Calculatrice de masse moléculaire

Masse molaire = Σ (atomes d’un élément × la masse atomique de cet élément) · pour un hydrate, ajoutez le coefficient fois 18,015

M

La masse molaire du composé, en grammes par mole — le nombre que cette page annonce

atomes

Le nombre d’atomes de cet élément dans la formule : l’indice qui suit son symbole, ou le multiplicateur qui suit une parenthèse, ou les deux multipliés entre eux

masse atomique

La masse atomique de l’élément, en grammes par mole — une propriété de l’élément, reprise du tableau de référence ci-dessous

Σ

Additionné sur tous les éléments de la formule, y compris ceux écrits entre parenthèses

·

Le point d’une formule hydratée comme CuSO4·5H2O. Le nombre qui le suit compte le groupe d’eau entier, donc cinq eaux font dix atomes d’hydrogène et cinq atomes d’oxygène

Utilisez-la quand vous avez une formule et qu’il vous faut sa masse molaire — pour peser une mole d’une substance, pour convertir des grammes en moles, ou pour vérifier un nombre imprimé sur un flacon de réactif. C’est aussi la page à consulter quand une formule porte des parenthèses ou de l’eau de cristallisation, parce que ce sont les deux endroits où un calcul à la main se trompe : dans Ca(OH)2, l’indice placé après la parenthèse multiplie les deux atomes qu’elle contient, et dans CuSO4·5H2O, le cinq multiplie deux hydrogènes et un oxygène par eau.

1. La masse molaire de l’eau, jusqu’à la masse de chaque élément

   1. Lisez la formule comme deux hydrogènes et un oxygène : H2O
   2. Hydrogène : 2 × 1,008 = 2,016 grammes par mole
   3. Oxygène : 1 × 15,999 = 15,999 grammes par mole
   4. Additionnez : 2,016 + 15,999 = 18,015 grammes par mole
   5. Le nombre d’atomes vaut 2 + 1 = 3 atomes par molécule

   La même somme répartit la masse par élément : l’oxygène représente 15,999 ÷ 18,015 = 88,81 % de la masse et l’hydrogène les 11,19 % restants. C’est ce rapport qui rend la masse molaire de l’eau utile à connaître — un gramme d’eau n’est pas un gramme d’hydrogène.

2. Un sel hydraté, où c’est le point qui travaille

   1. Séparez la formule au point : CuSO4 à gauche, 5H2O à droite
   2. Côté gauche : 63,546 (Cu) + 32,06 (S) + 4 × 15,999 (O) = 159,602 grammes par mole
   3. Côté droit : 5 × 18,015 = 90,075 grammes par mole — cinq molécules d’eau entières
   4. Additionnez les deux : 159,602 + 90,075 = 249,677 grammes par mole
   5. Comptez les atomes : 1 + 1 + 4 = 6 à gauche, et 5 × 3 = 15 à droite, donc 21 au total

   Les cinq eaux représentent 90,075 ÷ 249,677 = 36,08 % de la masse des cristaux bleus. C’est pourquoi les formes anhydre et hydratée du même sel ne sont pas interchangeables au poids, et pourquoi un flacon resté ouvert donne une lecture basse.

Les masses atomiques qui soutiennent cette page sont les valeurs abrégées de la CIAAW pour l’abondance naturelle terrestre des éléments, données à quatre ou cinq chiffres significatifs. Ce sont des masses atomiques standard et non des masses exactes, donc la troisième décimale d’une masse molaire dépasse déjà ce que la source permet d’affirmer : l’eau vaut 18,015 ici, et une valeur plus précise serait 18,0153, le dernier chiffre bougeant encore selon l’échantillon. Pour peser un réactif, c’est beaucoup plus de précision qu’il n’en faut ; pour un spectromètre de masse, ce n’est pas assez, et il faut alors passer aux masses isotopiques exactes. Trente-quatre éléments n’ont aucune masse atomique standard — le technétium, le prométhium, le polonium, l’astate, le radon, le francium, le radium, l’actinium et tout ce qui suit le neptunium — parce qu’ils n’ont pas d’isotope stable dont une abondance naturelle puisse être mesurée. Les formules qui en contiennent sont refusées plutôt que traitées avec la masse d’un isotope donné, car ce nombre aurait l’air parfaitement normal tout en reposant sur une hypothèse que la page n’a jamais énoncée. Les isotopes ne sont pas compris non plus : D2O n’est pas une formule que cette page accepte, et un ion comme Na+, une formule développée à traits d’union comme CH3-CH2-OH, ou un symbole d’état ne le sont pas davantage. Enfin, la masse molaire est une propriété de la formule seule — cette page ne dit rien du comportement d’une substance, ni de sa solubilité, ni même de l’existence du composé.

