Je confonds nombre de masse, masse atomique, masse molaire

[Oxbow-]

Hello,
Premièrement merci à ceux qui pourront m'aider.
Deuxièmement si vous voulez m'aidez, svp essayez d'etre le plus simple et clair, comme si j'étais un enfant de 5 ans, car je ne comprends pas la plupart des réponses qui me sont données sur ce forum. ...^^' Ca va être compliqué de m'aider pour les bonnes âmes qui vont essayez. Je pense que le mieux c'est de citer mon texte et de compléter/repondre/corriger car j'ai beaucoup de questions...

Voila, vous êtes d'accord que dans le tableau périodique il y a souvent, pour chaque élément par exemple C le carbone, en haut à gauche 6 et en bas à gauche 12.011
Je cherche à comprendre ce que sont ces nombres. C'est la base de chez base mais plus je creuse plus je me rends compte que ca devient complexe..

Le nombre de masse est le nombre total de protons et de neutrons dans le noyau. Pour le carbone c'est 12. Nombre entier "tout rond".
C'est juste ça. Par exemple H c'es 1 en haut et 1 en bas : 1 proton un éléctron et voila point.

L'azote c'est 14. L'oxygène 16. etc. Ca permet également de mettre en évidence un isotope. Par exemple si l'oxygène a 17 et pas 16 il y a un neutron en plus.

Ca c'est pour le nombre de masse, j'ai juste ?

La masse atomique relative est ce 12.011 dans le tableau. Et c'est pas un nombre entier car c'est la moyenne de tous les isotopes que l'on trouve sur terre. Si je travaille dans un laboratoire avec par exemple 50 grammes de carbone j'aurai pas que des carbones 12 tout jolis tout parfaits mais aussi quelques isotopes par-ci par-là et du coup c'est pas un joli 12 mais ça va plus se rapprocher de ce 12.011 qui est une moyenne.

C'est ce que dit wiki :

Concernant un élément chimique en général, c'est le mélange isotopique constaté sur la Terre qui est pris comme mélange caractéristique. La masse atomique d'un élément chimique est ainsi la moyenne des masses atomiques de ses isotopes au prorata de leur présence dans la nature. Ce choix offre un intérêt pratique évident : il permet de calculer précisément les masses en jeu lorsqu'on considère des échantillons non purifiés de l'élément chimique, c'est-à-dire dans la situation expérimentale la plus courante.

Donc dans le tableau périodique si j'ai 6 en haut et 12.011 ce 12.011 n'est PAS le nombre de masse mais bien la masse atomique relative. Pourtant au collège on apprend que ce qui est en haut est le nombre de masse???? Bref..

Mais voila sur wikipedia je lis après :

Concernant un atome en particulier (isotope donné d'un élément donné, caractérisé par un nombre de protons et un nombre de neutrons donnés), seul le carbone 12 possède a priori une masse atomique entière, pour la simple raison que l'unité de masse atomique est définie comme 1/12e de sa masse. Pour tous les autres atomes, la masse atomique exacte n'est pas un multiple entier de la masse unitaire de référence.

La je comprends plus rien, "seul le carbone 12 possède une masse atomique entière" mais elle est pas entière vu que elle vaut 12.011 !!!....
Ce que j'ai compris c'est que TOUS LES NOMBRES DE MASSES SONT ENTIERS et TOUTES LES MASSES ATOMIQUES RELATIVES SONT PAS ENTIERES.
Non ?

Ensuite à propos de l'unité, je comprends pas trop ce qu'est un uma. Enfin si grâce à wikipedia :

un atome de 12C a une masse de 12 uma et, si on prend une mole de 12C, une masse de 12 g est obtenue.

Donc un uma c'est une unité de masse minuscule pour la matière c'est ça ? Donc si la masse atomique relative de O est de 15.999, celle de H 1.0079 etc tout ces nombres sont en uma ?

