Comment trouver un atome de masse moyenne: 8 étapes (avec photo) - Conseils

Vidéo: Compter les atomes dans une maille: Multiplicité Z | 1ère enseignement scientifique Cristallographie

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De quoi as-tu besoin

L'atome de masse moyenne n'est pas une mesure directe de la masse d'un atome. Au lieu de cela, il s'agit de la masse moyenne par atome d'un échantillon typique de l'élément. Si vous pouvez mesurer les masses de milliards d'atomes individuels, vous pouvez le découvrir en calculant leur moyenne. Nous avons une méthode plus pratique, basée sur des informations sur les différents isotopes de l'élément chimique.

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Partie 1 sur 2: Calculer l'atome de masse moyenne

Comprenez les isotopes et les atomes de masse. Dans la nature, la plupart des éléments existent sous de nombreuses formes ou isotopes. La seule différence entre deux isotopes d'un même élément est le nombre de neutrons dans l'atome, dont le nombre de neutrons affecte l'atome de masse. Le calcul de l'atome de masse moyenne prend en compte l'effet de cette différence et vous indique la masse moyenne de chaque atome dans un échantillon de ces atomes.
- Par exemple, l'élément argent (Ag) a deux isotopes naturels: Ag-107 et Ag-109 (ou Ag et Ag). L'isotope est nommé d'après le "nombre de masse", ou la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons dans un atome. Cela signifie que Ag-109 a deux neutrons de plus que Ag-107, donc son atome est un peu plus lourd.
Trouvez la masse de chaque isotope. Vous avez besoin de deux informations pour chaque isotope, vous pouvez les rechercher dans des livres de référence ou les rechercher en ligne, par exemple webelements.com. Le premier est l'atome de masse ou la masse atomique de chaque isotope. Les isotopes avec plus de neutrons ont plus de masse.
- Par exemple, l'isotope d'argent Ag-107 a l'atome de masse 106 90509 amu (l'unité d'un atome cubique). L'isotope Ag-109 est légèrement plus lourd avec une masse de 108,90470.
- La paire de décimales à la fin peut être légèrement différente dans les documents. N'écrivez aucun nombre entre parenthèses après la masse.
Notez le taux de survie naturelle pour chaque isotope. Ce rapport indique la prévalence de l'isotope, en pourcentage du total des atomes de l'élément. Vous pouvez trouver ces informations dans le même document avec un atome cubique dessus. La survie naturelle de tous les isotopes doit être de 100% (bien qu'elle puisse différer légèrement en raison de l'erreur d'arrondi).
- L'isotope Ag-107 a un rapport de 51,86%. L'isotope Ag-109 est moins courant au taux de 48,14%. Cela signifie qu'un échantillon d'argent normal a 51,86% Ag-107 et 48,14% Ag-109.
- Tous les isotopes qui n'ont pas ce taux de survie sont ignorés. Ces isotopes n'existent pas naturellement sur terre.
Convertissez le pourcentage isotopique en nombre décimal. Diviser ce rapport par 100 donnera la même valeur qu'une décimale.
- Dans l'échantillon d'argent ci-dessus, le rapport des isotopes est de 51,86 / 100 = 0,5186 et 48,14 / 100 = 0,4814.
Trouvez l'atome cubique moyen. L'atome de masse moyen d'un élément a n isotopes égaux (Bloc atomique_{Isotope 1} * ratio_{Isotope 1}) + (masse atomique_{Isotope 2} * ratio_{Isotope 2}) + ... + (masse atomique_{isotopes n} * ratio_{isotopes n}. Ceci est un exemple de «masse moyenne», ce qui signifie que plus le taux de survie de l'isotope est élevé, plus son effet sur le résultat est important. Comment appliquer cette formule pour l'argent est la suivante:
- Atome de masse moyenne_Ag = (atome cubique_Ag-107 * ratio_Ag-107) + (masse atomique_Ag-109 * ratio_Ag-109)
  =(106,90509 * 0,5186) + (108,90470 * 0,4814)
  = 55,4410 + 52,4267
  = 107,8677 amu.
- Trouvez cet élément sur le tableau périodique pour vérifier les résultats. L'atome cubique moyen est toujours écrit sous le symbole chimique de l'élément.
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Partie 2 sur 2: Utilisation des résultats

Convertissez la masse en nombre atomique. L'atome de masse moyenne montre la relation entre la masse et le nombre d'atomes dans un échantillon typique de cet élément. Ceci est très utile dans les laboratoires de chimie car il est presque impossible de compter avec précision les atomes, mais les masses sont faciles à déterminer. Par exemple, vous pouvez peser un échantillon d'argent et savoir qu'il y aura un atome d'argent pour 107 8677 amu.
Convertir en masse molaire. L'unité de masse atomique est très petite, de sorte que les chimistes utilisent souvent l'unité gramme pour la masse. Heureusement, nous avons des définitions de ces concepts, donc la transformation devrait être facile. Il suffit de multiplier l'atome de masse moyenne par 1 g / mol (constante de masse molaire) pour obtenir un résultat en g / mol. Par exemple, 107 8677 grammes d'argent contiennent une mole d'atomes d'argent.
Trouvez la masse moléculaire moyenne. Puisqu'une molécule est une collection d'atomes, vous pouvez ajouter la masse de tous les atomes pour trouver la masse moléculaire. Si vous avez utilisé un atome de masse moyenne (au lieu de la masse d'un isotope particulier), le résultat serait la masse moléculaire moyenne d'un échantillon dans la nature. Voici un exemple:
- Une molécule d'eau a la formule chimique H₂O contient deux atomes d'hydrogène (H) et un atome d'oxygène (O).
- L'hydrogène a un atome de masse moyen de 1 00794 amu. L'oxygène a une masse atomique moyenne de 15 9994 amu.
- Donc, la masse moléculaire moyenne de H₂O est égal à (1,00794) (2) + 15,9994 = 18,01528 amu, ce qui équivaut à 18,01528 g / mol.
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Conseil

Le concept de masse atomique relative est parfois utilisé comme synonyme d'atome de masse moyenne. Il y a une légère différence parce que la masse atomique est relativement une unité; c'est une mesure de la masse par rapport à un atome de carbone 12. Tant que vous utilisez l'unité de masse atomique dans le calcul de l'atome cubique moyen, ces deux valeurs sont identiques.
Le nombre entre parenthèses après l'atome cubique nous indique l'erreur. Par exemple, l'atome de masse 1,0173 (4) signifie que l'atome normal de l'élément a une plage de masse d'environ 1,0173 ± 0,0004. Vous n'avez pas besoin d'obtenir ce numéro s'il n'est pas demandé.
Sur le tableau périodique, l'atome cubique moyen de l'élément suivant est plus grand que celui qui le précède, à quelques exceptions près. Voici un moyen rapide de vérifier vos résultats.
1 unité de masse atomique équivaut à 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12.
Les taux de survie des isotopes sont calculés selon des modèles naturels typiques sur terre. Les substances non naturelles telles que les météorites ou celles produites en laboratoire peuvent avoir des rapports isotopiques différents, de sorte que l'atome de masse moyenne est également différent.

avertissement

Les atomes de masse sont toujours écrits en unités de masse atomique (amu ou u), parfois appelées daltons (Da). N'écrivez jamais une autre unité de masse (comme un kilogramme) après ce nombre sans le changer.