Masse atomique 21. Masse atomique relative d'un élément en chimie et histoire de sa détermination

L’une des principales caractéristiques de tout élément chimique est sa masse atomique relative.

(Une unité de masse atomique correspond à 1/12 de la masse d'un atome de carbone, dont la masse est considérée comme étant de 12 uma et est1,66 10 24 G.

En comparant les masses d'atomes d'éléments par amu, on trouve les valeurs numériques de la masse atomique relative (Ar).

La masse atomique relative d'un élément montre combien de fois la masse de son atome est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone.

Par exemple, pour l'oxygène Ar (O) = 15,9994 et pour l'hydrogène Ar (H) = 1,0079.

Pour les molécules de substances simples et complexes, déterminez poids moléculaire relatif, qui est numériquement égal à la somme des masses atomiques de tous les atomes qui composent la molécule. Par exemple, le poids moléculaire de l’eau est H2O

Mg (H2O) = 2 1,0079 + 1 15,9994 = 18,0153.

La loi d'Avogadro

En chimie, outre les unités de masse et de volume, on utilise une unité de quantité d'une substance, appelée la taupe.

!MOL (v) - une unité de mesure de la quantité d'une substance contenant autant d'unités structurelles (molécules, atomes, ions) qu'il y a d'atomes contenus dans 0,012 kg (12 g) de l'isotope du carbone « C ».

Cela signifie que 1 mole de n'importe quelle substance contient le même nombre d'unités structurelles, égal à 6,02 10 23 . Cette quantité est appelée constante d'Avogadro(désignation NUN, dimension 1/mol).

Le scientifique italien Amadeo Avogadro a avancé une hypothèse en 1811, qui a ensuite été confirmée par des données expérimentales et a ensuite été appelée La loi d'Avogadro. Il a attiré l'attention sur le fait que tous les gaz sont également comprimés (loi de Boyle-Mariotte) et ont les mêmes coefficients de dilatation thermique (loi de Gay-Lussac). À cet égard, il a suggéré que :

des volumes égaux de gaz différents dans les mêmes conditions contiennent le même nombre de molécules.

Dans les mêmes conditions (on parle généralement de conditions normales : la pression absolue est de 1013 millibars et la température est de 0°C), la distance entre les molécules de tous les gaz est la même, et le volume des molécules est négligeable. Compte tenu de tout ce qui précède, nous pouvons émettre l’hypothèse suivante :

!si des volumes égaux de gaz dans les mêmes conditions contiennent le même nombre de molécules, alors les masses contenant le même nombre de molécules doivent avoir les mêmes volumes.

Autrement dit,

Dans les mêmes conditions, 1 mole de gaz occupe le même volume. Dans des conditions normales, 1 mole de gaz occupe un volume v, égal à 22,4 l. Ce volume s'appellevolume molaire de gaz (dimension l/mol ou m³ /mole).

La valeur exacte du volume molaire de gaz dans des conditions normales (pression 1013 millibars et température 0°C) est 22,4135 ± 0,0006 l/mol. Dans des conditions standards (t=+15° C, pression = 1013 mbar) 1 mole de gaz occupe un volume de 23,6451 litres, et àt=+20°C et une pression de 1013 mbar, 1 mole occupe un volume d'environ 24,2 litres.

En termes numériques, la masse molaire coïncide avec les masses des atomes et des molécules (en amu) et avec les masses atomiques et moléculaires relatives.

Par conséquent, 1 mole de toute substance a une masse en grammes numériquement égale à la masse moléculaire de cette substance, exprimée en unités de masse atomique.

Par exemple, M(O2) = 16 heures. e.m. 2 = 32 heures du matin. e.m., ainsi, 1 mole d'oxygène correspond à 32 g. Les densités des gaz mesurées dans les mêmes conditions sont appelées leurs masses molaires. Puisque lors du transport de gaz liquéfiés sur des transporteurs de gaz, l'objet principal des problèmes pratiques sont les substances moléculaires (liquides, vapeurs, gaz), les principales quantités recherchées seront la masse molaire. M(g/mol), quantité de substance v en taupes et en masse T substances en grammes ou en kilogrammes.

Connaissant la formule chimique d'un gaz particulier, vous pouvez résoudre certains problèmes pratiques qui se posent lors du transport de gaz liquéfiés.

Exemple 1. Un réservoir de pont contient 22 tonnes d'éthylène liquéfié (AVEC2 N4 ). Il est nécessaire de déterminer s'il y a suffisamment de cargaison à bord pour souffler à travers trois citernes à cargaison d'un volume de 5 000 m 3 chacune, si après soufflage la température des citernes est de 0°C et la pression est de 1013 millibars.

1. Déterminez le poids moléculaire de l’éthylène :

M = 2 12,011 + 4 1,0079 = 28,054 g/mol.

2. Calculez la densité de la vapeur d'éthylène dans des conditions normales :

ρ = M/V = 28,054 : 22,4 = 1,232 g/l.

