MASSE ATOMIQUE: DÉFINITION, TYPES, COMMENT LA CALCULER, EXEMPLES - CHIMIE - 2024

La masse atomique est la quantité de matière présente dans un atome, qui peut être exprimée en unités physiques ordinaires ou en unités de masse atomique (uma ou). Un atome est vide dans presque toute sa structure; des électrons qui sont diffusés dans des régions appelées orbitales, où il y a une certaine probabilité de les trouver, ainsi que leur noyau.

Dans le noyau de l'atome se trouvent les protons et les neutrons; le premier avec des charges positives, tandis que le second avec une charge neutre. Ces deux particules subatomiques ont une masse bien supérieure à celle de l'électron; par conséquent, la masse d'un atome est régie par son noyau et non par le vide ni par les électrons.

Les principales particules subatomiques et la masse du noyau. Source: Gabriel Bolívar.

La masse d'un électron est d'environ 9,1 · 10 ^-31 kg, tandis que celle du proton de 1,67 · 10 ^-27 kg, le rapport de masse étant de 1 800; c'est-à-dire qu'un proton «pèse» 1 800 fois plus qu'un électron. De même, la même chose se produit avec les masses du neutron et de l'électron. C'est pourquoi la contribution de masse de l'électron à des fins ordinaires est considérée comme négligeable.

Pour cette raison, on suppose généralement que la masse de l'atome, ou masse atomique, ne dépend que de la masse du noyau; qui à son tour, consiste en la somme de la matière des neutrons et des protons. Deux concepts se dégagent de ce raisonnement: le nombre de masse et la masse atomique, tous deux étroitement liés.

Avec autant de "vide" dans les atomes, et puisque leur masse est presque entièrement fonction du noyau, il faut s'attendre à ce que ce dernier soit extraordinairement dense.

Si nous supprimons ledit vide de tout corps ou objet, ses dimensions se contracteraient radicalement. De plus, si nous pouvions construire un petit objet basé sur des noyaux atomiques (sans électrons), alors il aurait une masse de millions de tonnes.

D'autre part, les masses atomiques aident à distinguer différents atomes d'un même élément; Ce sont les isotopes. Comme les isotopes sont plus abondants que d'autres, une moyenne des masses des atomes doit être estimée pour un élément donné; moyenne qui peut varier d'une planète à l'autre, ou d'une région spatiale à une autre.

Définition et concept

Par définition, la masse atomique est la somme des masses de ses protons et neutrons exprimées avec uma ou u. Le nombre résultant (également parfois appelé un nombre de masse) est placé sans dimension dans le coin supérieur gauche dans la notation utilisée pour les nucléides. Par exemple, pour l'élément ¹⁵ X, sa masse atomique est de 15 uma ou 15 u.

La masse atomique ne peut pas en dire long sur la véritable identité de cet élément X. Au lieu de cela, le numéro atomique est utilisé, qui correspond aux protons dans le noyau de X. Si ce nombre est 7, alors la différence (15-7) sera égal à 8; c'est-à-dire que X a 7 protons et 8 neutrons, dont la somme est de 15.

Revenant à l'image, le noyau a 5 neutrons et 4 protons, donc son nombre de masse est 9; et à son tour 9 amu est la masse de son atome. En ayant 4 protons, et en consultant le tableau périodique, on voit que ce noyau correspond à celui de l'élément béryllium, Be (ou ⁹ Be).

Unité de masse atomique

Les atomes sont trop petits pour pouvoir mesurer leurs masses par des méthodes conventionnelles ou des balances ordinaires. C'est pour cette raison que le uma, uo Da (daltonien) a été inventé. Ces unités conçues pour les atomes vous permettent d'avoir une idée de la masse des atomes d'un élément les uns par rapport aux autres.

Mais que représente exactement un uma? Il doit y avoir une référence pour établir des relations de masse. Pour cela, l'atome ¹² C a été utilisé comme référence, qui est l'isotope le plus abondant et le plus stable pour le carbone. Ayant 6 protons (son numéro atomique Z), et 6 neutrons, sa masse atomique est donc de 12.

On fait l'hypothèse que les protons et les neutrons ont les mêmes masses, de sorte que chacun apporte 1 amu. L'unité de masse atomique est alors définie comme un douzième (1/12) de la masse d'un atome de carbone-12; c'est la masse d'un proton ou d'un neutron.

Equivalence en grammes

Et maintenant, la question suivante se pose: combien de grammes 1 um équivaut-il? Comme au début il n'y avait pas de techniques suffisamment avancées pour le mesurer, les chimistes ont dû se contenter d'exprimer toutes les masses avec amu; cependant, c'était un avantage et non un inconvénient.

Parce que? Parce que les particules subatomiques sont si petites, leur masse, exprimée en grammes, doit être tout aussi petite. En fait, 1 amu équivaut à 1,6605 · 10 ^-24 grammes. De plus, avec l'utilisation du concept de mole, ce n'était pas un problème de travailler les masses des éléments et de leurs isotopes avec amu sachant que de telles unités pouvaient être modifiées en g / mol.

