Définition de la masse atomique, types, comment la calculer, exemples

4405
Jonah Lester
Définition de la masse atomique, types, comment la calculer, exemples

La masse atomique est la quantité de matière présente dans un atome, qui peut être exprimée en unités physiques ordinaires ou en unités de masse atomique (uma ou u). Un atome est vide dans la majeure partie de sa structure; les électrons qui sont diffusés dans des régions appelées orbitales, où il y a une certaine probabilité de les trouver, et leur noyau.

Les protons et les neutrons se trouvent dans le noyau de l'atome; le premier avec des charges positives, tandis que le second avec des charges neutres. Ces deux particules subatomiques ont une masse bien supérieure à celle de l'électron; Par conséquent, la masse d'un atome est régie par son noyau et non par le vide ni les électrons.

Les principales particules subatomiques et la masse du noyau. Source: Gabriel Bolívar.

La masse d'un électron est d'environ 9,110-31 kg, tandis que celle du proton 1,67 · 10-27 kg, le rapport de masse étant de 1 800; c'est-à-dire qu'un proton «pèse» 1 800 fois plus qu'un électron. De même, la même chose se produit avec les masses du neutron et de l'électron. C'est pourquoi la contribution de masse de l'électron à des fins ordinaires est considérée comme négligeable..

Pour cette raison, on suppose souvent que la masse de l'atome, ou masse atomique, ne dépend que de la masse du noyau; qui, à son tour, consiste en la somme de la matière des neutrons et des protons. Deux concepts se dégagent de ce raisonnement: le nombre de masse et la masse atomique, tous deux étroitement liés..

Il y a tellement de "vide" dans les atomes, et comme leur masse est presque entièrement fonction du noyau, il faut s'attendre à ce que ce dernier soit extraordinairement dense..

Si nous supprimons ledit vide de tout corps ou objet, ses dimensions se contracteraient considérablement. De plus, si nous pouvions construire un petit objet basé sur des noyaux atomiques (sans électrons), alors il aurait une masse de millions de tonnes..

D'autre part, les masses atomiques aident à distinguer différents atomes d'un même élément; ce sont les isotopes. Comme il existe des isotopes plus abondants que d'autres, une moyenne des masses des atomes doit être estimée pour un élément donné; moyenne qui peut varier d'une planète à l'autre, ou d'une région spatiale à une autre.

Index des articles

  • 1 Définition et concept
    • 1.1 Unité de masse atomique
    • 1.2 Équivalence en grammes
  • 2 Masse atomique moyenne
    • 2.1 Exemple
  • 3 Masse atomique absolue
  • 4 Masse atomique relative
  • 5 Comment calculer la masse atomique
  • 6 exemples
    • 6.1 Carbone
    • 6.2 Sodium
    • 6.3 Oxygène
    • 6.4 Azote
    • 6.5 Chlore
    • 6.6 Dysprosium
  • 7 Références

Définition et concept

Par définition, la masse atomique est la somme des masses de ses protons et neutrons exprimées avec uma ou u. Le nombre résultant (également parfois appelé un nombre de masse) est placé sans dimension dans le coin supérieur gauche dans la notation utilisée pour les nucléides. Par exemple, pour l'élément quinzeX sa masse atomique est de 15uma ou 15u.

La masse atomique ne peut pas en dire long sur la véritable identité de cet élément X. Au lieu de cela, le numéro atomique est utilisé, qui correspond aux protons dans le noyau de X. Si ce nombre est 7, alors la différence (15-7) sera égal à 8; c'est-à-dire que X a 7 protons et 8 neutrons, dont la somme est de 15.

Revenant à l'image, le noyau a 5 neutrons et 4 protons, donc son nombre de masse est 9; et à son tour 9 amu est la masse de son atome. En ayant 4 protons, et en consultant le tableau périodique, on voit que ce noyau correspond à celui de l'élément béryllium, Be (ou 9Être).

Unité de masse atomique

Les atomes sont trop petits pour pouvoir mesurer leurs masses par des méthodes conventionnelles ou des balances ordinaires. C'est pour cette raison que le uma, u ou Da (daltonien) a été inventé. Ces unités conçues pour les atomes vous permettent d'avoir une idée de la masse des atomes d'un élément les uns par rapport aux autres..

Mais que représente exactement un amu? Il doit y avoir une référence qui permette d'établir des relations de masse. Pour cela, l'atome a été utilisé comme référence 12C, qui est l'isotope le plus abondant et le plus stable du carbone. Ayant 6 protons (son numéro atomique Z), et 6 neutrons, sa masse atomique est donc de 12.

On fait l'hypothèse que les protons et les neutrons ont les mêmes masses, de sorte que chacun apporte 1 amu. L'unité de masse atomique est alors définie comme un douzième (1/12) de la masse d'un atome de carbone-12; c'est-à-dire la masse d'un proton ou d'un neutron.

