Masse molaire en chimie

La masse molaire permet de relier la quantité de matière (en mol) à la masse (en g) d'une substance. Elle est une propriété caractéristique de chaque espèce chimique.

Où :

• M : masse molaire (g/mol)
• m : masse de la substance (g)
• n : quantité de matière (mol)

Une mole contient 6,02 × 10²³ entités élémentaires (atomes, molécules, ions...). Cette constante est appelée nombre d'Avogadro (N_A).

Donc la masse molaire est la masse de 6,02 × 10²³ entités élémentaires de la même espèce.

L'unité officielle de la masse molaire est le gramme par mole (g/mol). On peut aussi rencontrer kg/mol dans certains contextes.

Exemple : M(H₂O) = 18,0 g/mol signifie que 1 mole d'eau pèse 18,0 grammes.

La masse molaire se note M et s'exprime en g/mol. On précise souvent l'espèce concernée :

• M(C) pour la masse molaire du carbone
• M(O₂) pour la masse molaire du dioxygène
• M(NaCl) pour la masse molaire du chlorure de sodium

Dans le Système International, la masse molaire s'exprime en kilogramme par mole (kg/mol). Mais en chimie, on utilise presque toujours g/mol pour des raisons pratiques.

1 kg/mol = 1000 g/mol

La masse molaire atomique est la masse d'une mole d'atomes d'un même élément chimique. Elle s'exprime en g/mol.

Elle est numériquement égale à la masse atomique relative de l'élément, exprimée en unité de masse atomique (u).

La masse molaire atomique d'un élément est indiquée dans le tableau périodique. Par exemple :

• H (hydrogène) : M(H) ≈ 1,0 g/mol
• C (carbone) : M(C) ≈ 12,0 g/mol
• O (oxygène) : M(O) ≈ 16,0 g/mol
• N (azote) : M(N) ≈ 14,0 g/mol
• Na (sodium) : M(Na) ≈ 23,0 g/mol

La masse molaire atomique est une moyenne pondérée des masses des isotopes de l'élément, tenant compte de leur abondance naturelle.

Par exemple, le chlore a deux isotopes principaux : Cl-35 (75%) et Cl-37 (25%), donc M(Cl) ≈ 35,5 g/mol.

La masse molaire moléculaire est la masse d'une mole de molécules d'une même espèce chimique. Elle s'obtient en additionnant les masses molaires atomiques de tous les atomes constituant la molécule.

Pour calculer la masse molaire d'une molécule, on additionne les masses molaires des atomes qui la constituent :

M(A_xB_y) = x × M(A) + y × M(B)

Exemple : M(H₂O) = 2 × M(H) + M(O) = 2 × 1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol

• H₂ : M(H₂) = 2 × M(H) = 2 × 1,0 = 2,0 g/mol
• O₂ : M(O₂) = 2 × M(O) = 2 × 16,0 = 32,0 g/mol
• CO₂ : M(CO₂) = M(C) + 2 × M(O) = 12,0 + 2 × 16,0 = 44,0 g/mol
• C₆H₁₂O₆ (glucose) : M = 6×12,0 + 12×1,0 + 6×16,0 = 180,0 g/mol

La masse molaire d'un ion monoatomique est pratiquement identique à celle de l'atome correspondant, car la masse des électrons est négligeable devant celle du noyau.

Exemple : M(Na⁺) ≈ M(Na) = 23,0 g/mol

Pour un composé ionique, on calcule la masse molaire en additionnant les masses molaires des ions qui le constituent, en tenant compte de leurs proportions.

