Comment mesure-t-on la masse atomique d’un élément ? Comment calculer la masse atomique

Nombre de masse. Le nombre de masse est le nombre total de protons et de neutrons dans le noyau d'un atome. Il est désigné par le symbole A.

Lorsqu'on parle d'un noyau atomique spécifique, le terme nucléide est généralement utilisé, et les particules nucléaires, protons et neutrons, sont collectivement appelées nucléons.

Numéro atomique. Le numéro atomique d’un élément est le nombre de protons présents dans le noyau de son atome. Il est désigné par le symbole Z. Le numéro atomique est lié au nombre de masse par la relation suivante :

où N est le nombre de neutrons dans le noyau d'un atome.

Chaque élément chimique est caractérisé par un numéro atomique spécifique. En d’autres termes, deux éléments ne peuvent pas avoir le même numéro atomique. Le numéro atomique est égal non seulement au nombre de protons dans le noyau des atomes d'un élément donné, mais aussi égal au nombreélectrons entourant le noyau d’un atome. Cela s’explique par le fait que l’atome dans son ensemble est une particule électriquement neutre. Ainsi, le nombre de protons dans le noyau d’un atome est égal au nombre d’électrons entourant le noyau. Cette affirmation ne s’applique pas aux ions, qui sont bien entendu des particules chargées.

La première preuve expérimentale du numéro atomique des éléments* a été obtenue en 1913 par Henry Moseley, qui travaillait à Oxford. Il bombardait des cibles métalliques solides avec des rayons cathodiques. (En 1909, Barkla et Kayi avaient déjà montré que tout élément solide, lorsqu'il est bombardé par un faisceau rapide de rayons cathodiques, émet des rayons X caractéristiques de cet élément.) Moseley a analysé les rayons X caractéristiques en utilisant une technique d'enregistrement photographique. Il a découvert que la longueur d'onde du rayonnement X caractéristique augmente avec l'augmentation du poids atomique (masse) du métal et a montré que Racine carrée La fréquence de ce rayonnement X est directement proportionnelle à un nombre entier qu'il désigne par le symbole Z.

Moseley a découvert que ce nombre représentait environ la moitié de la valeur de la masse atomique. Il a conclu que ce nombre – le numéro atomique d’un élément – ​​est une propriété fondamentale de ses atomes. Il s'est avéré qu'il était égal au nombre de protons dans un atome d'un élément donné. Ainsi, Moseley a associé la fréquence du rayonnement X caractéristique à numéro de sérieélément rayonnant (loi de Molesley). Cette loi avait grande importance approuver la loi périodique des éléments chimiques et établir signification physique numéro atomiqueéléments.

Les recherches de Moseley lui ont permis de prédire l'existence de trois éléments qui manquaient alors dans le tableau périodique, avec des numéros atomiques 43, 61 et 75. Ces éléments ont été découverts plus tard et ont été nommés respectivement technétium, prométhium et rhénium.

Symboles nucléides. Il est d'usage d'indiquer le numéro de masse d'un nucléide en exposant et le numéro atomique en indice à gauche du symbole de l'élément. Par exemple, la notation 1IC signifie que ce nucléide de carbone (comme tous les autres nucléides de carbone) a un numéro atomique 6. Ce nucléide particulier a un nombre de masse de 12. Un autre nucléide de carbone porte le symbole 14C. Puisque tous les nucléides de carbone ont un numéro atomique 6, le Le nucléide spécifié est souvent écrit comme 14C ou carbone-14.

Isotopes. Les isotopes sont des variétés atomiques d’un élément ayant des propriétés différentes. Ils diffèrent par le nombre de neutrons dans leur noyau. Ainsi, les isotopes d’un même élément ont le même numéro atomique mais des nombres de masse différents. Dans le tableau Le tableau 1.1 montre les valeurs du nombre de masse A, du numéro atomique Z et du nombre de neutrons N dans le noyau des atomes de chacun des trois isotopes du carbone.