Equivalence en grammes

Et maintenant la question suivante se pose: combien de grammes 1 amu équivaut-il? Comme au début il n'y avait pas de techniques suffisamment avancées pour le mesurer, les chimistes ont dû se contenter d'exprimer toutes les masses avec amu; cependant, c'était un avantage et non un inconvénient.

Parce que? Parce que les particules subatomiques sont si petites, leur masse, exprimée en grammes, devait être tout aussi petite. En fait, 1 amu équivaut à 1,6605 · 10-24 grammes. De plus, avec l'utilisation du concept de mole, ce n'était pas un problème de travailler les masses des éléments et de leurs isotopes avec amu sachant que de telles unités pouvaient être modifiées en g / mol.

Par exemple, revenir à quinzeX et 9Eh bien, nous avons que leurs masses atomiques sont respectivement de 15 amu et 9 amu. Comme ces unités sont si petites et ne disent pas directement combien de matière il faut "peser" pour les manipuler, elles se transforment en leurs masses molaires respectives: 15 g / mol et 9 g / mol (introduisant les concepts de moles et le nombre d'Avogadro ).

Masse atomique moyenne

Tous les atomes d'un même élément n'ont pas la même masse. Cela signifie qu'ils doivent avoir plus de particules subatomiques dans le noyau. Étant le même élément, le numéro atomique ou le nombre de protons doit rester constant; par conséquent, il n'y a qu'une variation des quantités de neutrons qui possèdent.

C'est ainsi qu'il ressort de la définition des isotopes: des atomes du même élément mais avec des masses atomiques différentes. Par exemple, le béryllium est presque entièrement constitué de l'isotope 9Be, avec des traces de dixÊtre. Cependant, cet exemple n'est pas très utile pour comprendre le concept de masse atomique moyenne; nous en avons besoin avec plus d'isotopes.

Exemple

Supposons que l'élément existe 88J, c'est le principal isotope de J avec une abondance de 60%. J a également deux autres isotopes: 86J, avec une abondance de 20%, et 90J, avec une abondance également de 20%. Cela signifie que sur 100 atomes J que nous collectons sur Terre, 60 d'entre eux sont 88J, et les 40 autres un mélange de 86J et 90J.

Chacun des trois isotopes de J a sa propre masse atomique; c'est-à-dire leur somme de neutrons et de protons. Cependant, ces masses doivent être moyennées pour avoir une masse atomique pour J sous la main; ici sur Terre, comme il peut y avoir d'autres régions de l'Univers où l'abondance de 86J est 56% et non 60%.

Pour calculer la masse atomique moyenne de J, il faut obtenir la moyenne pondérée des masses de ses isotopes; c'est-à-dire en tenant compte du pourcentage d'abondance pour chacun d'eux. Ainsi nous avons:

Masse moyenne (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

Autrement dit, la masse atomique moyenne (également connue sous le nom de poids atomique) de J est de 87,2 amu. Pendant ce temps, sa masse molaire est de 87,2 g / mol. Notez que 87,2 est plus proche de 88 que de 86, et il est également éloigné de 90.

Masse atomique absolue

La masse atomique absolue est la masse atomique exprimée en grammes. A partir de l'exemple de l'élément hypothétique J, on peut calculer sa masse atomique absolue (celle de la moyenne) sachant que chaque amu équivaut à 1,6605 · 10-24 grammes:

Masse atomique absolue (J) = 87,2 amu * (1,6605 · 10-24 g / am)

= 1 447956 10-22 g / atome J

Cela signifie qu'en moyenne les atomes J ont une masse absolue de 1,447956 · 10-22 g.

Masse atomique relative

La masse atomique relative est numériquement identique à la masse atomique moyenne pour un élément donné; Cependant, contrairement au second, le premier manque d'unité. Par conséquent, il est sans dimension. Par exemple, la masse atomique moyenne du béryllium est de 9,012182 u; tandis que sa masse atomique relative est simplement de 9,012182.

C'est pourquoi ces concepts sont parfois mal interprétés comme des synonymes, car ils sont très similaires et les différences entre eux sont subtiles. Mais à quoi ces masses sont-elles relatives? Par rapport à un douzième de la masse du 12C.

Ainsi, un élément de masse atomique relative de 77 signifie qu'il a une masse 77 fois supérieure à 1/12 de la 12C.

Ceux qui ont regardé les éléments du tableau périodique verront que leurs masses sont relativement exprimées. Ils n'ont pas d'unités d'amu, et cela est interprété comme: le fer a une masse atomique de 55.846, ce qui signifie qu'il est 55.846 fois plus de masse que la masse de 1/12 du 12C, et qui peut également être exprimé par 55,846 amu ou 55,846 g / mol.

Comment calculer la masse atomique

Mathématiquement, un exemple a été donné sur la façon de le calculer avec l'exemple de l'élément J. En termes généraux, la formule moyenne pondérée doit être appliquée, qui serait:

P = Σ (masse atomique isotopique) (abondance en décimales)

En d'autres termes, ayant les masses atomiques (neutrons + protons) de chaque isotope (normalement naturel) pour un élément donné, ainsi que leurs abondances terrestres respectives (ou quelle que soit la région considérée), alors ladite moyenne pondérée peut être calculée..

