Différence entre la masse molaire et la masse moléculaire

Les chimistes mesurent fréquemment les substances en utilisant la masse molaire et la masse moléculaire. Un exemple serait de déterminer le nombre de molécules dans un cylindre. La chimie étudie l'interaction des atomes et des molécules à l'échelle atomique.



Qu'est-ce qu'une masse moléculaire?

Premièrement, la molécule fait référence à la composition d'atomes similaires ou différents disposés en proportions. Les molécules peuvent former des composés chimiques soumis aux propriétés physiques et chimiques de chaque molécule.



En un mot, une masse moléculaire fait référence à la masse totale d'une substance. Il additionne les masses moyennes d'atomes individuels dans une molécule de cette substance particulière.

Afin de déterminer la masse moléculaire d'un composé X, vous devez ajouter les masses atomiques de tous les éléments de la composition, y compris leurs multiplications selon les indices de la formule.



Nous allons illustrer avec un exemple ci-dessous. Ces masses atomiques sont tirées directement du tableau périodique des éléments. Ils sont mesurés en unités de masse atomique (amu), tout comme la masse moléculaire.

Exemple 1:

Déterminez la masse moléculaire de H2O et CH3CH2OH.



Répondre:

Vous devez évaluer les compositions des formules moléculaires données et dériver leurs masses atomiques à partir du tableau périodique. Tenez compte des indices.

Par exemple, H2O indique qu'il y a deux atomes d'hydrogène et un atome d'oxygène. La masse atomique de l'hydrogène est, d'après le tableau périodique, de 1,0079 amu et celle de l'oxygène est de 15,9994. La masse moléculaire du composé est de 2 (1,0079) + 15,9994 = 18,0152 amu.

Et pour déterminer la masse moléculaire de l'éthanol, l'autre formule donnée dans la question, on suit les mêmes étapes. Il y a 2 atomes de carbone, 6 atomes d'hydrogène et 1 atome d'oxygène. La masse atomique de l'atome de carbone est de 12,011 amu. Cela dit, la masse moléculaire de CH3CH2OH est de 2 (12,011) + 6 (1,0079) + 1 (15,9994) = 46,069 amu. Pour votre exercice, calculez la formule moléculaire de l'éthane (C2H4) et du CO2.

Qu'est-ce que la masse molaire?

En ce qui concerne maintenant le concept de masse molaire, il est défini comme la masse en kilogrammes ou en grammes d'une mole d'une substance. Habituellement, les unités de masse molaire sont le gramme / mol. Une mole d'un élément oxygène a une masse de 15,9994 grammes. Ainsi, la masse molaire serait de 15,9994 g / mol. Pour un composé de dioxyde de carbone, par exemple, la masse molaire est définie comme la masse de 1 mole de molécules dans ce composé. Le nombre d'Avogadro, 6,022 x 1023, est souvent utilisé pour relier le nombre d'atomes, de molécules et d'autres unités auquel une masse molaire est égale. Par exemple, une masse molaire de H2O serait égale à la masse en grammes par mole de 6,022 x 1023 molécules d'eau. Si cela semble trop technique, nous allons illustrer avec un exemple ci-dessous:

Exemple 2:

Déterminez la masse molaire d'éthanol.

Répondre:

Dans le premier exemple, nous avons déterminé la masse moléculaire de l'éthanol (C2H5OH). Ne vous laissez pas confondre par une formule différente de celle mentionnée ci-dessus. Nous venons de jouer avec les arrangements structuraux de la formule de l'éthanol bien que le rapport des atomes reste le même.

L'éthanol contient 6,022 x 1023 molécules et la masse molaire est égale à la masse d'éthanol qui contient ces molécules. Nous avons trouvé que la masse moléculaire de l'éthanol était de 46,069 unités de masse atomique dans notre exemple précédent. La même procédure est suivie pour calculer la masse molaire.

Une mole d'éthanol a 2 moles d'atomes de carbone, 6 moles d'atomes d'hydrogène et une mole d'atome d'oxygène. En prenant les masses atomiques du tableau des périodes, nous trouvons que la masse molaire est de 2 (12,011g) + 6 (1,0079g) + 15,9994g qui est égal à 46,069 g / mois. Notez la même valeur mais des unités différentes.

NB:La masse molaire de toute substance chimique fait référence à sa masse atomique ou sa masse moléculaire en grammes par mole. Les valeurs sont les mêmes mais des unités différentes.

Exercice 2:

Calculez la masse molaire de phosphate de calcium (Ca3 (PO4) 2). La réponse devrait être 310,177 g / mol.

En ce qui concerne le carbone, la masse molaire d'un carbone naturel doit être différente de celle dérivée du tableau des périodes qui appartient à l'isotope du carbone 12. Naturellement, le carbone contient du carbone 12, du carbone 13 et du carbone 14. Mais une mole de carbone contient toujours 6,022 x 1023 mais avec des rapports différents de ces isotopes.

Différences entre la masse molaire et la masse moléculaire

Calcul de la masse molaire et de la masse moléculaire

La masse molaire est déterminée en divisant la masse totale de la substance qui est la masse moyenne de chaque atome par la quantité en moles. Le chiffre résultant sera des grammes par mole ou des kilogrammes par mole. La masse moléculaire est déterminée en calculant la masse de la substance par rapport au 1/12 de l'isotope du carbone 12.

Définition de la masse molaire et de la masse moléculaire

La masse moléculaire fait référence à la masse des molécules tandis que la masse molaire fait référence à la masse d'une mole d'une substance.

Unités SI pour la masse molaire et la masse moléculaire

La masse moléculaire est exprimée en grammes par mole tandis qu'une masse moléculaire est exprimée en unités de masse atomique. Cette expression des unités SI remonte à la manière dont ces concepts sont définis comme précédemment.

Résumé de la masse molaire vs. Masse moléculaire

  • La masse molaire et la masse moléculaire sont des concepts importants en chimie
  • La masse moléculaire est exprimée en grammes par mole ou en kilogrammes par mole tandis que la masse moléculaire est exprimée en unités de masse atomique. La masse molaire est fondamentalement sans unité.
  • Nous calculons la masse molaire en divisant la masse de la substance par la quantité et calculons la masse moléculaire en prenant la masse moyenne des unités de la substance
  • Ils ont les mêmes valeurs mais des unités SI différentes.

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