Masse atomique est la somme de tous les protons, neutrons et électrons dans un seul atome ou molécule. La masse d'un électron est si petite qu'elle peut être ignorée et non prise en compte. Bien que techniquement incorrect, le terme masse atomique est également souvent utilisé pour désigner la masse atomique moyenne de tous les isotopes d'un élément. Cette deuxième définition est en fait la masse atomique relative, également connue sous le nom de poids atomique un élément. Le poids atomique prend en compte la masse moyenne des isotopes naturels du même élément. Les chimistes doivent faire la distinction entre ces deux types de masse atomique pour guider leur travail - par exemple, une valeur de masse atomique incorrecte peut conduire à un calcul incorrect des résultats expérimentaux.
Étape
Méthode 1 sur 3: Lecture de la masse atomique dans le tableau périodique
Étape 1. Comprendre comment représenter la masse atomique
La masse atomique est la masse d'un atome ou d'une molécule. La masse atomique peut être exprimée en unités de masse SI standard - grammes, kilogrammes, etc. Cependant, comme la masse atomique est très petite lorsqu'elle est exprimée dans ces unités, la masse atomique est souvent exprimée en unités de masse atomique composées (généralement abrégée u ou amu). La norme pour une unité de masse atomique est 1/12 de la masse de l'isotope standard du carbone-12.
L'unité de masse atomique exprime la masse d'une mole d'un élément ou d'une molécule en grammes. C'est une propriété très utile dans les calculs pratiques car cette unité permet de convertir facilement entre les masses et les moles des quantités d'atomes ou de molécules de même nature
Étape 2. Trouvez la masse atomique dans le tableau périodique
La plupart des tableaux périodiques répertorient la masse atomique relative (poids atomique) de chaque élément. Cette masse est presque toujours répertoriée sous la forme d'un nombre au bas de la grille des éléments du tableau, sous un symbole chimique qui lit une lettre ou deux. Ce nombre est généralement représenté sous la forme d'un nombre décimal plutôt que d'un nombre entier.
- Notez que les masses atomiques relatives répertoriées dans le tableau périodique sont les valeurs moyennes des éléments associés. Les éléments chimiques ont des isotopes différents - des formes chimiques qui ont des masses différentes en raison de l'addition ou de la soustraction d'un ou plusieurs neutrons du noyau atomique. Ainsi, la masse atomique relative répertoriée dans le tableau périodique peut être utilisée comme valeur moyenne pour les atomes d'un élément particulier, mais non comme la masse d'un seul atome de l'élément.
- Les masses atomiques relatives, telles que celles trouvées dans le tableau périodique, sont utilisées pour calculer les masses molaires des atomes et des molécules. La masse atomique, lorsqu'elle est représentée en amu comme dans le tableau périodique, n'a techniquement aucune unité. Cependant, multiplier la masse atomique par 1 g/mol nous donne une quantité qui peut être utilisée pour la masse molaire de l'élément – la masse (en grammes) d'une mole d'un atome de l'élément.
Étape 3. Comprenez que les valeurs du tableau périodique sont les masses atomiques moyennes d'un élément
Comme déjà expliqué, la masse atomique relative répertoriée pour chaque élément du tableau périodique est la valeur moyenne de tous les isotopes de l'atome. Cette moyenne est importante pour de nombreux calculs pratiques - par exemple, le calcul de la masse molaire d'une molécule constituée de plusieurs atomes. Cependant, lorsque l'on travaille avec des atomes individuels, ce nombre n'est parfois pas suffisant.
- La valeur dans le tableau périodique n'est pas une valeur exacte pour une seule masse atomique car il s'agit d'une moyenne de plusieurs types d'isotopes différents.
- Les masses atomiques des atomes individuels doivent être calculées en tenant compte du nombre exact de protons et de neutrons dans un seul atome.
Méthode 2 sur 3: Calcul de la masse atomique pour des atomes individuels
Étape 1. Trouvez le numéro atomique de l'élément ou de l'isotope
Le numéro atomique est le nombre de protons dans un élément et n'a pas de nombre variable. Par exemple, tous les atomes d'hydrogène, et seulement les atomes d'hydrogène, ont un proton. Le sodium a un numéro atomique de 11 parce que son noyau a onze protons, tandis que l'oxygène a un numéro atomique de 8 parce que son noyau a huit protons. Vous pouvez trouver le numéro atomique de n'importe quel élément du tableau périodique - dans presque tous les tableaux périodiques standard. Le numéro atomique est le nombre au-dessus du symbole chimique qui lit une ou deux lettres. Ce nombre est toujours un entier positif.
- Supposons que nous travaillons avec des atomes de carbone. Le carbone a toujours six protons. Ainsi, nous savons que son numéro atomique est 6. Nous voyons également dans le tableau périodique que la case du carbone (C) a le numéro « 6 » en haut, indiquant que le numéro atomique du carbone est six.
- Notez que le numéro atomique d'un élément n'a pas d'effet direct sur sa masse atomique relative telle qu'elle est écrite dans le tableau périodique. Bien qu'il semble probable que la masse atomique d'un atome soit le double de son numéro atomique (en particulier parmi les éléments en haut du tableau périodique), la masse atomique n'est jamais calculée en multipliant le numéro atomique d'un élément par deux.
