unité de masse atomique

[invité576543]

La masse des nucléons séparés seule est trop importante!

Bonjour,

Si on veut être précis, il faut aussi prendre en compte les électrons. Les masses atomiques sont, comme le nom l'indique, les masses des atomes (neutres implicitement).

Les 12 uma de l'atome de carbone 12 est composé de: la masse de 6 neutrons, plus la masse de 6 protons, plus la masse de 6 électrons, moins l'énergie de liaison nucléaire, moins l'énergie de liaison entre noyau et électrons...

Cordialement,

[dentistefou]

ok merci de m'avoir corriger

[dentistefou]

moi aussi j'écris n'importe quoi ; *merci de m'avoir corrigé

[Chocobeur]

1 uma = l'inverse de la constante d'avogadro:

C'est à dire 1/6.0221e23,

Soit 1.6605e-27 Kg

Ou 1.6605e-24 g ...

[invité576543]

1 uma = l'inverse de la constante d'avogadro:

Non, non. Un molième de gramme, vous dis-je! L'inverse du nombre d'Avogadro, c'est un molième, comme l'inverse de un million, c'est un millionième.

Cordialement,

[Hadrien]

bonsoir tout le monde, je ne sais toujours pas si on peut dire que 1uma = 1g/mol??

[invité576543]

bonsoir tout le monde, je ne sais toujours pas si on peut dire que 1uma = 1g/mol??

Réponse simple: oui! Une mole c'est un nombre, tu prends 1 g, tu divises par 1 mole tu trouve une uma

1 uma = (1 gramme)/(1 mole) = 1 g/mol

Cordialement,

[Hadrien]

ha merci beaucoup mmy.

[Alia]

Bonjour à tous
je viens de découvrir ce forum et je viens de lire attentivement cette discussion.
je voulais donc y apporter mon point de vue:
il ne faut pas confondre la masse atomique relative et masse molaire
Explication:
1. Masse atomique relative

définition

: c'est le rapport de la masse moyenne d'un atome de l'élément (compte tenu de la proportion isotopique naturelle) au douzième de la masse d'un atome de l'isotope douze du carbone

en clair c'est la masse de l'atome par rapport au 12ème de la masse de l'atome ¹²C
unité : masse atomique du 12C/12
en pratique on considère que Ar(masse atomique relative) n'a pas d'unité car on la calcule en divisant une masse par une masse!!!!!

2.Masse molaire

définition

c'est la masse d'une mole d'entités chimiques
pour rappel une mole contient toujours 6.1023 entités (le n avogadro)
son unité est le g*mol-1

pour moi dire que un u = 1 g/mol est une grave erreur

[invité576543]

Bonjour,

Toute mesure, sans exception, est une mesure relative. On peut toujours la considérer comme un nombre sans dimension, comme le rapport de la quantité mesuré à l'unité.

C'est d'ailleurs la définition de la mesure de masse encore aujourd'hui, c'est le rapport avec la masse étalon déposée au pavillon de Breteuil.

Ca n'émène rien de distinguer une mesure en kg, et une mesure relative en kg par "kg de l'étalon de Breteuil", donc sans unité.

L'uma consiste à prendre comme unité 1/12 de la masse de l'atome de carbone 12, comme le kg consiste à prendre comme unité l'étalon du pavillon de Breteuil.

Vu comme ça g.mol-1 devient une unité, au même titre que le kg. Et cette unité correspond par définition de la mole, définition officielle du système SI, à la masse d'un atome de ¹²C.

Les deux notions décrites sont donc strictement identiques, de par la définition officielle de la mole.

Il faut comprendre que la situation est très différente de celle de, par exemple, la densité relative à l'eau ou à l'air, ou autre grandeur relative. La différence vient de la définition officielle du système SI, qui fait de facto l'atome de ¹²C un étalon de masse.

Cordialement,

[Alia]

tout à fait d'accord mais moi, dans mon esprit,
la masse atomique relative , qui traduit les rapports de masse des atomes entre eux , se rapporte à une "échelle microscopique" tandis que la masse molaire se rapporte à une "échelle macroscopique" .
et je trouvais important de ne pas faire d'amalgames

cordialement

[arrial]

bah theoriquement un uma c'est le douzieme de la masse de 0,012 kg de carbone 12 a qui on a donné la valeur 12,000 00 à sa masse donc la masse d'un uma doit etre egale a 1g de matière contenu dans une mole. Par consequent 1uma = 1g.mol-1
dites moi ou je me trompe, au passage salut Hadrien bis c'est rare les Hadrien comme nous

Vieux motard que jamais …


Salut,



La difficulté conceptuelle est que l’isotope 12 du carbone dans son état fondamental, sert à la fois à définir
♦ la mole : 1 mole = la quantité de matière dans une masse de 12,00000 g de ¹²C (état fondamental bla bla)
♦ l’uma : 1 uma = (masse d’un atome de carbone)/12

L’erreur est de considérer que la masse (uma) correspondant à 1 g contenu dans une mole s’exprime en g/mol. C’est le gramme qui, ici, se réfère à la mole
1 g ↔ m(¹²C)/mol = 12 uma*6,022E23/mol
Na = 6,022E23/mol
▬▬▬▬
Si Na s’exprime bien en 1/mol, ça n’est pas le cas de 6,022E23 qui n’est qu’un simple nombre.
→ 1 uma = m(¹²C)/(12*(¹²C)/ 6,022E23) = 0,001/6,022E23 = 1,66E-27 kg
Il s’agit bien de kg (ou g) et non de kg/mol (ou g/mol)



@+

[HarleyApril]

bonjour

plutôt que de continuer à n'en plus finir, retournons simplement à l'UICPA et à ses définitions (c'est quand même eux qui définissent les règles !)
http://goldbook.iupac.org/A00504.html

Masses are specified in terms of atomic mass unit, amu = 1.6605402 × 10⁻²⁷ kg and of the electron mass unit, m_e = 0.910953 × 10⁻³⁰ kg. The advantage of atomic units is that if all calculations are directly expressed in such units, the results do not vary with any revision of the numerical values of the fundamental constants.