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Masse atomique

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"Unité de masse atomique" redirige ici. La «masse atomique» ne doit pas être confondue avec la «masse atomique».Un atome de lithium-7 stylisé, montrant 3 protons, 4 neutrons et 3 électrons (chaque électron est environ 1800 fois plus petit qu'un proton ou un neutron). Le lithium-6 rare ne possède que 3 neutrons, ce qui réduit le poids atomique (moyen) à 6,941.

le masse atomique (mune) est la masse d'un seul atome, lorsque l'atome est au repos à son niveau d'énergie le plus bas (ou "état fondamental"). Étant donné qu'un élément chimique peut exister sous la forme de divers isotopes, possédant différents nombres de neutrons dans leurs noyaux atomiques, la masse atomique est calculée séparément pour chaque isotope. La masse atomique est le plus souvent exprimée en unités de masse atomique unifiées, où une unité de masse atomique unifiée est définie comme un douzième de la masse d'un seul atome de l'isotope du carbone 12.

Clarification de la terminologie

La masse atomique doit être distinguée d'autres termes tels que la masse atomique relative et le nombre de masse.

  • Masse atomique relative et poids atomique: La masse atomique relative (Ar) d'un élément est le rapport de la masse d'un atome de l'élément à un douzième de la masse d'un atome de carbone-12. Parce qu'un élément dans la nature est généralement un mélange d'isotopes, la masse atomique relative est également la moyenne pondérée des masses atomiques de tous les atomes dans un échantillon particulier de l'élément, pondérée par l'abondance isotopique. En ce sens, la masse atomique relative était autrefois connue sous le nom de poids atomique.1
  • Nombre de masse: Le nombre de masse d'un isotope est le nombre total de nucléons (neutrons plus protons) dans le noyau de chaque atome de l'isotope. Arrondir la masse atomique d'un isotope donne généralement le nombre total de nucléons. Le nombre de neutrons peut ensuite être dérivé en soustrayant le nombre atomique (nombre de protons) du nombre de masse.

Souvent, un élément a un isotope prédominant. Dans un tel cas, la différence numérique réelle entre la masse atomique de cet isotope principal et la masse atomique relative ou le poids atomique standard de l'élément peut être très faible, de sorte qu'elle n'affecte pas la plupart des calculs en vrac; mais une telle erreur peut être critique lorsque l'on considère des atomes individuels. Pour les éléments ayant plus d'un isotope commun, la différence entre la masse atomique de l'isotope le plus courant et la masse atomique relative de l'élément peut atteindre jusqu'à une demi-unité de masse ou plus (comme dans le cas du chlore). La masse atomique d'un isotope rare peut différer de la masse atomique relative ou du poids atomique standard de plusieurs unités de masse.

Un élément peut avoir des poids atomiques différents selon la source. Néanmoins, étant donné le coût et la difficulté de l'analyse des isotopes, il est habituel d'utiliser les valeurs tabulées des poids atomiques standard, qui sont omniprésents dans les laboratoires de chimie.

Unité de masse atomique unifiée

le unité de masse atomique unifiée (u), ou Dalton (Da), ou, parfois, unité de masse universelle, est une unité de masse utilisée pour exprimer les masses atomiques et moléculaires. Il est défini comme un douzième de la masse d'un atome de carbone 12 non lié (12C) au repos et dans son état fondamental.2

1 u = 1 /NUNE gramme = 1 / (1000 NUNE) kg (où NUNE est le numéro d'Avogadro)
1 u = 1,660538782 (83) × 10−27 kg = 931,494027 (23) MeV / c2

le unité de masse atomique (amu) est un nom plus ancien pour une échelle très similaire. Le symbole amu pour unité de masse atomique n'est pas un symbole pour l'unité de masse atomique unifiée. Il peut être observé comme un artefact historique, écrit au moment où l'échelle amu a été utilisée, ou il peut être utilisé correctement en se référant à son utilisation historique. Parfois, il peut être utilisé par erreur (peut-être dérivant d'une confusion sur son utilisation historique).

L'unité de masse atomique unifiée, ou dalton, n'est pas une unité de masse SI, mais elle est acceptée pour une utilisation avec SI sous l'un ou l'autre nom. Les masses atomiques sont souvent écrites sans aucune unité, puis l'unité de masse atomique unifiée est impliquée.