Par exemple, en remontant à ¹⁵ X et ⁹ Be, nous avons que leurs masses atomiques sont de 15 amu et 9 amu, respectivement. Comme ces unités sont si petites et ne disent pas directement combien de matière il faut "peser" pour les manipuler, elles se transforment en leurs masses molaires respectives: 15 g / mol et 9 g / mol (introduisant les notions de moles et de nombre d'Avogadro).

Masse atomique moyenne

Tous les atomes d'un même élément n'ont pas la même masse. Cela signifie qu'ils doivent avoir plus de particules subatomiques dans le noyau. Étant le même élément, le numéro atomique ou le nombre de protons doit rester constant; par conséquent, il n'y a qu'une variation dans les quantités de neutrons qu'ils possèdent.

C'est ainsi qu'il ressort de la définition des isotopes: des atomes du même élément mais avec des masses atomiques différentes. Par exemple, le béryllium est presque entièrement constitué de l'isotope ⁹ Be, avec des traces de ¹⁰ Be. Cependant, cet exemple n'est pas très utile pour comprendre le concept de masse atomique moyenne; nous en avons besoin avec plus d'isotopes.

Exemple

Supposons que l'élément ⁸⁸ J existe, celui-ci étant le principal isotope de J avec une abondance de 60%. J possède également deux autres isotopes: ⁸⁶ J, avec une abondance de 20%, et ⁹⁰ J, avec une abondance également de 20%. Cela signifie que sur 100 atomes J que nous collectons sur Terre, 60 d'entre eux sont ⁸⁸ J, et les 40 autres un mélange de ⁸⁶ J et ⁹⁰ J.

Chacun des trois isotopes de J a sa propre masse atomique; c'est-à-dire leur somme de neutrons et de protons. Cependant, ces masses doivent être moyennées afin d'avoir une masse atomique pour J sous la main; ici sur Terre, comme il peut y avoir d'autres régions de l'Univers où l'abondance de ⁸⁶ J est de 56% et non de 60%.

Pour calculer la masse atomique moyenne de J, il faut obtenir la moyenne pondérée des masses de ses isotopes; c'est-à-dire en tenant compte du pourcentage d'abondance pour chacun d'eux. Ainsi nous avons:

Masse moyenne (J) = (86 amu) (0,60) + (88 amu) (0,20) + (90 amu) (0,20)

= 87,2 amu

Autrement dit, la masse atomique moyenne (également appelée poids atomique) de J est de 87,2 amu. Pendant ce temps, sa masse molaire est de 87,2 g / mol. Notez que 87,2 est plus proche de 88 que de 86, et il est également éloigné de 90.

Masse atomique absolue

La masse atomique absolue est la masse atomique exprimée en grammes. A partir de l'exemple de l'élément hypothétique J, on peut calculer sa masse atomique absolue (celle de la moyenne) sachant que chaque amu équivaut à 1,6605 · 10 ^-24 grammes:

Absolute masse atomique (J) = 87,2 amu * (1,6605 · 10 ^-24 g / amu)

= 1,447956 · 10 ^-22 g / J atome

Cela signifie qu'en moyenne les atomes J ont une masse absolue de 1,447956 · 10 ^-22 g.

Masse atomique relative

La masse atomique relative est numériquement identique à la masse atomique moyenne pour un élément donné; Cependant, contrairement au second, le premier manque d'unité. Par conséquent, il est sans dimension. Par exemple, la masse atomique moyenne du béryllium est de 9,012182 u; tandis que sa masse atomique relative est simplement de 9,012182.

C'est pourquoi parfois ces concepts sont souvent mal interprétés comme des synonymes, car ils sont très similaires et les différences entre eux sont subtiles. Mais à quoi ces masses sont-elles relatives? Par rapport à un douzième de la masse de ¹² C.

Ainsi, un élément de masse atomique relative 77 signifie qu'il a une masse 77 fois supérieure à 1 / ^12ème de ¹² C.

Ceux qui ont regardé les éléments du tableau périodique verront que leurs masses sont relativement exprimées. Ils n'ont pas d'unités d'amu, et il est interprété comme: le fer a une masse atomique de 55.846, ce qui signifie qu'il est 55.846 fois plus de masse que la masse de 1/12 partie de ¹² C, et qu'il peut également être exprimé comme 55.846 amu ou 55,846 g / mol.

Comment calculer la masse atomique

Mathématiquement, un exemple a été donné sur la façon de le calculer avec l'exemple de l'élément J. En termes généraux, il faut appliquer la formule moyenne pondérée, qui serait:

P = Σ (masse atomique isotopique) (abondance en décimales)

Autrement dit, ayant les masses atomiques (neutrons + protons) de chaque isotope (normalement naturel) pour un élément donné, ainsi que leurs abondances terrestres respectives (ou quelle que soit la région considérée), alors ladite moyenne pondérée peut être calculée.

