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Je confonds tout !

  1. #1
    PrinceSombre

    Lightbulb Je confonds tout !

    Bonjour, je m'appelle Arthur, j'ai 13 ans, et j'ai besoins de votre aide !
    Alors, je confonds la masse atomique, la masse atomique relative, la masse isotopie, l'unité de masse atomique, la masse molaire, la masse moléculaire, la masse moléculaire relative !
    ça fait beaucoup.
    S'il vous plait, répondez moi, mais expliquer moi comme un enfant de 8 ans d'accord ? Je ne comprends deja pas la base, la b-a-ba, donc ne ma parler de terms encore plus compliquez.

    Merci d'avance,
    Arthur

    -----


  2. Publicité
  3. #2
    moco

    Re : Je confond tout !

    Bonjour,
    On veut bien t'expliquer tout cela. Mais c'est difficile vu qu'on ne sait pas bien ce que tu connais et ce que tu ne connais pas. Comme je ne sais pas si tu sais de quoi est constitué un atome, je vais reprendre depuis le début. L'ennui, c'est qu'il y en a pour un moment. J'y vais.

    L'atome est constitué d'un noyau, lui même formé de protons et de neutrons autour duquel se trouvent des électrons qui décrivent des espèces d'orbites un peu comme les planètes tournent autour du soleil. Les protons et les neutrons ont presque la même masse. Tandis que les électrons sont 1800 fois plus légers. Et dans un atome ordinaire, il y a autant de protons dans le noyau que d'électrons périphériques. Le nombre de neutrons est souvent presque égal au nombre de protons. Si l'on ne s'intéresse pas aux virgules, on peut dire que la masse de l'atome est égale à la masse des protons et des neutrons de son noyau. Mais voyons cela d'un peu plus près !

    Pour les chimistes, un élément est une catégorie d'atomes qui ont le même nombre de protons dans leurs noyaux. Par exemple, le fer est un élément métallique gris. Il est formé d'atomes qui ont tous 26 protons dans son noyau. Tous les atomes qui ont 26 protons dans leur noyau sont des atomes de fer. Dire d'un atome que c'est un atome de fer est équivalent à dire qu'il a 26 protons dans le noyau. De même, le carbone est un élément qu'on trouve dans le charbon, et qui peut brûler. Les atomes de l'élément carbone ont tous 6 protons. Les atomes qui ont 6 protons sont tous des atomes de carbone. Parler d'atome de carbone est synonyme de .. parler d'atomes à 6 protons dans le noyau.

    Avant d'aller plus loin il faut bien voir que le mot carbone, ou le mot fer, désigne aussi bien un atome avec des protons et des électrons que la matière formée de millions de ces atomes. C'est comme le mot chat, qui désigne aussi bien ton chat qui ronronne chaque fois que tu le caresses, que l'espère "chat" qui est une sorte de mammifère carnivore, pourvu de moustaches et de griffes rétractiles. C'est pareil pour les éléments. Le mot fer désigne aussi bien la matière métallique qui rouille à l'air que l'atome à 26 protons.

    Tu me suis ? Cela va se gâter si on se propose de peser ces atomes. Je vais partir d'un cas simple, celui de l'aluminium, dont les atomes ont tous 13 protons. Mais, sans qu'on sache pourquoi, ils ont tous 14 neutrons. C'est la nature qui en a décidé ainsi. Ils possèdent donc 27 particules qui ont du poids (protons et neutrons) si on néglige le poids des électrons. On appelle numéro atomique A le nombre de protons du noyau. Et on appelle nombre de masse Z le nombre total de protons et neutrons. L'atome d'aluminium est donc caractérisé par A = 13, et Z = 27.

