Fiche 3 • Masse des atomes
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4. MASSE MOLAIRE D’UN ÉLÉMENT
Le concept de masse molaire répond au besoin d’unités adaptées à la manipulation de
quantités pondérales de matière. Dans ce but, on a défini la mole (abréviation mol) qui
désigne une quantité de matière qui renferme un nombre d’entités (atomes, molécules,
électrons, etc.) égal au nombre d’Avogadro : N A = 6,02214 10 23 mol –1 .
La masse molaire d’un élément est donc égale au produit de sa masse atomique (kg) par
6,02214 10 23 , le nombre d’atomes présents dans une mole. Ainsi, la masse molaire du 12 C
est égale à :
1,992647 10 –26 × 6,02214 10 23 = 0,012 kg.mol –1
L’usage veut que l’on exprime la masse molaire en grammes par mole soit, pour le 12 C,
exactement 12 g.mol -1 .
En pratique, on utilise la valeur de 12,0107 g.mol -1 (masse molaire moyenne) pour tenir
compte, de nouveau, de la présence de 13 C ; le calcul de la masse molaire moyenne est
calqué sur le calcul de la masse atomique moyenne du paragraphe précédent.
5. POUR ALLER PLUS LOIN
En mesurant l’abondance relative des isotopes d’un élément donné, on s’aperçoit que les
résultats sont légèrement différents en fonction de la nature des échantillons étudiés :
animal, plante, prélèvement de sol, prélèvement d’eau douce ou salée, fossile, etc.
Ces différences viennent du fait que tout processus, physique ou chimique, est influencé
par la masse des atomes ou des groupes d’atomes mis en jeu.
Par exemple, les plantes incorporent 13 CO 2 un peu moins rapidement que 12 CO 2 ; aussi,
l’abondance relative du 13 C des plantes est-elle un peu plus faible que celle du CO 2
atmosphérique, et cette abondance relative est variable en fonction de la plante étudiée
ou même en fonction des conditions climatiques. Quelques exemples choisis illustrent la
diversité des abondances relatives du 13 C :
CO 2 atmosphérique
Carbonate (océans)
Carbonate (eaux douces)
Bois
Gaz naturel
Os d'animaux
Diamant
13 C %
1,08
1,07
1,06
1,05
1,04
1,03
1,02
1,01
Les abondances relatives des isotopes nous renseignent donc sur l’origine et sur l’histoire
d’un échantillon ; aussi, les techniques d’analyse isotopique sont-elles largement utilisées
dans des domaines variés comme la recherche en paléontologie, la médecine légale, la
répression des fraudes ou le contrôle anti-dopage (Fiche 4).
9782100724185-Livre.indb 7
20/05/15 19:10
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4. MASSE MOLAIRE D’UN ÉLÉMENT
Le concept de masse molaire répond au besoin d’unités adaptées à la manipulation de
quantités pondérales de matière. Dans ce but, on a défini la mole (abréviation mol) qui
désigne une quantité de matière qui renferme un nombre d’entités (atomes, molécules,
électrons, etc.) égal au nombre d’Avogadro : N A = 6,02214 10 23 mol –1 .
La masse molaire d’un élément est donc égale au produit de sa masse atomique (kg) par
6,02214 10 23 , le nombre d’atomes présents dans une mole. Ainsi, la masse molaire du 12 C
est égale à :
1,992647 10 –26 × 6,02214 10 23 = 0,012 kg.mol –1
L’usage veut que l’on exprime la masse molaire en grammes par mole soit, pour le 12 C,
exactement 12 g.mol -1 .
En pratique, on utilise la valeur de 12,0107 g.mol -1 (masse molaire moyenne) pour tenir
compte, de nouveau, de la présence de 13 C ; le calcul de la masse molaire moyenne est
calqué sur le calcul de la masse atomique moyenne du paragraphe précédent.
5. POUR ALLER PLUS LOIN
En mesurant l’abondance relative des isotopes d’un élément donné, on s’aperçoit que les
résultats sont légèrement différents en fonction de la nature des échantillons étudiés :
animal, plante, prélèvement de sol, prélèvement d’eau douce ou salée, fossile, etc.
Ces différences viennent du fait que tout processus, physique ou chimique, est influencé
par la masse des atomes ou des groupes d’atomes mis en jeu.
Par exemple, les plantes incorporent 13 CO 2 un peu moins rapidement que 12 CO 2 ; aussi,
l’abondance relative du 13 C des plantes est-elle un peu plus faible que celle du CO 2
atmosphérique, et cette abondance relative est variable en fonction de la plante étudiée
ou même en fonction des conditions climatiques. Quelques exemples choisis illustrent la
diversité des abondances relatives du 13 C :
CO 2 atmosphérique
Carbonate (océans)
Carbonate (eaux douces)
Bois
Gaz naturel
Os d'animaux
Diamant
13 C %
1,08
1,07
1,06
1,05
1,04
1,03
1,02
1,01
Les abondances relatives des isotopes nous renseignent donc sur l’origine et sur l’histoire
d’un échantillon ; aussi, les techniques d’analyse isotopique sont-elles largement utilisées
dans des domaines variés comme la recherche en paléontologie, la médecine légale, la
répression des fraudes ou le contrôle anti-dopage (Fiche 4).
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