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La « masse atomique » est généralement utilisée en référence à la masse d'un atome ou d'une molécule. Ce terme est aussi souvent utilisé (à tort) pour désigner la masse moyenne d'un échantillon composé de différents isotopes d'un même élément. Cette seconde définition correspond en fait à la masse atomique relative (ou « poids atomique ») d'un élément, une valeur « moyenne » unique correspondant à la masse de l'élément et calculée à partir des différentes masses des isotopes qui le composent. Il est important en chimie de faire la distinction entre ces deux types de masses atomiques, car l'utilisation d'une valeur incorrecte pour la masse atomique peut par exemple fausser les résultats à l'issue d'une expérience.
Étapes
Partie 1
Partie 1 sur 3:
Lire la masse atomique dans le tableau périodique des éléments
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Vous devez comprendre comment la masse atomique est représentée. La masse atomique, soit la masse d'un atome ou d'une molécule donnée, peut être exprimé en unités de masse du système SI – grammes, kilogrammes, etc. Toutefois, les masses atomiques exprimées dans ces unités donnent des valeurs ridiculement faibles. En conséquence, la masse atomique est souvent exprimée en unité de masse des atomes unifiée (de symbole « u » ou « amu » en anglais pour « unified atomic mass unit »). Une unité de masse vaut 1,660538921 x 10 -27 kg [1] X Source de recherche ou en 12 e de la masse d'un isotope de carbone-12. Lorsqu'on l'exprime de cette dernière façon, la masse atomique est appelée « masse relative isotopique » et bien celle-ci possède la même valeur numérique que la masse atomique, la masse isotopique relative est une valeur sans unité. En pratique, la masse atomique et la masse relative atomique sont interchangeables.
- Les unités de masse atomique donnent la masse d' une mole d'un élément donné ou d'une molécule donnée en grammes . Il s'agit d'une propriété très utile pour les calculs pratiques, puisqu'elle permet la conversion facile des masses en moles (et inversement) d'une quantité donnée d'atomes ou de molécules du même type.
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Localisez la masse atomique des éléments dans le tableau périodique. La plupart des tableaux périodiques standards donnent la valeur de la masse atomique relative (ou poids atomique) de chaque élément. Celle-ci est quasiment toujours notée en dessous du symbole de l'élément dans le tableau. Ce nombre est généralement exprimé en décimales plutôt que sous forme d'un nombre entier.
- Il faut savoir que les masses atomiques relatives listées dans le tableau périodique sont des valeurs moyennes des éléments associés. Les éléments chimiques sont présents sous forme d'isotopes, les formes chimiques qui diffèrent en masse du fait de l'addition ou de la soustraction d'un ou de plusieurs neutrons dans le noyau de l'atome. Ainsi, la masse atomique relative donnée dans le tableau périodique est utilisable comme valeur moyenne des atomes d'un certain élément, mais pas comme la masse d'un atome unique de cet élément.
- Les masses atomiques relatives données dans le tableau périodique sont utilisées pour calculer les masses molaires des atomes et des molécules. Les masses atomiques exprimées en amu comme dans le tableau périodique sont sans unité. Toutefois, en multipliant simplement la masse d'un atome par 1 g/mol, on obtient une masse molaire sur laquelle travailler, soit la masse (en grammes) d'une mole de l'atome d'un élément.
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Vous devez savoir dans quel cas le tableau périodique peut vous être utile. Comme précisé plus haut, les masses relatives données pour chaque élément par les tableaux périodiques sont des valeurs moyennes de tous les isotopes d'un atome. Cette valeur moyenne est pratique dans beaucoup de cas, par exemple pour le calcul de la masse molaire d'une molécule formée de plusieurs atomes. Toutefois, lorsque vous travaillez sur des atomes individuels, ce nombre est parfois insuffisant.
- Parce qu'il est une moyenne des différents isotopes, la valeur donnée dans le tableau périodique n'est pas la valeur exacte de la masse d'un atome pris individuellement.
- La masse atomique pour les atomes individuels doit être calculée en prenant en compte le nombre exact de protons et de neutrons dans l'atome en question.
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Récupérez le numéro atomique de l'élément ou de l'isotope. Le numéro atomique est le nombre de protons dans le noyau d'un élément, celui-ci ne varie jamais. Par exemple, tous les atomes d'hydrogène et « seulement » ces atomes possèdent un noyau avec un seul proton. Le sodium a un numéro atomique de 11 parce que son noyau est composé de 11 protons. Vous pouvez trouver le numéro atomique de n'importe quel élément dans le tableau périodique, dans la plupart des tableaux périodiques standards, il s'agit du nombre situé au-dessus du symbole de l'élément chimique.
- Prenons par exemple l'atome de carbone. Le carbone possède toujours 6 protons, nous savons donc que son numéro atomique est le 6. Nous pouvons aussi lire dans le tableau périodique qu'il y a un chiffre « 6 » écrit en dessus du symbole du carbone (C), ce qui signifie que le numéro atomique du carbone est le 6.
- Il faut savoir que le numéro atomique d'un élément n'a pas de rapport direct avec sa masse atomique relative. Bien qu'il puisse sembler que la masse atomique d'un atome soit égale à environ le double de son numéro atomique et c'est surtout le cas pour les éléments situés en haut de la table périodique, la masse atomique n'est jamais calculée en multipliant par 2 le numéro atomique d'un élément.
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Déterminez le nombre de neutrons dans le noyau. Le nombre de neutrons peut varier d'un atome à l'autre pour un même élément. Lorsque deux atomes ont le même nombre de protons, mais un nombre différent de neutrons, il s'agit du même élément : il s'agit des isotopes de cet élément. Contrairement au nombre de protons qui ne changent jamais pour un élément, le nombre de neutrons d'un atome d'un élément varie suffisamment pour que sa masse atomique soit exprimée en valeurs décimales.
- Disons que l'atome de carbone sur lequel nous travaillons possède 6 neutrons. Il s'agit de l'isotope du carbone le plus commun, représentant environ 99 % de tous les atomes de carbone. Toutefois, environ 1 % des atomes de carbone possèdent 7 neutrons. Les autres types d'atomes de carbone avec plus ou moins de 6 ou 7 neutrons existent en proportions minuscules.
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Additionnez la masse des protons et des neutrons d'un atome. Vous obtiendrez la masse atomique de cet atome. Ignorez la masse des électrons qui gravitent autour du noyau. La masse des électrons d'un atome est négligeable par rapport à la masse des protons et des neutrons du noyau et en pratique celle-ci n'altèrera pas significativement vos résultats.
- Notre atome de carbone possède 6 protons + 6 neutrons = 12. La masse atomique de cet atome de carbone spécifique est de 12. S'il s'agissait d'un isotope de type carbone-13 , celui-ci possèderait 6 protons + 7 neutrons = une masse atomique de 13.
- Parce que les atomes sont extrêmement petits, les scientifiques travaillent généralement avec de plus grandes quantités d'atomes appelées les moles . La mole est la quantité de matière d'un système contenant autant d'espèces chimiques qu'il y a d'atomes de carbone dans 12 g de carbone-12. Cela correspond à environ 600 sextillions d'atomes (6 x 10 23 ). C'est ce que les scientifiques appellent le nombre d'Avogadro.
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Partie 3
Partie 3 sur 3:
Calculer la masse atomique relative (ou le poids atomique) d'un élément
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Déterminez d'abord les différents isotopes de l'échantillon. Les chimistes déterminent généralement les proportions relatives des isotopes à l'aide d'un appareil de mesure appelé spectromètre de masse. Toutefois, les valeurs issues de la littérature sont généralement fournies aux étudiants dans les énoncés.
- Dans notre cas, prenons le carbone-12 et le carbone-13.
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Déterminez l'abondance relative de chaque isotope dans l'échantillon. Pour un élément donné, ces isotopes existent en différentes proportions. Ces proportions sont quasiment toujours exprimées en pourcentages. Certains isotopes sont très communs, alors que d'autres sont beaucoup plus rares, parfois tellement rares, qu'il est à peine possible de détecter leur présence. Ces proportions sont obtenues grâce à la spectrométrie de masse ou sont issues d'un bouquin de chimie.
- Disons que l'abondance du carbone-12 représente 99 % de l'échantillon et que celle du carbone-13 en représente 1 %. Il existe d'autres isotopes du carbone, mais ceux-ci sont présents en quantité tellement faible qu'ils peuvent être négligés dans notre exemple.
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Pour chaque isotope, multipliez la masse atomique par son abondance relative dans l'échantillon. Multipliez la masse atomique de chaque isotope par son pourcentage (exprimé en décimales). Pour exprimer un pourcentage en décimales, divisez simplement sa valeur par 100. Si vous additionnez les valeurs décimales obtenues, vous devez toujours obtenir un résultat de 1.
- Notre échantillon contient donc du carbone-12 et du carbone-13. Si le carbone-12 représente 99 % de l'échantillon et le carbone-13 en représente 1 %, multipliez 12 (la masse atomique du carbone-12) par 0,99 et 13 (la masse atomique du carbone-13) par 0,01.
- Les ouvrages spécialisés donnent les valeurs des pourcentages basés sur les quantités connues des isotopes de chaque élément. Ces informations sont présentées sous forme de tableau à la fin de la plupart des bouquins de chimie. Un spectromètre de masse peut aussi vous donner les proportions exactes de l'échantillon en question.
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Additionnez ensuite les résultats des multiplications effectuées dans l'étape précédente pour obtenir la masse atomique relative, soit la valeur moyenne de toutes les masses atomiques des isotopes de votre élément. Lorsque l'on travaille sur un élément en particulier sans utiliser d'isotopes spécifiques de cet élément, c'est cette valeur qui est utilisée.
- Dans l'exemple ci-dessus, on a 12 x 0,99 = 11,88 pour le carbone-12, tandis qu'on a 13 x 0,01 = 0,13 pour le carbone-13. La masse atomique relative est donc de : 11,88 + 0,13 = 12,01 .
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Conseils
- Certains isotopes sont moins stables que d'autres et se décomposent en éléments ayant des noyaux contenant moins de protons et de neutrons. Ces isotopes sont dits radioactifs.
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Éléments nécessaires
- Un manuel de chimie.
- Une calculatrice.
Références
À propos de ce wikiHow
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