Tableau 1.1. Isotopes du carbone

Contenu isotopique des éléments. Dans la plupart des cas, chaque élément est un mélange de différents isotopes. Le contenu de chaque isotope dans un tel mélange est appelé abondance isotopique. Par exemple, le silicium se trouve dans des composés présents dans la nature avec des abondances isotopiques naturelles de 92,28 % de 28Si, 4,67 % de 29Si et 3,05 % de 30Si. Veuillez noter que l'abondance isotopique totale de l'élément doit être exactement de 100 %. La teneur isotopique relative de chacun de ces isotopes est respectivement de 0,9228, 0,0467 et 0,0305. La somme de ces nombres est exactement 1,0000.

Unité de masse atomique (a.m.u.). Actuellement, la masse du nucléide X|C est acceptée comme norme pour déterminer l’unité de masse atomique. Ce nucléide se voit attribuer une masse de 12,0000 amu. Ainsi, une unité de masse atomique est égale à un douzième de la masse de ce nucléide. La vraie valeur de l'unité de masse atomique est de 1,661 Yu-27 kg. Les trois particules fondamentales qui sont Composants l'atome a les masses suivantes :

masse du proton = 1,007277 amu masse des neutrons = 1,008 665 amu masse électronique = 0,000 548 6 a. manger.

En utilisant ces valeurs, vous pouvez calculer la masse isotopique de chaque nucléide spécifique. Par exemple, la masse isotopique du nucléide 3JCl est la somme des masses de 17 protons, 18 neutrons et 17 électrons :

17 (1,007277 amu) + 18 (1,008665 amu) + + 17 (0,0005486 amu) = 35,289005 amu. manger.

Cependant, des données expérimentales précises indiquent que la masse isotopique du 37C1 a une valeur de 34,968 85 a. amu L'écart entre les valeurs calculées et trouvées expérimentalement est de 0,32016 amu. C’est ce qu’on appelle un défaut de masse ; La raison du défaut de masse est expliquée dans la Section. 1.3.

Les masses des atomes et des molécules sont très petites, il est donc pratique de choisir la masse de l'un des atomes comme unité de mesure et d'exprimer les masses des atomes restants par rapport à celle-ci. C'est exactement ce qu'a fait le fondateur de la théorie atomique, Dalton, qui a dressé un tableau des masses atomiques, en prenant la masse de l'atome d'hydrogène comme une seule.

Jusqu'en 1961, en physique, 1/16 de la masse de l'atome d'oxygène 16O était considéré comme une unité de masse atomique (amu), et en chimie, 1/16 de la masse atomique moyenne de l'oxygène naturel, qui est un mélange de trois isotopes. L'unité de masse chimique était 0,03 % plus grande que l'unité physique.

Actuellement accepté en physique et chimie un système des mesures. 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12C a été choisi comme unité standard de masse atomique.

1 amu = 1/12 m(12С) = 1,66057×10-27 kg = 1,66057×10-24 g.

Lors du calcul de la masse atomique relative, l'abondance des isotopes des éléments dans la croûte terrestre. Par exemple, le chlore possède deux isotopes 35Сl (75,5 %) et 37Сl (24,5 %). masse atomique le chlore est égal à :

Ar(Cl) = (0,755×m(35Сl) + 0,245×m(37Сl)) / (1/12×m(12С) = 35,5.

De la définition de la masse atomique relative, il s'ensuit que la masse absolue moyenne d'un atome est égale à la masse atomique relative multipliée par amu :

m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10-24 = 5,89 × 10-23 g.

Exemples de résolution de problèmes

Masses atomiques et moléculaires relatives

Cette calculatrice est conçue pour calculer la masse atomique des éléments.

Masse atomique(aussi appelé masse atomique relative) Est la valeur de la masse d'un atome d'une substance. La masse atomique relative est exprimée en unités de masse atomique. Masse atomique relative distinctif(Vrai) poids atome. Dans le même temps, la masse réelle d’un atome est trop petite et donc impropre à une utilisation pratique.

La masse atomique d'une substance affecte la quantité protons Et neutrons dans le noyau d'un atome.