Et pourquoi pas seulement la moyenne arithmétique? Par exemple, la masse atomique moyenne de J est de 87,2 amu. Si nous calculons à nouveau cette masse mais arithmétiquement, nous aurons:

Masse moyenne (J) = (88 amu + 86 amu + 90 amu) / 3

= 88 amu

Notez qu'il existe une différence importante entre 88 et 87,2. En effet, la moyenne arithmétique suppose que l'abondance de tous les isotopes est la même; Puisqu'il y a trois isotopes de J, chacun devrait avoir une abondance de 100/3 (33,33%). Mais ce n'est pas le cas en réalité: les isotopes sont beaucoup plus abondants que d'autres.

C'est pourquoi la moyenne pondérée est calculée, car elle tient compte de l'abondance d'un isotope par rapport à un autre.

Exemples

Carbone

Pour calculer la masse atomique moyenne de carbone, nous avons besoin de ses isotopes naturels avec leurs abondances respectives. Dans le cas du carbone, ce sont: ¹² C (98,89%) et ¹³ C (1,11%). Leurs masses atomiques relatives sont respectivement de 12 et 13, qui à leur tour sont égales à 12 amu et 13 amu. Résolution:

Masse atomique moyenne (C) = (12 amu) (0.9889) + (13 amu) (0.0111)

= 12,0111 amu

Par conséquent, la masse d'un atome de carbone est en moyenne de 12,01 amu. Comme il y a des traces de ¹⁴ C, il n'a pratiquement aucune influence sur cette moyenne.

Sodium

Tous les atomes de sodium terrestres sont constitués de l'isotope ²³ Na, donc son abondance est de 100%. C'est pourquoi, dans les calculs ordinaires, sa masse peut être supposée être simplement de 23 um ou 23 g / mol. Cependant, sa masse exacte est de 22,98976928 amu.

Oxygène

Les trois isotopes de l'oxygène avec leurs abondances respectives sont: ¹⁶ O (99,762%), ¹⁷ O (0,038%) et ¹⁸ O (0,2%). Nous avons tout pour calculer sa masse atomique moyenne:

Masse atomique moyenne (O) = (16 amu) (0,99762) + (17 amu) (0,00038) + (18 amu) (0,002)

= 16,00438 amu

Bien que sa masse exacte rapportée soit en réalité de 15,9994 amu.

Azote

En répétant les mêmes étapes avec de l'oxygène, nous avons: ¹⁴ N (99,634%) et ¹⁵ N (0,366%). Ensuite:

Masse atomique moyenne (N) = (14 amu) (0.99634) + (15 amu) (0.00366)

= 14,00366 amu

Notez que la masse rapportée pour l'azote est de 14,0067 amu, légèrement supérieure à ce que nous avons calculé.

Chlore

Les isotopes du chlore avec leurs abondances respectives sont: ³⁵ Cl (75,77%) et ³⁷ Cl (24,23%). En calculant sa masse atomique moyenne, nous avons:

Masse atomique moyenne (Cl) = (35 amu) (0.7577) + (37 amu) (0.2423)

= 35,4846 amu

Très similaire à celui rapporté (35 453 amu).

Dysprosium

Et enfin, la masse moyenne d'un élément avec de nombreux isotopes naturels sera calculée: le dysprosium. Ceux-ci et leurs abondances respectives sont: ¹⁵⁶ Dy (0,06%), ¹⁵⁸ Dy (0,10%), ¹⁶⁰ Dy (2,34%), ¹⁶¹ Dy (18,91%), ¹⁶² Dy (25,51 %), ¹⁶³ Dy (24,90%) et ¹⁶⁴ Dy (28,18%).

Nous procédons comme dans les exemples précédents pour calculer la masse atomique de ce métal:

Masse atomique moyenne (Dy) = (156 amu) (0,0006%) + (158 amu) (0,0010) + (160 amu) (0,0234) + (161 amu) (0,1891) + (162 amu) (0,2551) + (163 amu) (0,2490) + (164 amu) (0,2818)

= 162,5691 amu

La masse rapportée est de 162 500 amu. A noter que cette moyenne se situe entre 162 et 163, car les isotopes ¹⁵⁶ Dy, ¹⁵⁸ Dy et ¹⁶⁰ Dy sont peu abondants; tandis que ceux qui prédominent sont ¹⁶² Dy, ¹⁶³ Dy et ¹⁶⁴ Dy.

Références

1. Whitten, Davis, Peck et Stanley. (2008). Chimie (8e éd.). Apprentissage CENGAGE.
2. Wikipédia. (2019). Masse atomique. Récupéré de: en.wikipedia.org
3. Christopher Masi. (sf). Masse atomique. Récupéré de: wsc.mass.edu
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5. Chimie LibreTexts. (05 juin 2019). Calcul des masses atomiques. Récupéré de: chem.libretexts.orgs
6. Edward Wichers et H. Steffen Peiser. (15 décembre 2017). Poids atomique. Encyclopædia Britannica. Récupéré de: britannica.com