – si vous utilisez les unités appropriées – $ \ mathrm {u} $ et $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . Rien ne vous empêche dutiliser des unités de $ \ mathrm {oz ~ mmol ^ {- 1}} $ , cela ne sera plus équivalent numériquement. La quantité que vous utilisez (masse / masse molaire / masse relative) dépend de ce que vous essayez de calculer – lanalyse dimensionnelle de votre équation est très pratique ici.

Résumé:

• Masse atomique / moléculaire : unités de masse
• Masse molaire : unités de masse par quantité
• Masse atomique / moléculaire relative : aucune unité

Une petite (et non essentielle) note sur la définition du $ \ text {u} $ . Il « est défini par latome $ \ ce {^ {12} C} $ , qui est défini pour avoir une masse exactement de $ 12 \ text {u} $ . Désormais, la taupe est également définie par latome $ \ ce {^ {12} C} $ : $ 12 \ text {g} $ de $ \ ce {^ {12} C} $ est défini pour contenir exactement $ 1 \ text {mol} $ de $ \ ce {^ {12} C} $ . Et nous savons quune mole de $ \ ce {^ {12} C} $ contient 6,022 $ \ fois 10 ^ {23} $ atomes – nous appelons ce nombre la constante dAvogadro. Cela signifie que $ 12 \ text {u} $ doit être exactement égal à $ (12 \ text {g}) / (6,022 \ fois 10 ^ {23}) $ , et donc,

$$ 1 \ text {u} = \ frac {1 \ text {g}} {6,022 \ fois 10 ^ {23}} = 1,661 \ fois 10 ^ {- 24 } \ text {g.} $$

Le IUPAC Gold Book fournit la référence ultime en matière de terminologie chimique.

Masse atomique relative (poids atomique), $ A_ \ mathrm {r} $
Le rapport de la masse moyenne de latome à lunité de masse atomique unifiée.

La masse atomique relative (masse atomique moyenne comme vous le dites) est la masse moyenne pondérée de tous les isotopes dun élément dans un échantillon donné, par rapport à lunité de masse atomique unifiée, qui est définie comme un douzième de la masse dun atome de carbone-12 dans son état fondamental.

masse moléculaire relative, $ M_ \ mathrm {r} $
Rapport de la masse dune molécule à lunité de masse atomique unifiée. Parfois appelé poids moléculaire ou masse molaire relative.

Il sagit de la somme totale des masses atomiques relatives de tous les atomes dune molécule. Par exemple, $ \ ce {H2O} $ a une masse moléculaire relative de 1,008 $ + 1,008 + 15,999 = 18,015 $ .

Le Livre dOr na pas dentrée pour « masse molaire » mais cest un terme couramment utilisé.

La masse molaire est la masse dune substance divisée par sa quantité de substance (communément appelée nombre de moles). Il a donc des unités de $ \ mathrm {masse ~ (quantité ~ de ~ substance) ^ {- 1}} $ et est couramment exprimé en $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . La masse atomique ou moléculaire relative est simplement la masse molaire de cette substance divisée par $ \ mathrm {1 ~ g ~ mol ^ {- 1}} $ pour donner un sans dimension quantité.

Prenons par exemple loxygène ($ \ ce {O2} $). Les exemples faciliteront la compréhension.

Nous utiliserons u, kg et g comme unités de masse. La forme complète de u est lunité de masse atomique unifiée. Généralement, les gens utilisent également amu (unité de masse atomique) ou Da (Dalton). kg est kilogramme et g est gramme.

1 u = masse dun nucléon (proton / neutron; les constituants du noyau atomique). $ \ pu {1 u} = \ pu {1,66 \ times 10 ^ {- 27} kg} $.

Masse atomique:
Une molécule doxygène est constituée de deux atomes doxygène. $ \ ce {O2} $ est essentiellement $ \ ce {O = O} $ La masse atomique est la masse dun atome.La masse dun atome doxygène est $ \ pu {(15.9994 \ pm 0.0004) u} $ ou environ $ \ pu {16 u} $.

Masse Moléculaire:
Masse dune molécule doxygène soit dune $ \ ce {O2} $ molécule (lentité $ \ ce {O = O} $ entière). Donc la masse dune molécule doxygène sera de 2 $ \ times \ pu {16 u} = \ pu {32 u} $.

Masse molaire:
La masse dune mole doxygène. 1 mole doxygène = $ \ mathrm {6,022 \ fois 10 ^ {23}} $ nombre de molécules doxygène.

Essayons de calculer et de voir comment ça se passe.

1 molécule de $ \ ce {O2} $ pèse $ \ pu {32 u} = \ pu {32 \ fois 1,66 \ fois 10 ^ {- 27} kg} $

Une mole doxygène $ \ mathrm {= 6,022 \ fois 10 ^ {23}} $ de molécules doxygène Donc 1 mole doxygène pèse $ \ pu {32 \ fois 1,66 \ fois 10 ^ {- 27} \ fois 6,022 \ fois 10 ^ {23} kg} = \ pu {0.031988864 kg} = \ pu {31.988 g} = \ text {environ} \ pu {32 g} $.

1 mole doxygène est constituée dun grand nombre de molécules, donc nous sommes passés à une unité plus grande (de u à g) pour plus de commodité. Jespère que vous comprenez les différences maintenant.