La masse électronique est ignorée car elle est très petite.

Pour déterminer la masse atomique d'une substance, vous devez saisir les informations suivantes :

• Nombre de protons- combien de protons y a-t-il dans le noyau de la substance ;
• Nombre de neutrons— combien de neutrons y a-t-il dans le noyau d'une substance.

Sur la base de ces données, le calculateur calculera la masse atomique de la substance, exprimée en unités de masse atomique.

Tableau des éléments chimiques et leur masse atomique hydrogène H 1,0079 nickel Il n'y a pas 58,70 hélium Il 4,0026 boulanger Cu 63,546 lithium Li 6941 zinc Zn 65,38 béryllium être 9,01218 Gaule Géorgie 69,72 Bor DANS 10,81 Allemagne G.E. 72,59 carbone AVEC 12,011 arsenic Comment 74,9216 azote N 14,0067 sélénium sont 78,96 oxygène Ô 15,9994 Brome brome 79904 fluorure F 18,99840 krypton Cr 83,80 néon Pas 20,179 rubidium Rb 85,4678 sodium sur 22,98977 strontium effacé 87,62 magnésium mg 24,305 yttrium Oui 88,9059 aluminium Al 26,98154 zirconium Zr 91,22 niobium Nb 92,9064 Nobel Pas 255 molybdène Mo 95,94 Laurent G / D 256 technétium Ts 98,9062 Kourtchatovy ka 261 ruthénium Ru 101,07 * * * rhodié rhésus 102.9055 * * * palladium PD 106,4 * * * argent Ag 107 868 * * * silicone Toi 28,086 cadmium CD 112,40 phosphore P. 30,97376 Inde 114,82 soufre 32,06 étain Sn 118,69 chlore Cl 35,453 antimoine Sb 121,75 argon Arkansas 39,948 tellure ces 127,60 potassium À 39,098 iode je 126,904 calcium Californie 40,08 xénon Xe 131,30 scandium Caroline du Sud 44,9559 césium Cs 132.9054 Titane ces 47,90 baryum ba 137,34 vanadium 50,9414 lanthane la 138.9055 chrome Cr 51,996 cérium Ce 140,12 manganèse Minnesota 54,9380 Praséodime Pr 140.9077 fer Fe 55,847 Je ne sd 144,24 cobalt Co. 58,9332 prométhium soirées Samarie Petit 150,4 bismuth serait 208.9804 europium Union européenne 151,96 Polonium après 209 gadolinium D.ieu 157,25 ASTAT V 210 terbium tuberculose 158.9254 radon Rn 222 dysprosium du $ 16,50 France fr 223 Holmium Hé 164.9304 rayon R. 226.0254 erbium Euh 167,26 actinium courant alternatif 227 thulium Tm 168.9342 thorium ème 232.0381 ytterbium Yb 173,04 protactinium Pennsylvanie 231.0359 Lutèce Lu 174,97 Uranus U 238,029 hafnium haute fréquence 178,49 neptunium Np 237.0482 tantale Ce 180.9479 plutonium Pu 244 tungstène W 183,85 Amérique Suis 243 rhénium concernant 186,207 curie cm 247 osmium Système d'exploitation 190,2 Berkeley B.K. 247 iridium infrarouge 192,22 Californie comparer 251 platine Pt 195,09 Einstein es 254 or Au 196.9665 Fermi FM 257 Mercure Mercure 200,59 Mendelevé Maryland 258 thallium Tl 204,37 * * * Plomb Pb 207,2 * * *