    On peut mesurer ces valeurs A et Z en faisant fondre et bouillir un peu d'aluminium dans un petit récipient fermé pourvu d'un petit trou, et d'un petit tube qui prolonge ce trou. La vapeur d'aluminium chaude sort par ce petit trou et forme un jet qui se propage en ligne droite. Et si ce petit récipient est lui-même déposé à l'intérieur d'un très grand récipient où on a fait le vide, la vapeur d'aluminium va se propager tout droit sans se dévier et se coller contre la paroi d'en face. Mais si on place un aimant et un objet chargé d'électricité dans le récipient, on dévie ce jet d'aluminium. Et d'après l'étude de ces déviations, on peut calculer A et Z. C'est compliqué à expliquer. Mais il te suffit de savoir le principe. Reste le problème de l'unité si on veut être précis. L'atome d'aluminium pèse 27, mais 27 quoi ? 27 fois la masse du proton ou 27 fois la masse du neutron ? ou 27 fois la masse moyenne du neutron et du proton ? Avec ou sans les électrons ? Tout cela cela est presque pareil. Mais seulement presque. Les chimistes se sont chamaillés pendant au moins un siècle à ce sujet. Aujourd'hui, on a convenu d'admettre que la masse de référence des atomes est l'unité u, qui vaut le 1/12 de l'atome de carbone qui possède 12 particules (6 protons et 6 neutrons) dans son noyau. Inutile de revenir là-dessus. 1 u est "presque" la masse du proton, et "presque" celle du neutron. La masse atomique de l'atome d'aluminium devrait donc être de 27 u. En réalité elle vaut 26.98 u. Mais on ne se trompe pas beaucoup en disant que cette masse vaut 27 u. La masse atomique relative est le rapport de la masse de l'atome à celui de 1 u. Donc la masse atomique relative de l'aluminium est de 26.98, sans unités.

    La situation était simple pour l'aluminium. Mais elle se complique souvent, par exemple pour le carbone.
    On a vu plus haut que les atomes de carbone ont tous 6 protons. Mais ils n'ont pas tous le même nombre de neutrons. Les atomes de carbone qu'on trouve dans la nature ont très souvent 6 neutrons. Mais ils ont parfois 7 neutrons, et même 8 neutrons. Les atomes d'un même élément qui différent entre eux par le nombre de neutrons sont dits isotopes de cet élément. Rappelle-toi de ce nom ! Le carbone est constitué de trois isotopes. Il y a le carbone-12 fait d'atomes à 6 protons et 6 neutrons. Il y a le carbone-13 fait d'atomes à 6 protons et 7 neutrons, et le carbone-14, fait d'atomes à 6 protons et 8 neutrons. Les atomes de carbone-12 pèsent exactement 12 u. Mais ceux de carbone-3 pèsent 13.0003 u, et ceux de carbone 14 pèsent 14.0003 u. Ces valeurs définissent la masse isotopique de chacun de ces isotopes. Ces masses peuvent aussi être dite relatives si on enlève l'unité u.

    Mais c'est quoi la masse moyenne de l'atome de Carbone ? C'dest un peu le même problème que celui d'une classe quitterait formée de trois sortes d'élèves, les légers, les moyens et les lourds. Pour trouver la masse de l'élève moyen, on compte le nombre d'élèves légers, qu'on multiplie par leur poids. On compte les élèves moyens, qu'on multiplie par leur poids. Et on compte les élèves lourds qu'on multiplie par leur poids. On fait le total de ces trois poids, et on divise par le nombre total d'élèves de la classe.

    Je fatigue. Je veux bien continuer. Mais je ne referai que si tu penses que cela en vaut la peine.

  4. #3
    skeptikos

    Re : Je confond tout !

    Bonsoir,
    Bravo MOCO pour avoir eu le courage et la patience nécessaire pour répondre à une telle question.
    @+

  5. #4
    PrinceSombre

    Re : Je confond tout !

    Merci infiniment ! je suis désole d'avoir posé une question aussi vaste, mais je m’embrouille vraiment sur ses notion.
    Alors, si je récapitule, la masse atomique=nombre de proton+neutrons en U
    La Masse isotopique est la moyenne pondéré des masses des différents isotopes en fonction de leur répartition, en U
    La masse atomique relative = masse isotopique mais en quoi ?
    Unité de masse atomique, c'est les U ? Auquel cas, c'est = 0,5 protons+0,5 neutrons=0,5 électrons ?
    Encore merci Moco, pour ce texte complet. Je ne demande pas de repasser vint minutes à réécrire quelque chose, j'aimerais juste savoir si ce que je viens de dire est juste, et la différence entre la masse molaire, la masse moléculaire, et la masse moléculaire relative

  6. #5
    moco

    Re : Je confond tout !

