Comment calculer la masse atomique?

Il puisse sembler que la masse atomique d'un atome soit environ le double de son numéro atomique — Bien que, en particulier parmi les éléments en haut du tableau périodique, il puisse sembler que la masse atomique d'un atome soit environ le double de son numéro atomique, la masse atomique n'est jamais calculée en doublant le numéro atomique d'un élément.

La masse atomique est la somme de tous les protons, neutrons et électrons dans un seul atome ou molécule. Cependant, la masse d'un électron est si petite qu'elle est considérée comme négligeable et n'est pas incluse dans le calcul. Bien que techniquement incorrect, le terme 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 appelée poids atomique, d'un élément. Le poids atomique prend en compte la moyenne des masses des isotopes naturels d'un même élément. Les chimistes doivent faire la distinction entre ces deux types de masse atomique pour guider leur travail - une valeur incorrecte de la masse atomique peut, par exemple, conduire à un calcul incorrect du rendement d'une expérience.

Méthode 1 sur 3: trouver des lectures de masse atomique sur le tableau périodique

1
Comprendre comment la masse atomique est représentée. La masse atomique, la masse d'un atome ou d'une molécule donnée, peut être exprimée en unités de masse SI standard - grammes, kilogrammes, etc. Cependant, comme les masses atomiques, lorsqu'elles sont exprimées en ces termes, sont incroyablement petites, la masse atomique est souvent exprimée en unifié. unités de masse atomique (généralement abrégé en «u» ou «amu») ou en Dalton (Da). La norme pour une unité de masse atomique est égale au 12e de la masse d'un isotope standard du carbone-12.
- Les unités de masse atomique indiquent la masse d' une mole d'un élément ou d'une molécule donnée en grammes. C'est une propriété très utile lorsqu'il s'agit de calculs pratiques, car elle permet une conversion facile entre la masse et les moles d'une quantité donnée d'atomes ou de molécules du même type.
2
Localisez la masse atomique sur le tableau périodique. La plupart des tableaux périodiques standard répertorient les masses atomiques relatives (poids atomiques) de chaque élément. Ceci est presque toujours écrit sous la forme d'un nombre au bas du carré de l'élément sur la table, sous son symbole chimique à une ou deux lettres. Ce nombre est généralement exprimé en nombre décimal plutôt qu'en nombre entier.
- Notez que les masses atomiques relatives répertoriées dans le tableau périodique sont des valeurs moyennes pour l'élément associé. Les éléments chimiques ont différents isotopes - des formes chimiques qui diffèrent en masse en raison de l'addition ou de la soustraction d'un ou plusieurs neutrons au noyau de l'atome. Ainsi, la masse atomique relative répertoriée dans le tableau périodique convient comme valeur moyenne pour les atomes d'un certain élément, mais pas comme la masse d'un seul atome de cet élément.
- Les masses atomiques relatives, telles qu'elles figurent dans le tableau périodique, sont utilisées pour calculer les masses molaires des atomes et des molécules. Les masses atomiques, lorsqu'elles sont exprimées en amu, comme dans le tableau périodique, sont techniquement sans unité. Cependant, en multipliant simplement une masse atomique par 1 g/mol, une quantité exploitable est obtenue pour la masse molaire d'un élément - la masse (en grammes) d'une mole des atomes d'un élément.
- Par exemple, la masse atomique du fer est de 55847 amu, ce qui signifie qu'une mole d'atomes de fer pèserait 55847 grammes.
Notez que le numéro atomique d'un élément n'a aucune incidence directe sur sa masse atomique relative telle qu'elle est répertoriée dans le tableau périodique.
3
Comprenez que les valeurs du tableau périodique sont une masse atomique moyenne pour un élément. Comme cela a été noté, les masses atomiques relatives répertoriées pour chaque élément du tableau périodique sont des valeurs moyennes de tous les isotopes d'un atome. Cette valeur moyenne est précieuse pour de nombreux calculs pratiques - comme, par exemple, le calcul de la masse molaire d'une molécule composée de plusieurs atomes. Cependant, lorsqu'il s'agit d'atomes individuels, ce nombre est parfois insuffisant.
- Parce qu'il s'agit d'une moyenne de plusieurs types d'isotopes différents, la valeur du tableau périodique n'est pas la valeur exacte 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 pour un atome individuel

