La masse atomique moyenne n'est pas une mesure directe d'un seul atome. Cette masse est la masse moyenne par atome d'un échantillon général d'un élément particulier. Si vous pouviez calculer la masse d'un seul milliardième d'atome, vous pourriez calculer cette valeur de la même manière que n'importe quelle autre moyenne. Heureusement, il existe un moyen plus simple de calculer la masse atomique, basé sur des données connues provenant des raretés de différents isotopes.
Étape
Partie 1 sur 2: Calcul de la masse atomique moyenne
Étape 1. Comprendre les isotopes et les masses atomiques
La plupart des éléments se présentent naturellement sous diverses formes, appelées isotopes. Le nombre de masse de chaque isotope est le nombre de protons et de neutrons dans son noyau. Chaque proton et neutron pèse 1 unité de masse atomique (amu). La seule différence entre deux isotopes d'un élément est le nombre de neutrons par atome, qui affecte la masse atomique. Cependant, les éléments ont toujours le même nombre de protons.
- La masse atomique moyenne d'un élément est affectée par les variations du nombre de ses neutrons et représente la masse moyenne par atome dans un échantillon général d'un élément.
- Par exemple, l'argent élémentaire (Ag) a 2 isotopes naturels, à savoir Ag-107 et Ag-109 (ou). 107Ag et 109Ag). Les isotopes sont nommés en fonction de leur "nombre de masse" ou du nombre de protons et de neutrons dans un atome. Cela signifie que Ag-109 a 2 neutrons de plus que Ag-107, donc sa masse est légèrement plus grande.
Étape 2. Notez la masse de chaque isotope
Vous avez besoin de 2 types de données pour chaque isotope. Vous pouvez trouver ces données dans des manuels ou des sources Internet telles que webelements.com. La première donnée est la masse atomique, ou la masse d'un atome de chaque isotope. Les isotopes qui ont plus de neutrons ont une masse plus importante.
- Par exemple, l'isotope d'argent Ag-107 a une masse atomique de 106, 90509 lycée (unité de masse atomique). Pendant ce temps, l'isotope Ag-109 a une masse légèrement plus grande, à savoir 108, 90470.
- Les deux dernières décimales peuvent varier légèrement d'une source à l'autre. N'incluez aucun nombre entre parenthèses après la masse atomique.
Étape 3. Notez l'abondance de chaque isotope
Cette abondance indique à quel point un isotope est commun en termes de pourcentage de tous les atomes qui composent un élément. Chaque isotope est proportionnel à l'abondance de l'élément (plus l'abondance d'un isotope est grande, plus l'effet sur la masse atomique moyenne est important). Vous pouvez trouver ces données dans les mêmes sources que la masse atomique. L'abondance de tous les isotopes doit être de 100 % (bien qu'il puisse y avoir une légère erreur due aux erreurs d'arrondi).
- L'isotope Ag-107 a une abondance de 51,86 %, tandis que l'Ag-109 est légèrement moins commun avec une abondance de 48,14 %. Cela signifie que l'échantillon général d'argent est composé de 51,86 % Ag-107 et 48,14 % Ag-109.
- Ignorez les isotopes dont l'abondance n'est pas répertoriée. De tels isotopes ne sont pas présents naturellement sur Terre.
Étape 4. Convertissez le pourcentage d'abondance en nombre décimal
Divisez le pourcentage d'abondance par 100 pour obtenir la même valeur en nombres décimaux.
Dans le même problème, le nombre d'abondance est 51,86/100 = 0, 5186 et 48, 14/100 = 0, 4814.
