Comment calculer la masse atomique

Vidéo: Comment CALCULER la masse d’un ATOME ? | Physique-Chimie (lycée)

Contenu

Pas
Méthode 1 sur 3: Trouver la masse atomique à l'aide du tableau périodique des éléments
Méthode 2 sur 3: Calcul de la masse atomique d'un seul atome
Méthode 3 sur 3: Calcul de la masse atomique relative (poids atomique) d'un élément
Conseils
De quoi avez-vous besoin

Masse atomique est la somme des masses de tous les protons, neutrons et électrons qui composent tel ou tel atome ou molécule. Par rapport aux protons et aux neutrons, la masse des électrons est très faible, elle n'est donc pas prise en compte dans les calculs. Bien que cela soit incorrect d'un point de vue formel, ce terme est souvent utilisé pour désigner la masse atomique moyenne de tous les isotopes d'un élément. En fait, il s'agit de la masse atomique relative, également appelée poids atomique élément. Le poids atomique est la moyenne des masses atomiques de tous les isotopes naturels d'un élément. Les chimistes doivent faire la distinction entre ces deux types de masse atomique lorsqu'ils font leur travail - une valeur de masse atomique incorrecte peut, par exemple, conduire à un résultat incorrect pour le rendement d'un produit de réaction.

Pas

Méthode 1 sur 3: Trouver la masse atomique à l'aide du tableau périodique des éléments

1 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, en raison du fait que les masses atomiques exprimées dans ces unités sont extrêmement petites, elles sont souvent enregistrées en unités de masse atomique unifiées, ou en abrégé amu. - unités de masse atomique. Une unité de masse atomique est égale à 1/12 de la masse de l'isotope standard du 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.
2 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 indiqués sous forme de nombre au bas de la cellule avec l'élément, sous les lettres désignant l'élément chimique. Ce n'est généralement pas un nombre entier, mais une fraction décimale.
- Notez que toutes les masses atomiques relatives données dans le tableau périodique pour chaque élément sont moyenne valeurs. Les éléments chimiques ont différentes isotopes - les espèces chimiques qui ont des masses différentes en raison de neutrons supplémentaires ou manquants dans le noyau atomique. Par conséquent, les masses atomiques relatives répertoriées dans le tableau périodique peuvent être utilisées comme moyenne pour les atomes d'un élément particulier, mais ne pas comme la masse d'un atome d'un élément donné.
- Les masses atomiques relatives données dans le tableau périodique sont utilisées pour calculer les masses molaires des atomes et des molécules. Masses atomiques exprimées en amu (comme dans le tableau périodique) sont essentiellement sans dimension. Cependant, en multipliant simplement la masse atomique par 1 g / mol, nous obtenons une caractéristique utile d'un élément - la masse (en grammes) d'une mole d'atomes de cet élément.
3 Rappelez-vous que le tableau périodique répertorie les masses atomiques moyennes des éléments. Comme indiqué précédemment, les masses atomiques relatives indiquées pour chaque élément du tableau périodique sont la moyenne des masses de tous les isotopes d'un atome. Cette moyenne est précieuse à de nombreuses fins pratiques : par exemple, elle est utilisée pour calculer la masse molaire de molécules composées de plusieurs atomes. Cependant, lorsque vous traitez avec des atomes individuels, cette valeur n'est généralement pas suffisante.
- La masse atomique moyenne étant la valeur moyenne de plusieurs isotopes, la valeur indiquée dans le tableau périodique n'est pas exact la valeur de la masse atomique d'un seul 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.