En biochimie et en biologie moléculaire, lorsque l'on se réfère à des macromolécules telles que des protéines ou des acides nucléiques, le terme "kilodalton" est utilisé, avec le symbole kDa. Parce que les protéines sont de grosses molécules, leurs masses sont données en kilodaltons, où un kilodalton équivaut à 1000 daltons.

L'unité de masse atomique unifiée est approximativement égale à la masse d'un atome d'hydrogène, d'un proton ou d'un neutron.

Techniquement, la masse atomique est égale à la masse totale des protons, neutrons et électrons dans l'atome (lorsque l'atome est immobile), plus la masse contenue dans l'énergie de liaison du noyau de l'atome. Cependant, la masse d'un électron (représentant environ 1/1836 de la masse d'un proton) et la masse contenue dans la liaison nucléaire (qui est généralement inférieure à 0,01 u) peuvent être considérées comme négligeables par rapport aux masses de protons et de neutrons. Ainsi, la masse atomique est approximativement égale à la masse totale des protons et neutrons dans le noyau de l'atome. Ainsi, en termes généraux, un atome ou une molécule qui contient n les protons et les neutrons auront une masse approximativement égale à n u.3

Les masses des éléments chimiques, exprimées en u, seraient toutes proches des valeurs des nombres entiers (dans les 2 pour cent et généralement dans les 1 pour cent) sans le fait que les poids atomiques des éléments chimiques sont des valeurs moyennes des diverses masses isotopiques stables dans le abondances qu'ils se produisent naturellement.4 Par exemple, le chlore a un poids atomique de 35,45 u car il est composé de 76 pour cent 35Cl (34,96 u) et 24 pour cent 37Cl (36,97 u).

Une autre raison d’utiliser l’unité de masse atomique unifiée est qu’il est beaucoup plus facile et plus précis de comparer masses d’atomes et de molécules (c’est-à-dire déterminer relatif que de mesurer leur absolu masses. Les masses sont comparées à un spectromètre de masse (voir ci-dessous).

Mesure des masses atomiques

La comparaison et la mesure directes des masses d'atomes sont réalisées par la technique connue sous le nom de spectrométrie de masse. L'équation est:

contribution de la masse = (pourcentage d'abondance) (masse)

Histoire

Dans l'histoire de la chimie, les premiers scientifiques à déterminer les poids atomiques ont été John Dalton, entre 1803 et 1805, et Jöns Jakob Berzelius, entre 1808 et 1826. Le poids atomique a été défini à l'origine par rapport à celui de l'élément le plus léger, l'hydrogène, qui a été attribué l'unité 1,00. Dans les années 1860, Stanislao Cannizzaro a affiné les poids atomiques en appliquant la loi d'Avogadro (notamment au Congrès de Karlsruhe de 1860). Il a formulé une loi pour déterminer les poids atomiques des éléments: Les différentes quantités d'un même élément contenues dans différentes molécules sont toutes des multiples entiers du poids atomique. Sur cette base, il a déterminé les poids atomiques et les poids moléculaires en comparant la densité de vapeur d'une collection de gaz avec des molécules contenant un ou plusieurs des éléments chimiques en question.5

Dans la première moitié du XXe siècle, jusqu'aux années 1960, les chimistes et les physiciens utilisaient deux échelles de masse atomique différentes. Les chimistes ont utilisé une échelle telle que le mélange naturel d'isotopes d'oxygène avait une masse atomique 16, tandis que les physiciens ont attribué le même numéro 16 à la masse atomique de l'isotope d'oxygène le plus courant (contenant huit protons et huit neutrons). Cependant, étant donné que l'oxygène-17 et l'oxygène-18 sont également présents dans l'oxygène naturel, cela a conduit à deux tableaux différents de masse atomique.

le unité de masse atomique unifiée a été adopté par l'Union internationale de physique pure et appliquée en 1960 et par l'Union internationale de chimie pure et appliquée en 1961. Ainsi, avant 1961, les physiciens et les chimistes utilisaient le symbole amu pour leurs unités respectives (et légèrement différentes) de masse atomique. La norme acceptée est désormais l'unité de masse atomique unifiée (symbole u).

Comparaison de u avec les échelles physiques et chimiques de l'amu:

1 u = 1.000 317 9 amu (échelle physique) = 1.000 043 amu (échelle chimique).

L'échelle unifiée basée sur le carbone 12, 12C, répondait au besoin des physiciens de baser l'échelle sur un isotope pur, tout en étant numériquement proche de l'ancienne échelle des chimistes.

