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La masse de formule , parfois aussi appelée masse de formule et représentée par PF, correspond à la somme des masses atomiques moyennes de tous les atomes présents dans la formule empirique d’une substance chimique. D’autre part, la masse moléculaire , également appelée poids moléculaire et représentée par PM, correspond à la masse moyenne d’une molécule ou unité discrète d’un composé moléculaire. Comme la masse de formule, la masse moléculaire peut être calculée en additionnant les masses atomiques moyennes des atomes qui composent la molécule et sont donc représentées dans la formule moléculaire.
Bien qu’ils soient essentiellement différents, les concepts de masse de formule et de masse moléculaire sont étroitement liés. Les deux sont calculés de la même manière et les deux sont utilisés avec la même intention. En d’autres termes, d’un point de vue pratique, ils sont indiscernables les uns des autres. Cependant, d’un point de vue conceptuel, ils impliquent des différences subtiles liées à l’utilisation correcte de la terminologie chimique.
Formules moléculaires et formules empiriques
Pour mieux comprendre la différence entre la masse de formule et la masse moléculaire, il est nécessaire de clarifier la différence entre les formules empiriques et les formules moléculaires, puisque, fondamentalement, ces masses ne sont rien de plus que la somme des masses des atomes présents dans l’un ou l’autre formule.
formule moléculaire
La formule moléculaire est une représentation simplifiée de la composition chimique d’une substance moléculaire. Il indique les types d’atomes qui composent une molécule, ainsi que le nombre réel d’atomes de chaque type présents dans sa structure. En ce sens, la notion de formule moléculaire ne correspond qu’aux composés moléculaires, c’est-à-dire à ceux qui sont formés d’unités discrètes appelées molécules, dont tous les atomes sont liés entre eux par des liaisons covalentes, et qui présentent des interactions. Intermoléculaires faibles de type van der Waals.
La formule moléculaire et les composés ioniques
C’est une erreur très courante de parler de la formule moléculaire par rapport aux composés ioniques. Par exemple, on dit souvent négligemment que la formule « moléculaire » du chlorure de sodium est NaCl. Cela représente une erreur conceptuelle puisque, comme il s’agit d’un composé ionique, il n’y a pas de molécules dans le chlorure de sodium. Aucun ion sodium n’est lié à un seul ion chlorure pour former une unité NaCl discrète, mais tous sont liés à tous les autres par des forces d’attraction électrostatiques, c’est-à-dire par liaison ionique.
Dans un exemple libre, cela équivaudrait à dire que dans une classe avec 20 élèves garçons et 20 élèves filles, qui se connaissent à peine, il y a 20 couples fiancés. Si, en effet, il y a une femelle pour chaque mâle, cela ne signifie pas qu’il existe entre eux un lien autre que le fait qu’ils se trouvent aux mêmes endroits. Dans ce cas, il serait plus correct de dire que la pièce est composée d’un nombre égal d’hommes et de femmes. C’est précisément ce que cherche à véhiculer la formule d’un composé ionique : NaCl ne signifie pas que le chlorure de sodium est constitué de « couples » d’ions chlorure et d’ions sodium, mais que dans le chlorure de sodium il y a la même proportion de chaque ion.
La formule moléculaire et la masse moléculaire
Étant donné que les composés ioniques ne forment pas de molécules, il est incorrect de parler de la formule moléculaire d’un composé ionique. Seuls les composés moléculaires ont une formule moléculaire. Par extension, seuls les composés moléculaires ont une masse moléculaire .
Exemples:
- La formule moléculaire du benzène est C 6 H 6 et sa masse moléculaire est de 78,11 amu.
- La formule moléculaire de l’eau est H 2 O et sa masse moléculaire est de 18,01 amu.
- La formule moléculaire du glucose est C 6 H 12 O 6 et sa masse moléculaire est de 180,16 amu.