    Bonsoir,
    Il y a hélas beaucoup d'erreurs dans les quelques lignes que tu as écrites.
    La masse isotopique n'est pas une moyenne pondérée. La masse isotopique est la masse d'un isotope, et seulement de cet isotope. Elle s'exprime en u. Et si on rajoute l'adjectif relatif (ou relative) on divise par 1 u, et cela revient à enlever simplement l'unité u. la masse isotopique du carbone 13 est 13.0004 u. la masse isotopique relative du Carbone-13 est 13.0004 (sans unité).
    La masse atomique est une moyenne pondérée. Elle s'exprime en u, et elle est sans unité si on parle de masse atomique relative. Il est vrai que la définition de la masse atomique aurait dû être donnée à la fin de mon très long texte précédent. Il ne faut pas confondre masse de l'atome qui désigne la masse de n'importe quel atome unique, avec la masse atomique qui est la moyenne pondérée des masses de tous les isotopes. Masse atomique n'est donc pas synonyme de masse de l'atome.
    Et enfin il est absurde de parler de demi-proton, de demi-neutron et d'égaler le tout à un demi-électron.

    Je vais essayer de t'expliquer la notion de masse molaire et de masse moléculaire.

    La masse moléculaire est la masse de la molécule, donc la somme des masses des atomes que contient la molécule étudiée. Prenons le cas de l'eau H2O. Elle est formée de 2 atomes H et d'un atome O. L'atome H a pour masse atomique 1.008 u, et l'oxygène 16.000 u. On peut dire aussi que la masse atomique relative de H est 1.008 (sans unités) et celle de l'oxygène est 16.000. La masse moléculaire de H2O vaut donc 18.016 u. La masse moléculaire relative vaut 18.016.

    La masse molaire est tout autre chose, bien que cela s'exprime par le même nombre. Cette notion découle du fait que la masse moléculaire n'est pas mesurable sur une balance. On ne peut pas peser une molécule au laboratoire. C'est trop petit. On ne peut pas non plus peser 10, 100 ou 1000 molécules. C'est trop petit. Même un milliard de molécules ne peut pas être pesé. On s'est alors demandé combien il faut prendre de molécules pour qu'on puisse enfin faire une pesée raisonnable avec une balance ordinaire. Pour être plus précis, on s'est demandé combien il faudrait d'atomes H our que le tout pèse 1 gramme ? Ce nombre a été établi par un certain Avogadro et il vaut 6 suivi de 23 zéros. C'est 600 mille milliards de milliards. Mais c'est un peu encombrant de parler de centaines de milliers de milliards de milliards. On préfère un mot plus court. On a créé le mot "mole". Et on dit que une mole est une collection de 600 mille milliards de milliards de choses (d'atomes ou de molécules).
    En résumé : 6 · 1023 x 1 u = 1 g.
    La mase molaire est la masse en gramme de 1 mole de cette molécule.

    Revenons au cas de l'eau.
    Attention ! L'hydrogène est un mélange d'isotope H-1 et H-2. La masse atomique de H est une moyenne pondérée qui vaut : 1.008 u.
    1 mole d'atome H pèse 6 1023 fois plus que 1.008 u, et donc cela pèse 1.008 g.

    1 mole de molécule H2O pèse 6·1023 fois plus que 18.016 u, ce qui fait 18.016 g.
    Donc la masse molaire de H2O est 18.016 g
    La masse moléculaire et la masse molaire sont formées par le même nombre, mais l'unité n'est pas la même.

  7. #6
    PrinceSombre

    Re : Je confond tout !

    Merci
    1 Masse isotopique = masse d'un isotope précis ex : 12C (isotope 12 du Carbone) = 12 U par définition Exact ?
    1b Masse isotopique relative du 12C = 12 Exact ?
    lorsqu'on parle de masse relative, on ne met pas d'unité parce que c'est un rapport. Exact ?
    2 Masse atomique = A = 12,0011 u pour le Carbone Exact ?
    2b Masse atomique relative = A = 12,0011 pour le Carbone Exact ?
    3 Masse DE L'atome = masse 1 atome ex : 12C = 12u par définition Exact ?
    4 Arthur : Unité de masse atomique, c'est les U ? Auquel cas, c'est = 0,5 protons+0,5 neutrons=0,5 électrons ?

    Moco : Et enfin il est absurde de parler de demi-proton, de demi-neutron et d'égaler le tout à un demi-électron.

    Je voulais écrire un u =1/2 protons+1/2neutrons+1/2 électrons Exact ?


    5 Dans une molécule d'eau (H2O) il y a plusieurs isotopes de l'hydrogène ? Si non, il n'est pas exacte de prendre la masse atomique, qui est la moyenne pondérée des différents isotopes d'un élément.