Facteur de conversion entre les unités de masse atomique et les grammes

L'unité scientifique standard pour traiter les atomes en quantités macroscopiques est la mole (mol), qui est définie arbitrairement comme la quantité d'une substance avec autant d'atomes ou d'autres unités qu'il y en a dans 12 grammes d'isotope de carbone C-12. Le nombre d'atomes dans une taupe est appelé nombre d'Avogadro (NUNE), dont la valeur est d'environ 6,022 × 1023 mol-1.

Une mole d'une substance contient toujours presque exactement masse atomique relative ou masse molaire de cette substance (qui est le concept de masse molaire), exprimée en grammes; cependant, ce n'est presque jamais vrai pour le masse atomique. Par exemple, le poids atomique standard du fer est de 55,847 g / mol, et donc une mole de fer comme on en trouve couramment sur terre a une masse de 55,847 grammes. le masse atomique d'un 56L'isotope Fe est de 55,935 u et une mole de 56Fe pèsera en théorie 55,935 g, mais de telles quantités de 56L'isotope Fe n'a jamais existé.

La conversion de formule entre la masse atomique et la masse SI en grammes pour un seul atome est:

est l'unité de masse atomique et est le numéro d'Avogadro.

Relation entre les masses atomiques et moléculaires

Des définitions similaires s'appliquent aux molécules. On peut calculer la masse moléculaire d'un composé en ajoutant les masses atomiques de ses atomes constitutifs (nucléides). On peut calculer la masse molaire d'un composé en ajoutant les masses atomiques relatives des éléments donnés dans la formule chimique. Dans les deux cas, la multiplicité des atomes (le nombre de fois où elle se produit) doit être prise en compte, généralement en multipliant chaque masse unique par sa multiplicité.

Défauts de masse dans les masses atomiques

Le schéma des quantités par lesquelles les masses atomiques s'écartent de leur nombre de masse est le suivant: la déviation commence positive à l'hydrogène-1, devient négative jusqu'à ce qu'un minimum soit atteint au fer-56, au fer-58 et au nickel-62, puis augmente à des valeurs positives dans les isotopes lourds, avec l'augmentation du nombre atomique. Cela équivaut à ce qui suit: la fission nucléaire dans un élément plus lourd que le fer produit de l'énergie, et la fission dans tout élément plus léger que le fer nécessite de l'énergie. L'inverse est vrai pour les réactions de fusion nucléaire: la fusion d'éléments plus légers que le fer produit de l'énergie et la fusion d'éléments plus lourds que le fer nécessite de l'énergie.

Voir également

Remarques

  1. ↑ masse atomique relative (poids atomique). Livre d'or de l'UICPA. Récupéré le 20 décembre 2008.
  2. ↑ unité de masse atomique unifiée. Livre d'or de l'UICPA. Récupéré le 20 décembre 2008.
  3. ↑ A 12L'atome C contient 6 protons, 6 neutrons et 6 électrons, les protons et neutrons ayant à peu près la même masse et la masse électronique étant négligeable en comparaison.
  4. ↑ Liste isotopique des éléments: masses exactes et abondances isotopiques. Services d'instruments scientifiques. Récupéré le 12 décembre 2008.
  5. ↑ Andrew Williams, 2007. Origine des formules de dihydrogène et autres molécules simples. J. Chem. Ed. 84:1779.

Les références

  • Bransden, B. H. et C. J. Joachain. 2003. Physique des atomes et des molécules, 2e éd. Harlow, Royaume-Uni: Prentice Hall. ISBN 058235692X.
  • Demtröder, W. 2006. Atomes, molécules et photons: une introduction à la physique atomique, moléculaire et quantique. Berlin: Springer. ISBN 978-3540206316.
  • Foot, Christopher J. 2005. Physique atomique. (Oxford Master Series in Atomic, Optical and Laser Physics.) Oxford, Royaume-Uni: Oxford Univ. Presse. ISBN 0198506961.
  • Williams, Andrew. 2007. Origine des formules de dihydrogène et autres molécules simples. J. Chem. Ed. 84:1779.

Liens externes

Tous les liens ont été récupérés le 25 avril 2016.

  • Poids atomiques et compositions isotopiques pour tous les éléments. NIST.
  • AME2003 Atomic Mass Evaluation National Nuclear Data Center.
  • Constantes physiques fondamentales: relation unité de masse atomique-kilogramme. NIST.

Voir la vidéo: Masse atomique et masse atomique relative (Juin 2020).

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