Méthode 2 sur 3: Calcul de la masse atomique d'un seul atome

1 Trouver le numéro atomique d'un élément donné ou son isotope. Le numéro atomique est le nombre de protons dans les atomes d'un élément, il ne change jamais. Par exemple, tous les atomes d'hydrogène et seulement ils ont un proton. Le numéro atomique du sodium est 11, car son noyau a onze protons, tandis que le numéro atomique de l'oxygène est huit, puisque son noyau a huit protons. Vous pouvez trouver le numéro atomique de n'importe quel élément dans le tableau périodique de Mendeleev - dans presque toutes ses versions standard, ce numéro est indiqué au-dessus de la désignation par lettre de l'élément chimique. Le numéro atomique est toujours un entier positif.
- Supposons que nous nous intéressons à un atome de carbone. Il y a toujours six protons dans les atomes de carbone, nous savons donc que son numéro atomique est 6. De plus, nous voyons que dans le tableau périodique, dans la partie supérieure de la cellule avec le carbone (C) se trouve le nombre "6", indiquant que le nombre de carbone atomique 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, en particulier 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 Trouver 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 un nombre différent de 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 particulier peut souvent changer, de sorte que la masse atomique moyenne d'un élément s'écrit sous la forme d'une fraction décimale avec une valeur comprise entre deux entiers adjacents.
- Le nombre de neutrons peut être déterminé par la désignation de l'isotope de l'élément. Par exemple, le carbone-14 est un isotope radioactif naturel du carbone-12. Souvent, le nombre d'isotopes est indiqué en exposant devant le symbole de l'élément : C. Le nombre de neutrons est obtenu en soustrayant le nombre de protons du nombre d'isotopes : 14 - 6 = 8 neutrons.
- Disons que l'atome de carbone d'intérêt a six neutrons (C). C'est l'isotope le plus abondant du carbone, représentant environ 99% de tous les atomes de cet élément. Cependant, environ 1% des atomes de carbone ont 7 neutrons (C). D'autres types d'atomes de carbone ont plus de 7 ou moins de 6 neutrons et existent en très petites quantités.
3 Additionnez le nombre de protons et de neutrons. Ce sera la masse atomique de l'atome donné. Ignorez le nombre d'électrons qui entourent le noyau - leur masse totale est extrêmement petite, ils n'affectent donc pratiquement pas vos calculs.
- Notre atome de carbone a 6 protons + 6 neutrons = 12. Ainsi, la masse atomique de cet atome de carbone est 12. Si c'était l'isotope "carbone-13", alors nous saurions qu'il a 6 protons + 7 neutrons = poids atomique 13.
- En fait, la masse atomique du carbone-13 est de 13,003355, et cette valeur est plus précise, puisqu'elle a été déterminée expérimentalement.
- La masse atomique est très proche du nombre isotopique. Pour la commodité des calculs, le nombre d'isotopes est souvent supposé être égal à la masse atomique. Les valeurs déterminées expérimentalement de la masse atomique dépassent légèrement le nombre d'isotopes en raison de la très faible contribution des électrons.

Méthode 3 sur 3: Calcul de la masse atomique relative (poids atomique) d'un élément

1 Déterminer quels isotopes sont dans l'échantillon. Les chimistes déterminent souvent le rapport des isotopes dans un échantillon particulier à l'aide d'un instrument spécial appelé spectromètre de masse. Cependant, lors de la formation, ces données vous seront fournies dans les conditions de tâches, de contrôle, etc. sous forme de valeurs tirées de la littérature scientifique.
- Dans notre cas, disons que nous avons affaire à deux isotopes : le carbone-12 et le carbone-13.
2 Déterminer la teneur relative de chaque isotope dans l'échantillon. Pour chaque élément, différents isotopes apparaissent dans des proportions différentes. Ces ratios sont presque toujours exprimés en pourcentages. Certains isotopes sont très courants, tandis que d'autres sont très rares - parfois si difficiles à détecter. Ces quantités peuvent être déterminées par spectrométrie de masse ou peuvent être trouvées dans un manuel.
- Disons que la concentration de carbone-12 est de 99% et que le carbone-13 est de 1%. Autres isotopes du carbone vraiment existent, mais en quantités si petites que dans ce cas elles peuvent être négligées.
3 Multipliez la masse atomique de chaque isotope par sa concentration dans l'échantillon. Multipliez la masse atomique de chaque isotope par son pourcentage (exprimé en fraction décimale). Pour convertir des pourcentages en décimales, divisez simplement par 100. Les concentrations résultantes 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 représente 1 %, alors il faut multiplier 12 (masse atomique du carbone 12) par 0,99 et 13 (masse atomique du carbone 13) par 0,01.
- Les ouvrages de référence donnent des pourcentages basés sur les quantités connues de tous les isotopes d'un élément. La plupart des manuels de chimie contiennent ces informations sous forme de tableau à la fin du livre. Pour l'échantillon à l'étude, 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.À la suite de cette opération, vous trouverez la masse atomique relative de votre élément - la valeur moyenne des masses atomiques des isotopes de l'élément en question. Lorsque l'on considère un élément dans son ensemble, plutôt qu'un isotope spécifique d'un élément donné, c'est cette valeur qui 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.

Conseils

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 des particules qui composent le noyau atomique. Ces isotopes sont appelés radioactifs.