Et pourquoi pas seulement la moyenne arithmétique? Par exemple, la masse atomique moyenne de J est de 87,2 amu. Si nous calculons à nouveau cette masse mais arithmétiquement, nous aurons:

Masse moyenne (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Notez qu'il existe une différence importante entre 88 et 87,2. En effet, la moyenne arithmétique suppose que l'abondance de tous les isotopes est la même; Puisqu'il y a trois isotopes de J, chacun devrait avoir une abondance de 100/3 (33,33%). Mais ce n'est pas le cas en réalité: il y a des isotopes beaucoup plus abondants que d'autres.

C'est pourquoi la moyenne pondérée est calculée, car elle tient compte de l'abondance d'un isotope par rapport à un autre..

Exemples

Carbone

Pour calculer la masse atomique moyenne de carbone, nous avons besoin de ses isotopes naturels avec leurs abondances respectives. Dans le cas du carbone, ce sont: 12C (98,89%) et 13C (1,11%). Leurs masses atomiques relatives sont respectivement de 12 et 13, qui à leur tour sont égales à 12 amu et 13 amu. Résolution:

Masse atomique moyenne (C) = (12 amu) (0.9889) + (13 amu) (0.0111)

= 12,0111 amu

Par conséquent, la masse d'un atome de carbone est en moyenne de 12,01 amu. Comme il y a des traces de 14C, n'a quasiment aucune influence sur cette moyenne.

Sodium

Tous les atomes de sodium terrestres sont constitués de l'isotope 2. 3Na, donc son abondance est de 100%. C'est pourquoi, dans les calculs ordinaires, sa masse peut être supposée être simplement de 23 um ou 23 g / mol. Cependant, sa masse exacte est de 22,98976928 amu.

Oxygène

Les trois isotopes de l'oxygène avec leurs abondances respectives sont: 16O (99,762%), 17O (0,038%) et 18O (0,2%). Nous avons tout pour calculer sa masse atomique moyenne:

Masse atomique moyenne (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16,00438 amu

Bien que sa masse exacte rapportée soit en fait de 15,9994 amu.

Azote

En répétant les mêmes étapes avec de l'oxygène, nous avons: 14N (99,634%) et quinzeN (0,366%). Ensuite:

Masse atomique moyenne (N) = (14 amu) (0.99634) + (15 amu) (0.00366)

= 14,00366 amu

Notez que la masse rapportée pour l'azote est de 14,0067 amu, un peu plus élevée que celle que nous avons calculée.

Chlore

Les isotopes du chlore avec leurs abondances respectives sont: 35Cl (75,77%) et 37Cl (24,23%). En calculant sa masse atomique moyenne, nous avons:

Masse atomique moyenne (Cl) = (35 amu) (0,7577) + (37 amu) (0,2423)

= 35,4846 amu

Très similaire à celui rapporté (35 453 amu).

Dysprosium

Et enfin, la masse moyenne d'un élément avec de nombreux isotopes naturels sera calculée: le dysprosium. Ceux-ci et avec leurs abondances respectives sont: 156Dy (0,06%), 158Dy (0,10%), 160Dy (2,34%), 161Dy (18,91%), 162Dy (25,51%), 163Dy (24,90%) et 164Dy (28,18%).

Nous procédons comme dans les exemples précédents pour calculer la masse atomique de ce métal:

Masse atomique moyenne (Dy) = (156 amu) (0,0006%) + (158 amu) (0,0010) + (160 amu) (0,0234) + (161 amu) (0,1891) + (162 amu) (0,2551) + (163 amu) (0,2490) + (164 amu) (0,2818)

= 162,5691 amu

La masse rapportée est de 162 500 amu. A noter que cette moyenne se situe entre 162 et 163, puisque les isotopes 156Dy, 158Dy et 160Dy sont peu abondants; tandis que ceux qui prédominent sont 162Dy, 163Dy et 164Dy.

Les références

  1. Whitten, Davis, Peck et Stanley. (2008). Chimie. (8e éd.). Apprentissage CENGAGE.
  2. Wikipédia. (2019). Masse atomique. Récupéré de: en.wikipedia.org
  3. Christopher Masi. (s.f.). Masse atomique. Récupéré de: wsc.mass.edu
  4. Natalie Wolchover. (12 septembre 2017). Comment peser un atome? Science en direct. Récupéré de: livescience.com
  5. Chimie LibreTexts. (05 juin 2019). Calcul des masses atomiques. Récupéré de: chem.libretexts.orgs
  6. Edward Wichers et H. Steffen Peiser. (15 décembre 2017). Poids atomique. Encyclopædia Britannica. Récupéré de: britannica.com

Personne n'a encore commenté ce post.