Étape 5. Trouvez la masse atomique moyenne pondérée de l'isotope stable
La masse atomique moyenne d'un élément avec un nombre d'isotopes n est égale à (Masseisotope 1 * abondanceisotope 1) + (masseisotope 2 * abondanceisotope 2) + … + (massen isotope * abondancen isotope . Ceci est un exemple de "moyenne pondérée", ce qui signifie que plus la masse trouvée (plus l'abondance est grande), plus l'effet sur le résultat est important. Voici comment utiliser la formule ci-dessus sur l'argent:
-
Masse atomique moyenneAg = (masseAoût-107 * abondanceAoût-107) + (masseAg-109 * abondanceAg-109)
=(106, 90509 * 0, 5186) + (108, 90470 * 0, 4814)
= 55, 4410 + 52, 4267
= 107, 8677 lycée.
- Regardez les éléments du tableau périodique pour vérifier votre réponse. La masse atomique moyenne est généralement indiquée sous le symbole de l'élément.
Partie 2 sur 2: Utilisation des résultats de calcul
Étape 1. Convertissez la masse en numéro atomique
La masse atomique moyenne montre la relation entre la masse et le numéro atomique dans un échantillon général d'un élément. Ceci est utile dans les laboratoires de chimie car le calcul du numéro atomique directement est presque impossible, mais le calcul de sa masse est assez facile. Par exemple, vous pouvez peser un échantillon d'argent et estimer que chaque 107,8677 amu de sa masse contient 1 atome d'argent.
Étape 2. Convertir en masse molaire
L'unité de masse atomique est très petite. Ainsi, les chimistes pèsent généralement les échantillons en grammes. Heureusement, ce concept a été défini pour faciliter la conversion. Il suffit de multiplier la masse atomique moyenne par 1 g/mol (constante de masse molaire) pour obtenir la réponse en g/mol. Par exemple, 107,8677 grammes d'argent contiennent en moyenne 1 mole d'atomes d'argent.
Étape 3. Trouvez la masse moléculaire moyenne
Puisqu'une molécule est une collection d'atomes, vous pouvez additionner les masses des atomes pour calculer la masse moléculaire. Si vous utilisez la masse atomique moyenne (pas la masse d'un isotope spécifique), le résultat est la masse moyenne des molécules trouvées naturellement dans l'échantillon. Exemple:
- La molécule d'eau a la formule chimique H2O. Ainsi, il est composé de 2 atomes d'hydrogène (H) et 1 atome d'oxygène (O).
- L'hydrogène a une masse atomique moyenne de 1,00794 amu. Pendant ce temps, les atomes d'oxygène ont une masse moyenne de 15 9994 amu.
- Masse moléculaire H2La moyenne O est égale à (1,00794)(2) + 15,9994 = 18,01528 amu, équivalent à 18,01528 g/mol.
Des astuces
- Le terme masse atomique relative est parfois utilisé comme synonyme de masse atomique moyenne. Cependant, il existe une légère différence entre les deux car la masse atomique relative n'a pas d'unité, mais représente la masse par rapport à un atome de carbone C-12. À condition que vous utilisiez des unités de masse atomique dans votre calcul de masse moyenne, ces deux valeurs sont essentiellement identiques.
- À quelques exceptions près, les éléments situés à droite du tableau périodique ont une masse moyenne supérieure à celle des éléments situés à gauche. Cela peut être un moyen facile de vérifier si votre réponse a du sens.
- 1 unité de masse atomique est définie comme 1/12ème de la masse d'un atome de carbone C-12.
- L'abondance des isotopes est calculée sur la base d'échantillons qui se produisent naturellement sur Terre. Des composés inhabituels tels que des météorites ou des échantillons de laboratoire peuvent avoir des rapports isotopiques différents et, par conséquent, des masses atomiques moyennes différentes.
- Le nombre entre parenthèses après la masse atomique représente l'incertitude du dernier chiffre. Par exemple, une masse atomique de 1,0173 (4) signifie qu'un échantillon général d'atomes a une masse comprise entre 1,0173 ± 0,0004. Vous n'avez pas besoin d'utiliser ce nombre à moins que le problème ne vous le demande.
- Utilisez la masse atomique moyenne lors du calcul des masses impliquant des éléments et des composés.