Quelle différence entre masse moléculaire et masse molaire ?

Numériquement, c’est le même nombre, et c’est pourquoi cette calculatrice n’annonce qu’un seul chiffre. La masse moléculaire est la masse d’une molécule rapportée au douzième de la masse d’un atome de carbone 12 : c’est donc un rapport pur, sans unité. La masse molaire est la masse d’une mole de la substance, et elle porte l’unité grammes par mole. Les deux valent 18,015 pour l’eau. La distinction compte à l’écrit plutôt que dans l’arithmétique, et le symbole diffère aussi : M pour la masse molaire, et la masse moléculaire relative sans dimension pour l’autre.

Comment calculer la masse molaire d’un composé à la main ?

Multipliez la masse atomique de chaque élément par le nombre d’atomes de cet élément dans la formule, puis additionnez les résultats. Pour le glucose, C6H12O6, cela fait 6 × 12,011 = 72,066 pour le carbone, 12 × 1,008 = 12,096 pour l’hydrogène et 6 × 15,999 = 95,994 pour l’oxygène, soit 180,156 grammes par mole. Les deux endroits où un calcul à la main se trompe sont les parenthèses et le point : l’indice qui suit une parenthèse multiplie tous les éléments qu’elle contient, et le nombre qui suit le point dans un hydrate multiplie une molécule d’eau entière.

Pourquoi n’obtient-on pas de valeur pour PuO2 ou Tc2O7 ?

Parce que ces éléments n’ont pas de masse atomique standard. Le technétium, le prométhium, le polonium, l’astate, le radon, le francium, le radium, l’actinium et tout élément à partir du neptunium sont radioactifs et sans isotope stable, donc il n’y a pas d’abondance naturelle à moyenner et le tableau de la CIAAW imprime un tiret à la place d’une valeur. Y mettre la masse d’un isotope produirait un nombre d’apparence parfaitement ordinaire — le plutonium 244 donnerait 276,998 pour PuO2 — tout en supposant en silence que c’est bien cet isotope que vous visiez, alors que deux isotopes du même élément peuvent différer d’environ 2 %.

Combien de décimales faut-il garder ?

Trois, c’est ce que les manuels impriment et ce que cette page affiche, et c’est déjà plus que ce que les données sous-jacentes justifient. Les masses atomiques standard sont données à quatre ou cinq chiffres significatifs, donc le dernier chiffre d’une masse molaire est incertain ; l’eau vaut 18,015 avec ces valeurs et 18,0153 avec des valeurs plus précises. Pour peser un réactif sur une balance qui lit au milligramme, 0,01 g/mol suffit largement : l’erreur venue des masses atomiques est plus petite que celle de la balance.

L’analyseur comprend-il les parenthèses et l’eau de cristallisation ?

Oui pour les deux, et ils s’imbriquent. Les parenthèses rondes, les crochets et le point sont compris, et un coefficient placé devant la formule entière multiplie tout ce qui suit : 2Fe4[Fe(CN)6]3 se développe en 7 atomes de fer, 18 de carbone et 18 d’azote une fois le 6 intérieur multiplié par le 3 extérieur puis par le 2. Les espaces sont ignorés dans la plupart des positions — autour du point, entre les éléments, aux deux extrémités — mais il y a un endroit où ils ne le sont pas : un chiffre ne peut pas suivre un espace. La raison est que la faute ainsi masquée serait invisible. Recopiez mal le point d’un sel hydraté et CuSO4·5H2O arrive sous la forme CuSO4 5H2O, formule parfaitement légale qui se lit quarante-six oxygènes et deux hydrogènes, soit 833,576 grammes par mole au lieu de 249,677, sans que rien sur la page ne signale l’anomalie. Le champ refuse donc cette forme au lieu de deviner, et la correction consiste à remettre le point. Les zéros de tête comme H02O sont lus comme H2O.

• Standard Atomic Weights — abridged to four significant figures — Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights (CIAAW), IUPAC
• SI Units — Amount of Substance: the mole — National Institute of Standards and Technology (NIST)