Masse atomique relative d'un élément Statut de la tâche : Déterminer la masse d'une molécule d'oxygène. Tâche n° 4.1.2 de la « Collection de problèmes lors de la préparation des prochains examens de physique à l'USPTU » information: Solution: Considérons une molécule d'oxygène moléculaire \(\nu\) (nombre arbitraire). Rappelons que la formule de l'oxygène est O2. Pour trouver la masse (\m) quantité donnée d'oxygène, la masse moléculaire de l'oxygène \(M\) est multipliée par le nombre de moles\(\nu\). À l’aide du tableau périodique, il est facile d’établir que la masse molaire de l’oxygène est \(M\) 32 g/mol ou 0,032 kg/mol. Dans une mole, le nombre de molécules d'avogadro \(N_A\) et v\(\nu\) mol - v\(\nu\) est parfois plus grand, c'est-à-dire Pour trouver la masse d'une molécule \(m_0\), la masse totale \(m\) doit être divisée par le nombre de molécules \(N\). \ [(m_0) = \frac (m) (N)\] \ [(m_0) = \frac ((\nu \cdot M)) ((\nu \cdot (N_A)))\] \ ((M_0) = \frac (M) (((N_A))) \] Le nombre d'Avogadro (N_A1) est une valeur tabulaire égale à 6,022 1023 mol-1. Nous effectuons des calculs : \[(M_0) = \frac ((0,032)) ((6,022\cdot ((10) * (23)))) = 5,3\cdot (10^(-26))\; = 5,3 kg\cdot(10^(-23))\; r\] Réponse : 5,3 · 10-23 g. Si vous ne comprenez pas la solution et si vous avez des questions ou trouvé un bug, vous pouvez laisser un commentaire ci-dessous. Les atomes sont très petits et très petits. Si on exprime la masse d'un atome élément chimique en grammes, ce sera alors un nombre dont la virgule décimale est supérieure à vingt zéros. Il est donc inapproprié de mesurer la masse des atomes en grammes. Cependant, si nous prenons une très petite masse par unité, toutes les autres petites masses peuvent être exprimées sous forme de rapport entre cette unité. L'unité de mesure de la masse atomique est 1/12 de la masse d'un atome de carbone. C'est ce qu'on appelle 1/12 de la masse d'un atome de carbone masse atomique(Ae. Formule de masse atomique Masse atomique relative la valeur est égale au rapport de la masse réelle d'un atome d'un élément chimique particulier à 1/12 de la masse réelle d'un atome de carbone. C'est une valeur infinie puisque les deux masses sont séparées. Ar = mathématiques. / (1/12) tasse. Néanmoins, masse atomique absolueégal à une valeur relative et a une unité de mesure amu. Cela signifie que la masse atomique relative indique combien de fois la masse d'un atome donné est supérieure à 1/12 d'un atome de carbone. Si un atome d’Ar = 12, alors sa masse est 12 fois supérieure à 1/12 de la masse d’un atome de carbone ou, en d’autres termes, 12 unités de masse atomique. Cela ne peut concerner que le carbone (C). Sur l'atome d'hydrogène (H) Ar = 1. Cela signifie que sa masse est égale à la masse de 1/12 parties de la masse de l'atome de carbone. Pour l’oxygène (O), la masse atomique relative est de 16 uma. Cela signifie qu'un atome d'oxygène est 16 fois plus gros qu'un atome de carbone et possède 16 unités de masse atomique. L'élément le plus léger est l'hydrogène. Sa masse est d'environ 1 amu. Sur les atomes les plus lourds, la masse approche les 300 uma. Typiquement, pour chaque élément chimique, sa valeur est la masse absolue des atomes, exprimée en a. Par exemple. La signification des unités de masse atomique est inscrite dans le tableau périodique. Concept utilisé pour les molécules poids moléculaire relatif (g). Le poids moléculaire relatif indique combien de fois la masse d'une molécule est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone. Cependant, puisque la masse d’une molécule est égale à la somme des masses de ses atomes atomiques, la masse moléculaire relative peut être trouvée simplement en additionnant les masses relatives de ces atomes. Par exemple, une molécule d’eau (H2O) contient deux atomes d’hydrogène avec Ar = 1 et un atome d’oxygène avec Ar = 16. Donc gentleman (H2O) = 18. De nombreuses substances ont une structure non moléculaire, comme les métaux. Dans ce cas, leur masse moléculaire relative est égale à leur masse atomique relative. La chimie est appelée une quantité importante fraction massique d'un élément chimique dans une molécule ou une substance. Il montre le poids moléculaire relatif de cet élément. Par exemple, dans l'eau, l'hydrogène contient 2 parties (comme les deux atomes) et l'oxygène 16. Cela signifie que lorsque l'hydrogène est mélangé avec 1 kg et 8 kg d'oxygène, ils réagissent sans laisser de résidus. La fraction massique de l'hydrogène est de 2/18 = 1/9 et la teneur en oxygène est de 16/18 = 8/9. Microbalance sinon soutien, équilibre atomique(anglais microbien ou anglais nanotubes) est un terme désignant : un grand groupe d'instruments analytiques dont la précision mesure la masse de un à plusieurs centaines de microgrammes ; un instrument spécial de haute précision qui vous permet de mesurer la masse d'objets jusqu'à 0,1 ng (nanovésie). description L'une des premières références au microglobe remonte à 1910, lorsque William Ramsay fut informé de l'ampleur de son développement, permettant de déterminer la plage de poids de 0,1 mm3 du corps comme étant de 10 à 9 g (1 ng). Le terme microbien est désormais plus couramment utilisé pour désigner des appareils capables de mesurer et de détecter des changements de masse de l’ordre du microgramme (10 à 6 grammes). Les microbiologistes sont devenus une pratique courante dans les laboratoires de recherche et industriels modernes et sont disponibles en différentes versions avec des sensibilités et des coûts associés variables. Parallèlement, des techniques de mesure se développent dans le domaine du nanogramme. chimie. comment trouver la masse atomique relative ? Lorsque nous parlons de mesurer la masse au niveau du nanogramme, ce qui est important pour mesurer la masse des atomes, des molécules ou des amas, nous considérons d'abord la spectrométrie de masse. Dans ce cas, il convient de garder à l'esprit que mesurer la masse par cette méthode implique la nécessité de convertir les objets pesés en ions, ce qui est parfois très indésirable. Cela n'est pas nécessaire lors de l'utilisation d'un autre instrument pratiquement important et largement utilisé pour la mesure précise de la masse des microbes de quartz, dont le mécanisme d'action est décrit dans l'article correspondant. liens Jensen K., Kwanpyo Kim, Zettl A. Détecteur atomique à résolution atomique nanomécanique // arXiv : 0809.2126 (12 septembre 2008).