Et maintenant on arrive dans le brouillard total de mon cerveau......la masse molaire pour moi est ce que j'ai toujours utilisé dans cette formule :

n = m/MM

n = nombre de moles
m = masse en grammes
MM = masse molaire

Mais voila que je comprends pas deux choses :
1) la MM, masse molaire c'est la meme chose que la masse atomique relative sauf que on "additionne" non ? SI j'ai du CO₂ je fais la masse atomique relative du C (12.011) + la masse atomique relative du O deux fois (2*15.999) et ca donne 44.009 et c'est la masse molaire.
Donc la masse molaire est la somme des masses atomiques relatives ? (et si y a juste un oxygène la masse molaire est égale à la masse atomique relative)

Maintenant si je reprends cette citation :

un atome de 12C a une masse de 12 uma et, si on prend une mole de 12C, une masse de 12 g est obtenue.

Ici on a fait l'équation que j'ai dit ci-dessus

1 [mole] de C = 12 [g] / 12 [uma]

Oui mais normalement cette formule devrait être :

1 [mole] de C = 12 [g] / 12 [g/mol]

Donc ici la masse molaire est égale é un uma qui est égal à la masse atomique relative qui est égale au nombre de masse ?

Aidez moi je vais devenir fou ..........................
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[moco]

Tout ce que tu dis est juste. Et on ne voit pas bien où se trouve la difficulté. Il me semble toutefois que c'est la masse relative du carbone qui t'étonne, parce qu'elle n'est pas entière, et vaut 12.011 uma, ou 12.011 g/mol. Si c'est cela, je vais essayer de t'expliquer.

Il ne faut pas confondre l'atome de carbone-12 (6 protons + 6 neutrons), qui sert à définir l'unité de masse dite u.m.a. et l'élément Carbone, qui contient 98.9% de cet atome de Carbone-12, mais qui contient aussi 1.1 % de l'isotope Carbone-13 (6 protons et 7 neutrons). Personne ne sait pourquoi il en est ainsi. C'est un résultat expérimental. L'atome de carbone-12 pèse exactement 12.000 uma, par définition. L'atome de carbone-13 pèse 13.003 uma, et c'est aussi un résultat expérimental.
Ceci dit, la masse atomique (qui est aussi la masse molaire pour un atome) s'obtient par un calcul de moyenne, qu'on peut faire au niveau des uma, ou au niveau des grammes.

Si tu prends 1000 atomes de carbone naturel, on y trouve 989 atomes de C-12, et 11 atomes C-13.
Les 989 atomes de C-12 pèsent 989·12 uma = 11'868 uma
Les 11 atomes de C-13 pèsent 11·13.003 uma = 143 uma
Le total pèse 11'868 + 143 = 12011 uma
La masse moyenne de ces 1000 atomes vaudra donc : 12011 uma/1000 = 12.011 uma

Tu peux répéter le même calcul avec non pas 1000 atomes, mais avec des milliards de milliards, et travailler au niveau des moles et des grammes. Cela donnerait :
Si tu prends 1 mole de carbone naturel, on y trouve 0.989 mole de Carbone-12, et 0.011 mole de carbone-13
Les 0.989 mole de C-12 pèsent 0.989·12 g = 11.868 g de Carbone-12
Les 0.011 mole de C-13 pèsent 0.011·13.003 g = 0.143 g de C-13
Le total pèse 11.868 g + 0.143 g = 12.011 g

Est-ce que tu comprends mieux ?

[Deedee81]

Petit clin d'oeil d'un physicien :

Personne ne sait pourquoi il en est ainsi. C'est un résultat expérimental.

en fait, si, on sait pourquoi.

La nucléosynthèse stellaire expliquer et permet de calculer les abondances des différents éléments et de leurs isotopes
(avec parfois une pincée de nucléosynthèse primordiale, de spallation et de ségrégtion dans les formations planétaires et l'évolution géologique).
(même s'il reste encore quelques inconnues, comme sur le pourquoi du comment de la répartition du deutérium dans l'eau dans le système solaire)

http://fr.wikipedia.org/wiki/Nucl%C3%A9osynth%C3%A8se

Bon, c'est juste une précision sur un truc que j'ai vu en passant. Ca ne change pas la réponse à la question de Oxbow

[moco]