Exemple : NaCl (chlorure de sodium)

M(NaCl) = M(Na) + M(Cl) = 23,0 + 35,5 = 58,5 g/mol

• CaCO₃ (carbonate de calcium) : M = 40,1 + 12,0 + 3×16,0 = 100,1 g/mol
• Mg(OH)₂ (hydroxyde de magnésium) : M = 24,3 + 2×(16,0 + 1,0) = 58,3 g/mol
• Fe₂(SO₄)₃ (sulfate de fer(III)) : M = 2×55,8 + 3×(32,1 + 4×16,0) = 399,9 g/mol

Cette formule permet de relier :

• m : masse de la substance (en g)
• n : quantité de matière (en mol)
• M : masse molaire (en g/mol)

• Pour trouver la quantité de matière : n = m / M
• Pour trouver la masse molaire : M = m / n
• Relation avec le nombre d'entités : n = N / N_A
• Où N est le nombre d'entités et N_A le nombre d'Avogadro

Le triangle de conversion permet de retrouver facilement les formules :

Pour trouver une grandeur, on cache la case correspondante et on effectue l'opération indiquée.

On connaît :

• m = 36 g
• M(H₂O) = 18,0 g/mol

On cherche : n (quantité de matière)

On utilise la formule : n = m / M

n = 36 / 18,0 = 2,0 mol

Donc 36 g d'eau correspondent à 2,0 mol d'eau.

On peut vérifier : m = n × M = 2,0 × 18,0 = 36 g ✓

M(C₆H₁₂O₆) = 6 × M(C) + 12 × M(H) + 6 × M(O)

M(C₆H₁₂O₆) = 6 × 12,0 + 12 × 1,0 + 6 × 16,0

M(C₆H₁₂O₆) = 72,0 + 12,0 + 96,0 = 180,0 g/mol

On connaît :

• n = 0,5 mol
• M = 180,0 g/mol

On cherche : m (masse)

On utilise la formule : m = n × M

m = 0,5 × 180,0 = 90,0 g

Donc 0,5 mol de glucose pèse 90,0 g.

On connaît :

• m = 44,0 g
• n = 1,0 mol

On cherche : M (masse molaire)

On utilise la formule : M = m / n

M = 44,0 / 1,0 = 44,0 g/mol

Une masse molaire de 44,0 g/mol correspond à plusieurs substances possibles :

• CO₂ (dioxyde de carbone) : M = 12,0 + 2×16,0 = 44,0 g/mol
• N₂O (protoxyde d'azote) : M = 2×14,0 + 16,0 = 44,0 g/mol
• C₃H₈ (propane) : M = 3×12,0 + 8×1,0 = 44,0 g/mol

Il faudrait des informations supplémentaires pour identifier exactement la substance.

En chimie, la masse molaire est essentielle pour les dosages et les réactions chimiques. Elle permet de déterminer les quantités de réactifs nécessaires et les rendements des produits.

Pour préparer une solution de concentration donnée, on utilise la masse molaire pour déterminer la masse de soluté à peser.

Exemple : pour préparer 1 L de solution de NaCl à 0,1 mol/L, il faut 0,1 mol de NaCl, soit 0,1 × 58,5 = 5,85 g.

La masse molaire est utilisée dans de nombreux domaines :

• Pharmacie : dosage des médicaments
• Alimentation : analyse nutritionnelle
• Environnement : mesure de polluants
• Matériaux : caractérisation des polymères

Ne pas confondre la masse molaire (en g/mol) avec la masse atomique (en u ou Da). Numériquement, elles sont égales pour un atome, mais les unités sont différentes.

Les gaz comme H₂, O₂, N₂, Cl₂ existent sous forme diatomique. Il faut bien calculer la masse molaire de la molécule complète.

Exemple : M(H₂) = 2 × M(H) = 2,0 g/mol, pas 1,0 g/mol.

Respecter le nombre de chiffres significatifs dans les calculs. Si une donnée est donnée à 2 chiffres significatifs, le résultat final doit l'être aussi.

• La masse molaire est la masse d'une mole d'entités
• Elle s'exprime en g/mol
• Elle permet de relier masse et quantité de matière
• M = m/n

• Masse molaire atomique : pour les atomes
• Masse molaire moléculaire : pour les molécules
• Masse molaire ionique : pour les ions et composés ioniques

• m = n × M
• n = m / M
• M = m / n
• n = N / N_A