Les masses des atomes et des molécules sont très petites, il est donc pratique de choisir la masse de l'un des atomes comme unité de mesure et d'exprimer les masses des atomes restants par rapport à celle-ci. C'est exactement ce qu'a fait le fondateur de la théorie atomique, Dalton, qui a dressé un tableau des masses atomiques, en prenant la masse de l'atome d'hydrogène comme une seule.

Jusqu'en 1961, en physique, 1/16 de la masse de l'atome d'oxygène 16 O était considéré comme une unité de masse atomique (amu), et en chimie, 1/16 de la masse atomique moyenne de l'oxygène naturel, qui est un mélange de trois isotopes. L'unité de masse chimique était 0,03 % plus grande que l'unité physique.

Actuellement, un système de mesure unifié a été adopté en physique et en chimie. L'unité standard de masse atomique est 1/12 de la masse d'un atome de carbone à 12 C.

1 amu = 1/12 m(12 C) = 1,66057×10 -27 kg = 1,66057×10 -24 g.

DÉFINITION

Masse atomique relative d'un élément (A r) est une quantité sans dimension égale au rapport de la masse moyenne d'un atome d'un élément à 1/12 de la masse d'un atome de 12 C.

Lors du calcul de la masse atomique relative, l'abondance des isotopes des éléments dans la croûte terrestre est prise en compte. Par exemple, le chlore a deux isotopes 35 Cl (75,5 %) et 37 Cl (24,5 %). La masse atomique relative du chlore est :

UNE r (Cl) = (0,755 × m (35 Cl) + 0,245 × m (37 Cl)) / (1/12 × m (12 C) = 35,5.