    6 La masse molaire est un outil, pour pouvoir manipulez des milliard d'atomes, sans avoir à manipuler des 10^23 Exact ?

  8. #7
    moco

    Re : Je confond tout !

    Bonjour,

    Tes 5 premières réponses sont correctes.

    Mais après cela se gâte. La masse molaire n'est pas un outil. C'est un résultat de pesée. La mole est un outil. Pas la masse molaire.

    L'unité de masse atomique dite "u" n'est pas égale à une somme de masses de protons, de neutrons, avec ou sans électrons. C'est presque la masse d'un neutron, ou presque celle d'un proton, et presque la masse de l'atome H. Mais en réalité, les masses ne sont pas additives au niveau des noyaux. Un atome formé de a protons, de b neutrons, et de a électrons, n'a pas une masse égale à a fois la masse d'un proton, de b fois la masse d'un neutron, et de a fois la masse d'un électron.

    Exemple. L'atome d'Oxygène ordinaire contient 8 protons, 8 neutrons et 8 électrons. Comme le proton pèse 1.0073 u, que le neutron pèse 1.0087 u, et que l'électron pèse 0.00055 u, tu peux faire le calcul toi-même et voir que l'ensemble pèse 16,1324 u. Or si on mesure la masse de l'atome d'oxygène formé de ces protons et neutrons on trouve 15,995 u. Donc un atome d'oxygène pèse MOINS que l'ensemble des protons , neutrons et électrons dont il est constitué. C'est à n'y rien comprendre ! Chaque proton et neutron qui vont se mettre ensemble pour faire un noyau d'oxygène devient donc un petit peu plus léger que quand ils étaient séparés. Il a fallu un génie pour expliquer cette disparition de masse : Einstein. Einstein expliqué que la fabrication d'un noyau d'atome à partie de protons et neutrons séparés fait disparaître une partie de leur masse, et que cette partie se transforme en énergie, donc en chaleur à l'aide de sa fameuse formule E = mc2. où c est la vitesse de la lumière. Quand Einstein a écrit cette formule, en 1905, personne ne l'a cru. Jusqu'à ce qu'on arrive à fabriquer cette synthèse de protons et neutrons qui se lient entre eux. On a alors constaté que le tout dégage beaucoup d'énergie. C'est ainsi que fonctionne le Soleil d'une part, et la bombe à hydrogène d'autre part. L'énergie émise correspond à la formule d'Einstein.

    Pour conclure, l'unité de masse atomique dite u, est le 1/12 de la masse de l'atome de carbone à 6 protons et 6 neutrons. Mais ce n'est pas la masse d'un proton, ni celle d'un proton plus un électron, ni celle d'un neutron, ni une combinaison de ces masses.

  9. #8
    PrinceSombre

    Re : Je confond tout !

    C'est donc à cela que sert cette célèbre égalité !
    Donc, si tout ce que j'ai dit est juste, j'imagine que j'ai compris ces principes !
    Merci infiniment d'avoir pris le temps de me répondre, c'est très aimable à vous.
    Mais, si 1u=1/12 du Carbone12
    Quel le Carbone 12 = 6protons+6neutrons+6électrons
    que 6/12=0,5=1/2
    alors 1u n'est-il pas égale à 1/2 protons+1/2 neutrons+1/2 électrons ?
    ET, Dans une molécule d'eau (H2O) il y a plusieurs isotopes de l'hydrogène ?

  10. #9
    moco

    Re : Je confond tout !

    Non.
    Il en est du carbone comme de l'oxygène dont j'ai parlé plus haut.
    La masse de 6 protons plus 6 neutrons fait un peu plus que la masse de l'atome de Carbone-12. Le 1/12 de la masse du carbone-12 est 1 u. C'est un peu plus petit que la masse du proton ou du neutron. Un proton pèse 1.0073 u. 1 neutron pèse 1.0087 u..

    D'autre part, l'hydrogène habituel est formé de deux isotopes. Il y a l'hydrogène léger H-1, dont le noyau contient 1 proton et c'est tout. Il y a aussi l'hydrogène lourd H-2, dont le noyau contient 1 proton et 1 neutron. Mais cet isotope H-2 est très peu abondant sur Terre. Il n'y en a que 0.015%. Le reste, donc 99,985% est fait d'hydrogène léger. Il y a la même proportion des deux isotopes dans l'eau et dans les autres combinaisons de l'hydrogène.

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