3. Trouvez le volume de vapeur de cargaison dans des conditions normales :

22∙10 6 : 1,252= 27544 m3.

Le volume total des citernes à cargaison est de 15 000 m3. Par conséquent, il y a suffisamment de cargaison à bord pour purger toutes les citernes à cargaison avec de la vapeur d'éthylène.

Exemple 2. Il est nécessaire de déterminer la quantité de propane (AVEC3 N8 ) sera nécessaire pour la purge des citernes à cargaison d'une capacité totale de 8 000 m 3, si la température des citernes est de +15°C, et que la pression de vapeur de propane dans la citerne après la fin de la purge ne dépassera pas 1013 millibars.

1. Déterminer la masse molaire du propane AVEC3 N8

M = 3 12,011 + 8 1,0079 = 44,1 g/mol.

2. Déterminons la densité de vapeur de propane après avoir purgé les réservoirs :

ρ = M : v = 44,1 : 23,641 = 1,865 kg/m 3.

3. Connaissant la densité et le volume de la vapeur, nous déterminons la quantité totale de propane nécessaire pour purger le réservoir :

m = ρ v = 1,865 8000 = 14920 kg ≈ 15 t.

Les masses des atomes et des molécules sont très petites, il est donc pratique de choisir la masse de l'un des atomes comme unité de mesure et d'exprimer les masses des atomes restants par rapport à celle-ci. C'est exactement ce qu'a fait le fondateur de la théorie atomique, Dalton, qui a dressé un tableau des masses atomiques, en prenant la masse de l'atome d'hydrogène comme une seule.

Jusqu'en 1961, en physique, 1/16 de la masse de l'atome d'oxygène 16 O était considéré comme une unité de masse atomique (amu), et en chimie, 1/16 de la masse atomique moyenne de l'oxygène naturel, qui est un mélange de trois isotopes. L'unité de masse chimique était 0,03 % plus grande que l'unité physique.

Actuellement, un système de mesure unifié a été adopté en physique et en chimie. L'unité standard de masse atomique est 1/12 de la masse d'un atome de carbone à 12 C.

1 amu = 1/12 m(12 C) = 1,66057×10 -27 kg = 1,66057×10 -24 g.

DÉFINITION

Masse atomique relative d'un élément (A r) est une quantité sans dimension égale au rapport de la masse moyenne d'un atome d'un élément à 1/12 de la masse d'un atome de 12 C.

Lors du calcul de la masse atomique relative, l'abondance des isotopes des éléments dans la croûte terrestre est prise en compte. Par exemple, le chlore a deux isotopes 35 Cl (75,5 %) et 37 Cl (24,5 %). La masse atomique relative du chlore est :

UNE r (Cl) = (0,755 × m (35 Cl) + 0,245 × m (37 Cl)) / (1/12 × m (12 C) = 35,5.

De la définition de la masse atomique relative, il s'ensuit que la masse absolue moyenne d'un atome est égale à la masse atomique relative multipliée par amu :

m(Cl) = 35,5 × 1,66057 × 10 -24 = 5,89 × 10 -23 g.

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

EXEMPLE 2

Numéro de masse. Le nombre de masse est le nombre total de protons et de neutrons dans le noyau d’un atome. Il est désigné par le symbole A.

Lorsqu'on parle d'un noyau atomique spécifique, le terme nucléide est généralement utilisé, et les particules nucléaires, protons et neutrons, sont collectivement appelées nucléons.

Numéro atomique. Le numéro atomique d’un élément est le nombre de protons présents dans le noyau de son atome. Il est désigné par le symbole Z. Le numéro atomique est lié au nombre de masse par la relation suivante :

où N est le nombre de neutrons dans le noyau d'un atome.

Chaque élément chimique est caractérisé par un numéro atomique spécifique. En d’autres termes, deux éléments ne peuvent pas avoir le même numéro atomique. Le numéro atomique est non seulement égal au nombre de protons dans le noyau des atomes d’un élément donné, mais également au nombre d’électrons entourant le noyau de l’atome. Cela s’explique par le fait que l’atome dans son ensemble est une particule électriquement neutre. Ainsi, le nombre de protons dans le noyau d’un atome est égal au nombre d’électrons entourant le noyau. Cette affirmation ne s’applique pas aux ions, qui sont bien entendu des particules chargées.

La première preuve expérimentale du numéro atomique des éléments* a été obtenue en 1913 par Henry Moseley, qui travaillait à Oxford. Il bombardait des cibles métalliques solides avec des rayons cathodiques. (Barkla et Kayi avaient déjà montré en 1909 que tout élément solide, lorsqu'il est bombardé par un faisceau rapide de rayons cathodiques, émet des rayons X caractéristiques de cet élément.) Moseley a analysé les rayons X caractéristiques en utilisant une technique d'enregistrement photographique. Il a découvert que la longueur d'onde du rayonnement X caractéristique augmente avec l'augmentation du poids atomique (masse) du métal et a montré que la racine carrée de la fréquence de ce rayonnement X est directement proportionnelle à un nombre entier, qu'il a désigné par le symbole Z.