De la définition de la masse atomique relative, il s'ensuit que la masse absolue moyenne d'un atome est égale à la masse atomique relative multipliée par amu :

m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10 -24 = 5,89 × 10 -23 g.

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

EXEMPLE 2

Qu’est-ce que la « masse atomique » ? Comment épeler mot donné. Concept et interprétation.

Masse atomique Le concept de cette quantité a subi des évolutions à long terme en fonction des évolutions du concept d'atomes. Selon la théorie de Dalton (1803), tous les atomes d'un même élément chimique sont identiques et sa masse atomique est un nombre égal au rapport de leur masse à la masse d'un atome d'un certain élément standard. Cependant, vers 1920, il devint clair que les éléments trouvés dans la nature étaient de deux types : certains représentés par des atomes identiques, et d'autres dont les atomes avaient la même charge nucléaire, mais masse différente; Ces types d’atomes étaient appelés isotopes. La définition de Dalton n'est donc valable que pour les éléments du premier type. La masse atomique d'un élément représenté par plusieurs isotopes est valeur moyenneà partir des nombres de masse de tous ses isotopes, pris en pourcentage correspondant à leur abondance dans la nature. Dans le 19ème siècle Les chimistes utilisaient l’hydrogène ou l’oxygène comme étalon pour déterminer les masses atomiques. En 1904, 1/16 de la masse moyenne d'un atome d'oxygène naturel (unité oxygène) a été adopté comme norme et l'échelle correspondante a été appelée chimique. La détermination spectrographique de masse des masses atomiques a été réalisée sur la base de 1/16 de la masse de l'isotope 16O, et l'échelle correspondante a été appelée physique. Dans les années 1920, on a découvert que l’oxygène naturel est constitué d’un mélange de trois isotopes : 16O, 17O et 18O. Cela posait deux problèmes. Premièrement, il s’avère que l’abondance relative des isotopes naturels de l’oxygène varie légèrement, ce qui signifie que l’échelle chimique est basée sur une valeur qui n’est pas une constante absolue. Deuxièmement, les physiciens et les chimistes ont pu différentes significations des constantes dérivées telles que les volumes molaires, le nombre d'Avogadro, etc. La solution au problème a été trouvée en 1961, lorsque 1/12 de la masse de l'isotope du carbone 12C (unité carbone) a été prise comme unité de masse atomique (amu). (1 amu, ou 1D (dalton), en unités de masse SI est de 1,66057×10-27 kg.) Le carbone naturel est également constitué de deux isotopes : 12C - 99 % et 13C - 1 %, mais de nouvelles valeurs de masses atomiques d'éléments sont associées seulement avec le premier d'entre eux. En conséquence, un tableau universel des masses atomiques relatives a été obtenu. L’isotope 12C s’est également révélé pratique pour les mesures physiques. MÉTHODES DE DÉTERMINATION La masse atomique peut être déterminée par des méthodes physiques ou chimiques. Méthodes chimiques diffèrent en ce qu'à un moment donné, ils impliquent non pas les atomes eux-mêmes, mais leurs combinaisons. Méthodes chimiques. Selon la théorie atomique, les nombres d’atomes des éléments dans les composés sont liés les uns aux autres sous forme de petits nombres entiers (la loi des rapports multiples découverte par Dalton). Ainsi, pour un composé de composition connue, il est possible de déterminer la masse d’un des éléments, connaissant les masses de tous les autres. Dans certains cas, la masse d’un composé peut être mesurée directement, mais elle est généralement déterminée par des méthodes indirectes. Examinons ces deux approches. La masse atomique de Al a été récemment déterminée de la manière suivante. Des quantités connues d'Al étaient converties en nitrate, sulfate ou hydroxyde, puis calcinées pour produire de l'oxyde d'aluminium (Al2O3), dont la quantité était déterminée avec précision. De la relation entre deux masses connues et les masses atomiques de l'aluminium et de l'oxygène (15.9)

