Pour doser une réaction ou vérifier un calcul de laboratoire, la masse molaire du dioxyde de carbone sert de passerelle entre grammes et moles. On retient souvent 44 g·mol⁻¹, mais une valeur plus précise s’approche de 44,01 g·mol⁻¹, selon les masses atomiques et l’arrondi employés.
Pour CO₂, retenez 44 g·mol⁻¹ en exercice et 44,01 g·mol⁻¹ pour un calcul plus précis
- Valeur scolaire : 44 g·mol⁻¹ avec C = 12 et O = 16.
- Valeur de référence courante : 44,0095 g·mol⁻¹ dans le NIST Chemistry WebBook.
- Calcul : multipliez la quantité de matière par la masse molaire pour obtenir une masse en grammes.
- Attention : une masse molaire ne donne pas directement la masse volumique du gaz.
La valeur dépend du niveau de précision attendu
Une molécule de CO₂ contient un atome de carbone et deux atomes d’oxygène. Avec les masses atomiques arrondies utilisées dans les exercices, le calcul donne 12 + 2 × 16, soit 44 g·mol⁻¹. C’est généralement la réponse attendue au lycée.
Pour un calcul plus fin, le NIST Chemistry WebBook indique une masse moléculaire de 44,0095, usuellement exprimée en g·mol⁻¹ pour la masse molaire. La différence avec 44 est minime, mais je trouve préférable d’annoncer clairement l’arrondi choisi plutôt que de mélanger les deux niveaux de précision.
Les masses atomiques naturelles expliquent les derniers chiffres
Le carbone et l’oxygène présents dans les matériaux naturels existent sous différents isotopes, c’est-à-dire des formes d’un même élément dont les noyaux n’ont pas le même nombre de neutrons. La Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights donne, pour les matériaux terrestres normaux, des intervalles de masses atomiques standard pour ces deux éléments.
En conséquence, les décimales dépendent de la convention retenue et de la composition isotopique de l’échantillon. Pour une réaction courante, la valeur scolaire suffit ; pour comparer des résultats de haute précision, reprenez la valeur exigée par la méthode ou le document de référence. Plus de décimales ne signifie pas automatiquement plus de justesse si les données de départ ne les justifient pas.
Une masse de CO₂ contient environ 27,3 % de carbone
La masse molaire permet aussi de retrouver la part de carbone dans le dioxyde de carbone. En utilisant les masses atomiques arrondies C = 12,011 et O = 15,999, le carbone représente environ 27,3 % de la masse de CO₂ ; le reste correspond aux deux atomes d’oxygène.
Exemple utile pour lire un bilan matière : 1,000 kg de CO₂ correspond à environ 273 g de carbone. La masse de carbone est inférieure à celle du CO₂, car l’oxygène apporté lors de la formation du gaz compte lui aussi dans la masse totale. Cette conversion ne décrit toutefois ni le volume occupé par le gaz ni les conditions de son stockage.
De la masse aux moles, puis au nombre de molécules
Si tu connais la masse d’un échantillon, la relation à utiliser est n = m/M, où n est la quantité de matière, m la masse et M la masse molaire. Pour 10,0 g de CO₂ et M = 44,0095 g·mol⁻¹, on obtient environ 0,227 mol.
Pour passer du nombre de moles au nombre de molécules, utilise la constante d’Avogadro. Le Bureau international des poids et mesures fixe sa valeur exacte à 6,022 140 76 × 10²³ entités par mole ; l’échantillon de 10,0 g contient donc environ 1,37 × 10²³ molécules de CO₂.
| Situation | Interprétation | Que faire |
|---|---|---|
| Un exercice demande une réponse au gramme par mole près | Le calcul utilise probablement les masses atomiques arrondies | Prendre 44 g·mol⁻¹ |
| Une fiche technique ou une méthode donne plusieurs décimales | Elle attend une valeur plus précise que l’approximation scolaire | Conserver les chiffres significatifs cohérents avec les données fournies |
| La question porte sur le volume d’un échantillon gazeux | La masse molaire seule ne suffit pas, car le volume dépend aussi de la température et de la pression | Utiliser les conditions de mesure et la relation des gaz adaptée |
Ne confondez pas masse molaire et masse volumique
La masse molaire relie une masse à une quantité de matière ; la masse volumique relie une masse à un volume. Pour déterminer le volume d’un gaz, il faut aussi connaître les conditions de température et de pression, ou disposer de sa masse volumique dans ces conditions. 44 g·mol⁻¹ ne signifie donc pas 44 g par litre.
Pour un exercice de stœchiométrie, commence avec 44 g·mol⁻¹ si les masses atomiques sont arrondies. Pour un calcul métrologique ou une comparaison de données, reprends la précision demandée et indique l’unité : ce simple réflexe évite de confondre valeur approchée, masse de l’échantillon et volume du gaz.