- Le nitrate de potassium, étant un composé ionique, n’a ni formule moléculaire ni masse moléculaire. Ce qu’il a, c’est une formule empirique et une formule de masse.
formule empirique
La formule empirique est le rapport minimum de nombres entiers pouvant exister entre les atomes qui composent une substance chimique. Selon la loi des proportions définies, toute substance pure, qu’elle soit ionique ou moléculaire, est constituée d’un ensemble d’éléments associés dans une proportion fixe et bien définie. La formule empirique consiste donc en la plus petite combinaison possible d’entiers avec laquelle cette proportion peut être représentée.
Par exemple, comme nous l’avons vu, le benzène est un composé moléculaire composé de 6 carbones et de 6 hydrogènes, on peut donc dire que, dans cette substance, les atomes de carbone et d’hydrogène sont dans un rapport de 6:6. Cependant, ce rapport peut être simplifié à un avec des nombres entiers plus petits, soit 1:1. Pour cette raison, on peut dire que la formule empirique du benzène est CH.
La formule empirique et les composés ioniques
Contrairement aux formules moléculaires, qui ne s’appliquent qu’aux composés moléculaires, la formule empirique peut s’appliquer à tout type de substance chimique, des éléments purs aux composés ioniques, en passant par les composés moléculaires. En d’autres termes, la seule manière correcte de représenter les composés ioniques est par leur formule empirique, tandis que les composés moléculaires peuvent être représentés à la fois par leurs formules empiriques et moléculaires.
La formule empirique et la masse de formule
La masse de formule représente la masse d’une unité de la formule empirique, et c’est de là qu’elle tire son nom. De ce qui précède, on peut déduire que si les composés moléculaires sont associés à une masse moléculaire mais pas les composés ioniques, les premiers comme les seconds sont associés à une masse de formule .
Détermination de la masse de formule d’un composé ionique
Un point important doit être clarifié concernant la formule empirique et la formule masse des composés ioniques. Il existe certaines situations dans lesquelles la formule empirique ne coïncide pas exactement avec la formule que nous utilisons pour représenter certains composés ioniques, en particulier ceux qui ont des ions polyatomiques covalents avec une formule simplifiable, comme l’oxalate (C 2 O 4 2- ) , le tétrathionate ( S 4 O 6 – ) ou peroxyde (O 2 2-). En effet, une formule empirique cherche à représenter la proportion minimale dans laquelle se trouvent tous les atomes d’une substance, mais dans le cas des composés ioniques, il est plus important d’exprimer la proportion minimale dans laquelle se trouvent les ions qui la composent. ledit composé, mais pas les atomes individuels.
En ce sens, nous devons tenir compte du fait que, lors de l’expression de la formule d’un composé ionique, les ions polyatomiques sont considérés comme des unités indivisibles discrètes, même si leurs indices peuvent être encore simplifiés.
Exemple
Pour illustrer cela, considérons l’oxalate de potassium, qui est un composé ionique composé d’ions oxalate (C 2 O 4 2- ) et de cations potassium (K + ). Deux potassium sont nécessaires pour chaque oxalate, donc la formule de ce composé est K 2 C 2 O 4 . Bien que cette formule puisse être simplifiée en KCO 2 (qui est en fait la formule empirique de ce composé), aux fins de déterminer la masse de la formule dans ce cas, la simplification n’est pas effectuée car il s’agit de considérer l’ion oxalate comme une unité discrète.
Cette pratique garantit que les formules des composés ioniques et leurs masses de formule respectives peuvent toujours être utilisées sans équivoque pour déterminer le nombre d’ions de chaque type présents dans un échantillon.
Calcul de la masse de formule et de la masse moléculaire
Comme déjà mentionné, d’un point de vue pratique, la masse moléculaire et la masse de formule sont calculées et utilisées de la même manière. Dans les deux cas, la formule respective est utilisée, moléculaire ou empirique, selon le cas, et les masses atomiques moyennes de tous les atomes présents sont ajoutées.
Magnitude et unités de formule masse et masse moléculaire
Lorsqu’il s’agit de masses, il est clair que la formule et la masse moléculaire doivent être exprimées en unités de masse. Cela dit, il est important de noter que les deux masses ont des magnitudes extrêmement petites en raison du fait qu’elles ne représentent que les masses de quelques atomes. Pour cette raison, au lieu d’utiliser des unités telles que les grammes ou les kilogrammes pour représenter la formule ou la masse moléculaire, des unités de masse atomique, ou amu, sont utilisées.