Masse atomique est la somme des masses de tous les protons, neutrons et électrons qui composent un atome ou une molécule. Comparée aux protons et aux neutrons, la masse des électrons est très petite et n’est donc pas prise en compte dans les calculs. Bien que cela ne soit pas formellement correct, le terme est souvent utilisé pour désigner la masse atomique moyenne de tous les isotopes d’un élément. Il s’agit en fait de la masse atomique relative, également appelée poids atomiqueélément. Le poids atomique est la moyenne des masses atomiques de tous les isotopes d’un élément trouvés dans la nature. Les chimistes doivent faire la différence entre ces deux types de masse atomique lorsqu'ils effectuent leur travail : une masse atomique incorrecte peut, par exemple, entraîner un résultat incorrect quant au rendement d'une réaction.

Pas

Trouver la masse atomique à partir du tableau périodique des éléments

Apprenez comment s'écrit la masse atomique. La masse atomique, c'est-à-dire la masse d'un atome ou d'une molécule donnée, peut être exprimée en unités SI standard : grammes, kilogrammes, etc. Cependant, comme les masses atomiques exprimées dans ces unités sont extrêmement petites, elles sont souvent écrites en unités de masse atomique unifiées, ou amu en abrégé. – unités de masse atomique. Une unité de masse atomique équivaut à 1/12 de la masse de l’isotope standard carbone-12.

• L'unité de masse atomique caractérise la masse une mole d'un élément donné en grammes. Cette valeur est très utile dans les calculs pratiques, car elle peut être utilisée pour convertir facilement la masse d'un nombre donné d'atomes ou de molécules d'une substance donnée en moles, et vice versa.

1. Trouvez la masse atomique dans le tableau périodique. La plupart des tableaux périodiques standard contiennent les masses atomiques (poids atomiques) de chaque élément. En règle générale, ils sont répertoriés sous forme de nombre au bas de la cellule de l’élément, sous les lettres représentant l’élément chimique. Il ne s'agit généralement pas d'un nombre entier, mais d'une fraction décimale.

   N'oubliez pas que le tableau périodique donne les masses atomiques moyennes des éléments. Comme indiqué précédemment, les masses atomiques relatives données pour chaque élément de tableau périodique, sont les valeurs moyennes des masses de tous les isotopes d'un atome. Cette valeur moyenne est utile à de nombreuses fins pratiques : par exemple, elle est utilisée pour calculer la masse molaire de molécules constituées de plusieurs atomes. Cependant, lorsqu’il s’agit d’atomes individuels, cette valeur n’est généralement pas suffisante.

   • Puisque la masse atomique moyenne est une moyenne de plusieurs isotopes, la valeur indiquée dans le tableau périodique n'est pas précis la valeur de la masse atomique de n’importe quel atome.
   • Les masses atomiques des atomes individuels doivent être calculées en tenant compte du nombre exact de protons et de neutrons dans un seul atome.

Calcul de la masse atomique d'un atome individuel

1. Trouvez le numéro atomique d'un élément donné ou de son isotope. Le numéro atomique est le nombre de protons dans les atomes d'un élément et ne change jamais. Par exemple, tous les atomes d'hydrogène, et seulement ils ont un proton. Le numéro atomique du sodium est 11 car il possède onze protons dans son noyau, tandis que le numéro atomique de l'oxygène est huit car il possède huit protons dans son noyau. Vous pouvez trouver le numéro atomique de n'importe quel élément du tableau périodique - dans presque toutes ses versions standards, ce numéro est indiqué ci-dessus désignation de la lettreélément chimique. Le numéro atomique est toujours un entier positif.

   • Supposons que nous nous intéressions à l’atome de carbone. Les atomes de carbone ont toujours six protons, nous savons donc que leur numéro atomique est 6. De plus, nous voyons que dans le tableau périodique, en haut de la cellule avec le carbone (C) se trouve le chiffre « 6 », indiquant que le nombre atomique le nombre de carbone est six.
   • Notez que le numéro atomique d’un élément n’est pas uniquement lié à sa masse atomique relative dans le tableau périodique. Bien que, notamment pour les éléments en haut du tableau, il puisse sembler que la masse atomique d'un élément soit le double de son numéro atomique, elle n'est jamais calculée en multipliant le numéro atomique par deux.