1
Trouvez le numéro atomique de l'élément ou de l'isotope. Le numéro atomique est le nombre de protons dans un élément et ne varie jamais. Par exemple, tous les atomes d'hydrogène, et seulement les atomes d'hydrogène, ont 1 proton. Le sodium a un numéro atomique de 11 parce que son noyau a 11 protons, tandis que l'oxygène a un numéro atomique de 8 parce que son noyau a 8 protons. Vous pouvez trouver le numéro atomique de n'importe quel élément du tableau périodique - dans presque tous les tableaux périodiques standard: c'est le nombre au-dessus du symbole chimique d'un élément à 1 ou 2 lettres. Ce nombre sera toujours un nombre entier positif.
- Disons que nous travaillons avec l'atome de carbone. Le carbone a toujours 6 protons, nous savons donc que son numéro atomique est 6. Nous pouvons également voir sur le tableau périodique que le carré du carbone (C) a un "6" en haut, ce qui signifie que le numéro atomique du carbone est 6.
- Notez que le numéro atomique d'un élément n'a aucune incidence directe sur sa masse atomique relative telle qu'elle est répertoriée dans le tableau périodique. Bien que, en particulier parmi les éléments en haut du tableau périodique, il puisse sembler que la masse atomique d'un atome soit environ le double de son numéro atomique, la masse atomique n'est jamais calculée en doublant le numéro atomique d'un élément.
2
Trouver le nombre de neutrons dans le noyau. Le nombre de neutrons peut varier entre les atomes d'un certain élément. Alors que 2 atomes avec le même nombre de protons et un nombre différent de neutrons sont tous deux le même élément, ce sont des isotopes différents de cet élément. Contrairement au nombre de protons dans un élément, qui ne change jamais, le nombre de neutrons dans les atomes d'un certain élément peut varier suffisamment souvent pour que la masse atomique moyenne de l'élément doive être exprimée sous la forme d'une valeur décimale entre deux nombres entiers.
- Le nombre de neutrons peut être déterminé par la désignation isotopique de l'élément. Par exemple, le carbone-14 est un isotope radioactif naturel du carbone-12. Vous verrez souvent un isotope désigné par le nombre en exposant avant le symbole de l'élément: ¹⁴ C. Le nombre de neutrons est calculé en soustrayant le nombre de protons du nombre d'isotopes: 14 - 6 = 8 neutrons.
- Disons que l'atome de carbone avec lequel nous travaillons a six neutrons (¹² C). C'est de loin 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 (¹³ C). D'autres types d'atomes de carbone avec plus ou moins de 6 ou 7 neutrons existent en très petites quantités.
Pour calculer la masse atomique, commencez par trouver le numéro atomique de l'élément, qui est le nombre au-dessus de l'élément sur le tableau périodique.
3
Ajouter le nombre de protons et de neutrons. C'est la masse atomique de cet atome. Ne vous inquiétez pas du nombre d'électrons en orbite autour du noyau - leur masse combinée est très, très petite, donc, dans la plupart des cas pratiques, cela n'affectera pas de manière significative votre réponse.
- Notre atome de carbone a 6 protons + 6 neutrons = 12. La masse atomique de cet atome de carbone spécifique est 12. S'il s'agissait d'un isotope du carbone-13, par contre, nous saurions qu'il a 6 protons + 7 neutrons = un poids atomique de 13.
- Le poids atomique réel du carbone-13 est de 13 003355 et est plus précis car il a été déterminé expérimentalement.
- La masse atomique est très proche du nombre isotopique 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) pour un élément

1
Déterminer quels isotopes sont dans l'échantillon. Les chimistes déterminent souvent les proportions relatives d'isotopes dans un échantillon donné en utilisant un outil spécial appelé spectromètre de masse. Cependant, en chimie de niveau étudiant, ces informations vous sont souvent fournies sur les tests scolaires, etc., sous la forme de valeurs établies issues de la littérature scientifique.
- Pour nos besoins, disons que nous travaillons avec les isotopes carbone-12 et carbone-13.
2
Déterminer l'abondance relative de chaque isotope dans l'échantillon. Au sein d'un élément donné, différents isotopes apparaissent dans des proportions différentes. Ces proportions sont presque toujours exprimées en pourcentages. Certains isotopes seront très courants, tandis que d'autres seront très rares - parfois si rares qu'ils peuvent à peine être détectés. Cette information peut être déterminée par spectrométrie de masse ou à partir d'un ouvrage de référence.
- Disons que l'abondance du carbone-12 est de 99% et l'abondance du carbone-13 est de 1%. D' autres isotopes du carbone font existent, mais ils existent en quantité si faible que, pour ce problème d'exemple, ils peuvent être ignorés.
Ainsi, la masse atomique relative répertoriée dans le tableau périodique convient comme valeur moyenne pour les atomes d'un certain élément, mais pas comme la masse d'un seul atome de cet élément.
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 sous forme décimale). Pour convertir un pourcentage en nombre décimal, divisez-le simplement par 100. Les pourcentages convertis 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% de l'échantillon, multipliez 12 (la masse atomique du carbone 12) par 0,99 et 13 (la masse atomique du carbone 13) par 0,01.
- Un livre de référence sera donner des proportions pour cent par rapport à l' ensemble des quantités connues des isotopes d'un élément. La plupart des manuels de chimie incluent ces informations dans un tableau à la fin du livre. Un spectromètre de masse peut également fournir les proportions de l'échantillon testé.
4
Ajoutez les résultats. Additionnez les produits des multiplications que vous avez effectuées à l'étape précédente. Le résultat de cette addition est la masse atomique relative de votre élément - la valeur moyenne des masses atomiques des isotopes de votre élément. Lors de l'examen d'un élément en général, et non d'isotopes spécifiques de cet élément, cette valeur est utilisée.
- Dans notre exemple, 12 x 0,99 = 11,88 pour le carbone-12, tandis que 13 x 0,01 = 0,13 pour le carbone-13. La masse atomique relative de notre exemple est 11,88 + 0,13 = 12,01.

Choses dont vous aurez besoin

Ouvrage de référence en chimie
Calculatrice

Lisez aussi: Comment faire des solutions chimiques?

Comment calculer la masse atomique?

Pas

Méthode 1 sur 3: trouver des lectures de masse atomique sur le tableau périodique

Méthode 2 sur 3: calcul de la masse atomique pour un atome individuel

Méthode 3 sur 3: calcul de la masse atomique relative (poids atomique) pour un élément

Choses dont vous aurez besoin

Questions et réponses

Les commentaires (14)

Lisez aussi: