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La masse atomique d’un élément chimique donnée par le tableau périodique des éléments est une moyenne pondérée des masses atomiques de ses isotopes. Pour la calculer, il faudrait multiplier tous les atomes d’une mole (des millions) par la masse de chacun d’eux et en faire la somme. Fort heureusement, il existe un moyen bien plus simple de connaitre la masse atomique d’un élément : il suffit de connaitre les isotopes qui composent cet élément à l’état naturel, leur abondance relative et leurs masses atomiques.
Étapes
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Comprenez bien ce que sont les isotopes et la masse atomique. Dans la nature, nombre d’éléments sont en fait composés d’atomes différents les uns des autres : les isotopes. Ils n’ont pas le même nombre de masse, certains noyaux ont plus de neutrons. Un proton comme un neutron ont chacun une masse d’une unité de masse atomique ( u ) [1] X Source de recherche . Les isotopes n’ayant pas le même nombre de neutrons n’ont pas la masse [2] X Source de recherche . Par contre, tous les isotopes possèdent le même nombre de protons.
- La masse atomique moyenne d’un élément prend en compte cette existence des isotopes : elle est en fait une moyenne pondérée des masses des isotopes constitutifs de l’élément.
- Dans la nature, l’élément argent ( ) a deux isotopes : et [3] X Source de recherche ). Les isotopes sont distingués par leur nombre de masse , soit la somme des protons et des neutrons contenus dans le noyau de l’atome. Un atome d’argent 109 a deux neutrons de plus qu’un atome d’argent 107.
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Trouvez la masse de chaque isotope. Les isotopes dont le noyau renferme contenant plus de neutrons ont forcément une masse supérieure. Ces masses peuvent être données dans l’exercice ou trouvées sur Internet. Le tableau périodique ne donne que les masses atomiques moyennes, comme sur ce site .
- Ainsi, l’isotope a une masse atomique de 106,90509 u (unités de masse atomique). L’isotope , légèrement plus lourd, a une masse atomique de 108,90470 u .
- Selon la source utilisée, vous pourrez constater des différences de décimales dans les derniers rangs. N’en tenez pas compte !
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Inscrivez l’abondance relative de chaque isotope. Cette abondance mesure en pourcentage la présence d’un isotope dans la nature. Plus il sera abondant, plus sa masse influencera la masse atomique moyenne. Si vous additionnez les pourcentages d’abondance de chaque isotope d’un élément, vous trouvez 100 %. Ces abondances relatives peuvent être données dans l’exercice ou trouvées sur Internet.
- L’isotope est présent dans la nature à hauteur de 51,86 %, tandis que l’isotope n’est présent qu’à 48.14 %. Cela signifie que dans un gramme d’argent, vous avez 51,86 % d’atomes et 48.14 % d’atomes .
- Ignorez les isotopes dont les pourcentages de présence ne sont pas indiqués. Souvent, ils ne sont pas d’origine naturelle.
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Mettez le pourcentage d’abondance sous forme décimale. Il suffit pour cela de diviser le pourcentage par 100.
- Dans le cas de l’élément évoqué précédemment, l’abondance de est de et celui de de .
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Calculez la masse atomique de l’élément. Pour cela, calculez la moyenne pondérée des masses atomiques des isotopes ( i ) stables. La masse atomique moyenne d’un élément ayant n isotopes se présente comme suit :
(masse i1 x abond. i1 ) + (masse i2 x abond. i2 ) +.. + (masse i n x abond. i n ) [4] X Source de recherche . L’isotope le plus abondant tirera la masse atomique de l’élément vers la sienne. Prenons l’exemple de l’élément :- masse atomique
= (masse x abond. ) + (masse x abond. )
= (106,90509 u x 0,5186) + (108,90470 u x 0,4814)
= 55,4410 u + 52,4267 u
= 107,8677 u - Une fois les calculs faits, vérifiez que c’est bien, à quelque chose près, la masse qui est indiquée dans le tableau périodique. La masse atomique moyenne de chaque élément y est indiquée sous le symbole [5] X Source de recherche .
Publicité - masse atomique
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Convertissez la masse en nombre d’atomes. La masse atomique vous permet de savoir combien d’atomes composent un échantillon donné. S’il est impossible de compter un à un les atomes contenus dans un échantillon, il est par contre plus aisé de peser ce dernier. Ainsi, pour connaitre le nombre d’atomes d’un échantillon d’argent, vous diviserez la masse de ce dernier par la masse atomique de l’argent, soit 107,8677 u.
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Passez par la masse molaire . Une unité de masse atomique est définie comme équivalant à . Les chimistes préfèrent utiliser la masse en grammes d’une mole d’atomes, soit atomes. Vous vous apercevez que la masse molaire d’un élément s’obtient en remplaçant l’unité u par une autre unité, le g.mol -1 . Une mole d’atomes d’argent contient atomes, dont chacun a une masse de 107,8677 u, donc la masse molaire est de :
: la même valeur numérique ! -
Calculez la masse moléculaire. La masse d’une molécule est la somme des masses de ses atomes. Lors de ce calcul, il ne faut pas oublier que, dans une molécule donnée, plusieurs atomes d’un même élément peuvent être présents plusieurs fois. Pour faciliter les calculs, on utilise les masses atomiques et non pas les masses de chacun des isotopes de chacun des éléments.
- Une molécule d’eau a pour formule la très célèbre , à savoir deux atomes d’hydrogène ( ) combinés à un atome d’oxygène ( ).
- L’hydrogène a une masse atomique moyenne de 1,00794 u et celle de l’oxygène est de 15,9994 u.
- En conséquence, la masse atomique moyenne d’une molécule d’eau (H 2 O) est de : (1,00794)(2) + 15,9994 = 18.01528 u, soit 18.01528 g.mol -1 .
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Conseils
- L’appellation de masse atomique relative est souvent utilisée en lieu et place de masse atomique, mais… à tort, dans la mesure où la première n’a pas d’unité. C’est une valeur de comparaison par rapport à l’atome de carbone 12. Numériquement, elles ont quasiment la même valeur.
- À de très rares exceptions (actinides), vous constaterez que, dans le tableau périodique des éléments, les masses atomiques des éléments vont croissant de la gauche vers la droite et du haut vers le bas.
- L’unité de masse atomique est définie comme étant le 1/12 e de la masse d’un atome de carbone 12.
- Les masses atomiques servent aussi bien pour les calculs de masses d’éléments isolés que des composés.
- Le chiffre entre parenthèses qui suit la masse atomique indique le degré d’incertitude de la dernière décimale [6] X Source de recherche . À titre d’exemple, une masse atomique de ou signifie que la masse des échantillons de l’élément en question varie dans la limite de quatre dix-millièmes dans un sens comme dans l’autre. À quelques exceptions près, cette approximation ne sert pas dans les calculs.
- L’abondance des isotopes d’un élément repose sur des constatations faites sur des échantillons pris sur Terre. On exclut les éléments venus de l’espace (débris de météorites), ainsi que les éléments obtenus en laboratoire. Dans ces deux cas, vous comprenez bien que ces éléments ne sont pas représentatifs de ce qu’il y a sur la planète.
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Avertissements
- Une masse atomique s’exprime dans différentes unités, même si la principale est l’unité de masse atomique ( u ). En biochimie, elle est exprimée en unité de masse atomique unifiée , plus communément appelée « dalton ». Faites très attention lors de vos calculs de masses à avoir des unités de masse cohérentes entre elles.
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Éléments nécessaires
- Un crayon
- Du papier
- Une calculatrice
- Une table des abondances relatives des isotopes
- Une table des masses atomiques des isotopes
Références
- ↑ https://fr.khanacademy.org/science/chemistry/atomic-structure-and-properties/mass-spectrometry/a/isotopes-and-mass-spectrometry
- ↑ https://www.lachimie.net/index.php?page=25#.W_Ay6S17RYc
- ↑ https://www.elementschimiques.fr/?fr/elements/z/47
- ↑ https://www.youtube.com/watch?v=pqfY5v9_pKg
- ↑ https://www.youtube.com/watch?v=pqfY5v9_pKg
- ↑ http://marsal.univ-tln.fr/TPdos/TP.htm
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