2. Trouvez le nombre de neutrons dans le noyau. Le nombre de neutrons peut être différent pour différents atomes d’un même élément. Lorsque deux atomes du même élément avec le même nombre de protons ont différentes quantités les neutrons, ce sont des isotopes différents de cet élément. Contrairement au nombre de protons, qui ne change jamais, le nombre de neutrons dans les atomes d'un élément donné peut souvent changer, de sorte que la masse atomique moyenne d'un élément s'écrit sous forme de fraction décimale avec une valeur comprise entre deux nombres entiers adjacents.

   Additionnez le nombre de protons et de neutrons. Ce sera la masse atomique de cet atome. Ignorez le nombre d'électrons qui entourent le noyau : leur masse totale est extrêmement faible, ils n'ont donc pratiquement aucun effet sur vos calculs.

Calculer la masse atomique relative (poids atomique) d'un élément

1. Déterminez quels isotopes sont contenus dans l’échantillon. Les chimistes déterminent souvent le rapport isotopique d'un échantillon particulier en utilisant appareil spécial appelé spectromètre de masse. Cependant, en formation, ces données vous seront fournies dans des devoirs, des tests, etc. sous forme de valeurs​​extraites de la littérature scientifique.

   • Dans notre cas, disons que nous avons affaire à deux isotopes : le carbone 12 et le carbone 13.

2. Déterminez l’abondance relative de chaque isotope dans l’échantillon. Pour chaque élément, différents isotopes sont présents dans des proportions différentes. Ces ratios sont presque toujours exprimés en pourcentage. Certains isotopes sont très courants, tandis que d’autres sont très rares, parfois si rares qu’ils sont difficiles à détecter. Ces valeurs peuvent être déterminées par spectrométrie de masse ou trouvées dans un ouvrage de référence.

   • Supposons que la concentration de carbone 12 soit de 99 % et celle de carbone 13 de 1 %. Autres isotopes du carbone vraiment existent, mais en quantités si faibles que dans ce cas ils peuvent être négligés.

3. Multipliez la masse atomique de chaque isotope par sa concentration dans l'échantillon. Multipliez la masse atomique de chaque isotope par son pourcentage d’abondance (exprimé sous forme décimale). Pour convertir les intérêts en décimal, divisez-les simplement par 100. Les concentrations obtenues doivent toujours totaliser 1.

   • Notre échantillon contient du carbone-12 et du carbone-13. Si le carbone 12 représente 99 % de l’échantillon et le carbone 13 1 %, multipliez 12 (la masse atomique du carbone 12) par 0,99 et 13 (la masse atomique du carbone 13) par 0,01.
   • Les ouvrages de référence donnent pourcentages, basé sur les quantités connues de tous les isotopes d'un élément particulier. La plupart des manuels de chimie contiennent ces informations dans un tableau à la fin du livre. Pour l'échantillon étudié, les concentrations relatives d'isotopes peuvent également être déterminées à l'aide d'un spectromètre de masse.

4. Additionnez les résultats. Résumez les résultats de multiplication que vous avez obtenus à l’étape précédente. Grâce à cette opération, vous retrouverez la masse atomique relative de votre élément - la valeur moyenne des masses atomiques des isotopes de l'élément en question. Lorsqu'un élément dans son ensemble est considéré, plutôt qu'un isotope spécifique d'un élément donné, cette valeur est utilisée.

   • Dans notre exemple, 12 x 0,99 = 11,88 pour le carbone-12 et 13 x 0,01 = 0,13 pour le carbone-13. La masse atomique relative dans notre cas est de 11,88 + 0,13 = 12,01 .

• Certains isotopes sont moins stables que d'autres : ils se désintègrent en atomes d'éléments avec moins de protons et de neutrons dans le noyau, libérant ainsi les particules qui composent noyau atomique. Ces isotopes sont appelés radioactifs.