En ce sens, il est faux de dire que la masse moléculaire de l’eau est de 18 g, puisqu’il s’agit en réalité de la masse d’une mole de molécules d’eau, et non d’une seule. Dans ce cas, les notions de formule et de masse moléculaire se confondent avec celle de masse molaire , qui n’est pas la même.
exemples
- Déterminer la masse moléculaire de l’acide butanoïque dont la formule moléculaire est C 3 H 7 COOH.
Ce composé a 4 atomes de carbone, 8 hydrogène et 2 oxygène, donc sa masse moléculaire ou poids moléculaire est :
PM C3H7COOH = (4 x PA C ) + (8 x PA H ) + (2 x PA O ) = (4 x 12 uma) + (8 x 1 uma) + (2 x 16 uma) = 88 uma
- Déterminer la masse de formule du phosphate de calcium dont la formule empirique est Ca 3 (PO 4 ) 2
PF Ca3(PO4)2 = (3 x PA Ca ) + (2 x PA P ) + (8 x PA O ) = (3 x 40 uma) + (2 x 31 uma) + (8 x 16 uma) = 310 euh
En utilisant la formule masse et masse moléculaire
La principale raison pour laquelle la plupart des gens déterminent la masse de formule d’un composé ionique ou la masse moléculaire d’une substance moléculaire est que les deux sont numériquement égaux à leurs masses molaires respectives. Ceux-ci représentent la masse en grammes d’une mole de substance, de sorte que la masse de formule et la masse moléculaire servent à déterminer indirectement le nombre de moles présentes dans tout échantillon de substance.
A travers le nombre de moles s’ouvre la possibilité d’effectuer toutes sortes de calculs stoechiométriques, du nombre d’atomes, d’ions ou de molécules, aux réactifs limitants, aux réactifs en excès et aux différents types de rendements, entre autres.
Résumé des différences et des similitudes entre la masse de formule et la masse moléculaire
Le tableau suivant résume tout ce qui est discuté tout au long de cet article.
| masse de formule | Masse moléculaire | |
| Ça se réfère à: | La masse totale des atomes présents dans la formule empirique d’un composé. | C’est la masse moyenne d’une molécule ou d’une unité d’un composé moléculaire. |
| Il s’applique à : | Toute substance chimique, mais principalement des composés ioniques. | Elle ne s’applique qu’aux composés moléculaires. |
| Est utilisé pour: | Déterminer la masse molaire des composés ioniques afin d’effectuer des calculs stoechiométriques. | Déterminer la masse molaire de composés moléculaires afin d’effectuer des calculs stoechiométriques. |
| Ils sont exprimés en : | Unités de masse, principalement en amu (unités de masse atomique) | Unités de masse, principalement en amu (unités de masse atomique) |
Les références
Comment calculer le poids moléculaire? Exemples et exercices . (2021, 18 mai). Cours d’examen d’admission en ligne Unibetas. https://unibetas.com/molecular-weight/
Masse moléculaire et poids moléculaire . (s.d.). Académie Khan. https://es.khanacademy.org/science/3-secondaire-cyt/x2972e7ae3b16ef5b:unit-1-links-and-chemical-reactions/x2972e7ae3b16ef5b:balance-of-reactions-and-stoechiometry/v/molecular-mass- et-poids-moléculaire
Médine, J. (2011). CHIMIE I : CLASSE 4 : Thème 1 Stœchiométrie des composés. Blog du professeur Jhonny Medina. http://quimicaunouc.blogspot.com/p/masa-molecular-masa-formula-y-masa-molar.html
Merino, M. (2009). Définition du poids moléculaire — Definition.de . Définition de. https://definicion.de/molecular-weight/
Formule Poids (Chimie) . (2017, 12 juin). glossaires spécialisés. https://glosarios.servidor-alicante.com/quimica/peso-formula