Étape 2. Trouvez le nombre de neutrons dans le noyau
Le nombre de neutrons peut varier pour les atomes d'un élément particulier. Bien que deux atomes avec le même nombre de protons et un nombre différent de neutrons soient le même élément, ce sont des isotopes différents de l'élément. Contrairement au nombre de protons dans un élément qui ne change jamais, le nombre de neutrons dans les atomes d'un élément donné peut varier, de sorte que la masse atomique moyenne de l'élément doit être représentée comme une valeur décimale entre deux nombres entiers.
- Le nombre de neutrons peut être déterminé en déterminant l'isotope d'un élément. Par exemple, le carbone-14 est un isotope radioactif naturel du carbone-12. Vous verrez souvent des isotopes affectés d'un petit nombre en haut (exposant) avant le symbole de l'élément: 14C. Le nombre de neutrons est calculé en soustrayant le nombre de protons du nombre d'isotopes: 14 – 6 = 8 neutrons.
- Supposons que l'atome de carbone avec lequel nous travaillons a six neutrons (12C). C'est l'isotope le plus courant du carbone, représentant près de 99% de tous les atomes de carbone. Cependant, environ 1% des atomes de carbone ont 7 neutrons (13C). Les autres types d'atomes de carbone, qui ont plus ou moins de 6 ou 7 neutrons, sont très peu nombreux.
Étape 3. Additionnez les comptes de protons et de neutrons
C'est la masse atomique de l'atome. Ne vous inquiétez pas du nombre d'électrons en orbite autour du noyau - la masse combinée est si petite que dans la plupart des cas pratiques, cette masse n'affectera pas vraiment votre réponse.
- Notre atome de carbone a 6 protons + 6 neutrons = 12. La masse atomique de cet atome de carbone particulier est 12. Cependant, si l'atome est un isotope du carbone-13, nous savons que l'atome a 6 protons + 7 neutrons = poids atomique de 13.
- Le poids atomique réel du carbone-13 est de 13 003355, et ce poids est plus précis car il a été déterminé expérimentalement.
- La masse atomique est presque égale au nombre d'isotopes d'un élément. À des fins de calcul de base, le nombre d'isotopes est égal à la masse atomique. Lorsqu'elle est déterminée expérimentalement, la masse atomique est légèrement supérieure au nombre d'isotopes en raison de la très faible contribution de masse des électrons.
Méthode 3 sur 3: Calcul de la masse atomique relative (poids atomique) d'un élément
Étape 1. Déterminez les isotopes présents dans l'échantillon
Les chimistes déterminent souvent les proportions isotopiques relatives dans un échantillon à l'aide d'un instrument spécial appelé spectromètre de masse. Or, dans les cours de chimie pour étudiants et collégiens, cette information vous est souvent donnée dans les tests scolaires, etc., sous forme de notes qui ont été déterminées dans la littérature scientifique.
Pour nos besoins, disons que nous travaillons avec les isotopes carbone-12 et carbone-13
Étape 2. Déterminer l'abondance relative de chaque isotope dans l'échantillon
Dans un élément donné, différents isotopes apparaissent dans des proportions différentes. Cette proportion est presque toujours exprimée en pourcentage. Certains isotopes ont des proportions très communes, tandis que d'autres sont extrêmement rares – parfois, si rares que ces proportions sont à peine détectables. Cette information peut être déterminée par spectrométrie de masse ou à partir d'ouvrages de référence.
Supposons que l'abondance du carbone-12 est de 99% et que l'abondance du carbone-13 est de 1%. D'autres isotopes du carbone existent, mais en si petites quantités qu'ils peuvent être négligés dans cet exemple de problème
Étape 3. Multipliez la masse atomique de chaque isotope par sa proportion dans l'échantillon
Multipliez la masse atomique de chaque isotope par son pourcentage d'abondance (écrit en décimal). Pour convertir un pourcentage en nombre décimal, divisez simplement le pourcentage par 100. Le nombre de pourcentages qui ont été convertis en nombre décimal sera toujours 1.
- Notre échantillon contient du carbone-12 et du carbone-13. Si le carbone 12 représente 99 % de l'échantillon et le carbone 13 représente 1 % de l'échantillon, multipliez 12 (masse atomique du carbone 12) par 0,99 et 13 (masse atomique du carbone 13) par 0,01.
- Les ouvrages de référence vous donneront des proportions en pourcentage basées sur toutes les quantités connues d'isotopes d'un élément. La plupart des manuels de chimie incluent ces informations dans un tableau à la fin du livre. Le spectromètre de masse peut également déterminer la proportion de l'échantillon testé.
Étape 4. Additionnez les résultats
Additionnez les résultats de multiplication que vous avez faits à l'étape précédente. Le résultat de cette somme est la masse atomique relative de votre élément - la moyenne des masses atomiques des isotopes de votre élément. Lors de la discussion des éléments en général, et non des isotopes spécifiques de l'élément, cette valeur est utilisée.