Que Deedee 81 me pardonne, mais j'ai bien peur que ce qu'il dit ne serve à rien. Je m'étonne que Deedee81 ne voie pas que Oxbow en est au B-A-BA. Cela ne sert à rien de lui parler de spallation et de nucléosynthèse primordiale. Il n'en est pas là. Il ne comprend pas la différence entre nombre de masse et masse atomique. C'est tout ! C'est un débutant. Il faut savoir se mettre au niveau du demandeur, qui n'a pas besoin d'un tel étalage de science avancée. A quoi bon lui parler de la répartition du deutérium dans le système solaire : il ne sait probablement pas ce que c'est que le deutérium, et il n'en a pas besoin pour l'instant. J'ai bien peur que l'intervention de Deedee81 n'ait qu'un seul effet, qui est de décourager Oxbow et de le persuader que la science n'est pas pour lui. Ce serait bien regrettable ! Avec mes excuses, Deedee81 !

[A voir en vidéo sur Futura]

[Duke Alchemist]

Bonsoir moco.

Je pense que Deedee81 s'adressait plus à toi qu'à Oxbow-.
C'est l'impression que j'avais, en tout cas, en lisant son message.

Cordialement,
Duke.

[Deedee81]

Salut,

Un peu des trois :
- A moco
- A oxbow. S'il s'intéresse à la science, il peut trouver sympa de savoir d'où vient les différences d'abondances, même sans se plonger dans les affres de la physique nucléaire
- A tout lecteur qui passe sur ce fil, pour la même raison
- A moi car j'aime bien parler (écrire). Par contre je ne sais pas compter.

[Oxbow-]

Merci moco et les autres. Non ca me gene pas que l'on se réponde dans les posts ^^

Enfait j'ai pas compris 2 choses :

1) Tout ce paragraphe de wikipedia, quelqu'un peut traduire ?

Concernant un atome en particulier (isotope donné d'un élément donné, caractérisé par un nombre de protons et un nombre de neutrons donnés), seul le carbone 12 possède a priori une masse atomique entière, pour la simple raison que l'unité de masse atomique est définie comme 1/12e de sa masse. Pour tous les autres atomes, la masse atomique exacte n'est pas un multiple entier de la masse unitaire de référence.

Car pour moi "seul le carbone 12 possède a priori une masse atomique entière" est faux vu que la masse atomique vaut 12.001 et pas 12 et est donc pas entière.
Aussi, je comprend pas pourquoi on répète qu'on a pris le carbone comme référence de base. EN quoi est-il différent ? Il vaut 12 pas 1.

seul le carbone 12 possède a priori une masse atomique entière, pour la simple raison que l'unité de masse atomique est définie comme 1/12e de sa masse. Pour tous les autres atomes, la masse atomique exacte n'est pas un multiple entier de la masse unitaire de référence

Je ne comprends pas cette phrase ou elle n'a aucun sens pour moi :/ .......... car si 1 uma était vraiment un douzième de la masse du carbone, la masse atomique du carbone vaudrait 1 or elle vaut 12.011.

2) Comment se fait-il que la masse molaire soit égale à un uma qui est égal à la masse atomique relative qui est égale au nombre de masse ?

[mach3]

Le carbone 12, 6 protons et 6 neutrons pèse exactement 12, par définition. C'est le carbone en tant que mélange d'isotopes (12, 13 et un peu de 14) qui a pour masse moyenne 12,011. Le carbone 12 représente 98.9% d'un échantillon de carbone "naturel", le carbone 13, pesant 13.0035 représente les 1.1% restant (le carbone 14 n'est présent qu'à l'état de traces, il pèse 14.0032). 0.989*12+0.011*13.0035 = 12.011

Aussi, je comprend pas pourquoi on répète qu'on a pris le carbone comme référence de base. EN quoi est-il différent ? Il vaut 12 pas 1.

C'est une convention, sans doute liée à l'abondance du carbone et à la facilité relative de son isolement. Si quelqu'un à plus d'infos sur la raison de ce choix, ça m'intérèsse. A une époque on avait d'ailleurs pris l'hydrogène comme référence plutôt que le carbone (on parle alors de dalton comme unité de masse).

m@ch3