Moseley a découvert que ce nombre représentait environ la moitié de la valeur de la masse atomique. Il a conclu que ce nombre – le numéro atomique d’un élément – ​​est une propriété fondamentale de ses atomes. Il s'est avéré qu'il était égal au nombre de protons dans un atome d'un élément donné. Ainsi, Moseley a associé la fréquence du rayonnement X caractéristique au numéro de série de l'élément émetteur (loi de Moseley). Cette loi était d'une grande importance pour établir la loi périodique des éléments chimiques et établir la signification physique du numéro atomique des éléments.

Les recherches de Moseley lui ont permis de prédire l'existence de trois éléments qui manquaient alors dans le tableau périodique, avec des numéros atomiques 43, 61 et 75. Ces éléments ont été découverts plus tard et ont été nommés respectivement technétium, prométhium et rhénium.

Symboles nucléides. Il est d'usage d'indiquer le numéro de masse d'un nucléide en exposant et le numéro atomique en indice à gauche du symbole de l'élément. Par exemple, la notation 1IC signifie que ce nucléide de carbone (comme tous les autres nucléides de carbone) a un numéro atomique 6. Ce nucléide particulier a un nombre de masse de 12. Un autre nucléide de carbone porte le symbole 14C. Puisque tous les nucléides de carbone ont un numéro atomique 6, le Le nucléide spécifié est souvent écrit comme 14C ou carbone-14.

Isotopes. Les isotopes sont des variétés atomiques d’un élément ayant des propriétés différentes. Ils diffèrent par le nombre de neutrons dans leur noyau. Ainsi, les isotopes d’un même élément ont le même numéro atomique mais des nombres de masse différents. Dans le tableau Le tableau 1.1 montre les valeurs du nombre de masse A, du numéro atomique Z et du nombre de neutrons N dans le noyau des atomes de chacun des trois isotopes du carbone.

Tableau 1.1. Isotopes du carbone

Contenu isotopique des éléments. Dans la plupart des cas, chaque élément est un mélange de différents isotopes. Le contenu de chaque isotope dans un tel mélange est appelé abondance isotopique. Par exemple, le silicium se trouve dans des composés présents dans la nature avec des abondances isotopiques naturelles de 92,28 % de 28Si, 4,67 % de 29Si et 3,05 % de 30Si. Veuillez noter que l'abondance isotopique totale de l'élément doit être exactement de 100 %. La teneur isotopique relative de chacun de ces isotopes est respectivement de 0,9228, 0,0467 et 0,0305. La somme de ces nombres est exactement 1,0000.

Unité de masse atomique (a.m.u.). Actuellement, la masse du nucléide X|C est acceptée comme norme pour déterminer l’unité de masse atomique. Ce nucléide se voit attribuer une masse de 12,0000 amu. Ainsi, une unité de masse atomique est égale à un douzième de la masse de ce nucléide. La vraie valeur de l'unité de masse atomique est de 1,661 Yu-27 kg. Les trois particules fondamentales qui composent l’atome ont les masses suivantes :

masse du proton = 1,007277 amu masse des neutrons = 1,008 665 amu masse électronique = 0,000 548 6 a. e.m.

En utilisant ces valeurs, vous pouvez calculer la masse isotopique de chaque nucléide spécifique. Par exemple, la masse isotopique du nucléide 3JCl est la somme des masses de 17 protons, 18 neutrons et 17 électrons :

17 (1,007277 amu) + 18 (1,008665 amu) + + 17 (0,0005486 amu) = 35,289005 amu. e.m.

Cependant, des données expérimentales précises indiquent que la masse isotopique du 37C1 a une valeur de 34,968 85 a. amu L'écart entre les valeurs calculées et trouvées expérimentalement est de 0,32016 amu. C’est ce qu’on appelle un défaut de masse ; La raison du défaut de masse est expliquée dans la Section. 1.3.

L’une des propriétés fondamentales des atomes est leur masse. Masse absolue (vraie) d'un atome– la valeur est extrêmement faible. Il est impossible de peser des atomes sur une balance car des balances aussi précises n’existent pas. Leurs masses ont été déterminées à l'aide de calculs.

Par exemple, la masse d'un atome d'hydrogène est de 0,000 000 000 000 000 000 000 001 663 grammes ! La masse d'un atome d'uranium, l'un des atomes les plus lourds, est d'environ 0,000 000 000 000 000 000 000 4 grammes.

La masse exacte de l’atome d’uranium est de 3,952 ∙ 10−22 g, et celle de l’atome d’hydrogène, le plus léger de tous les atomes, est de 1,673 ∙ 10−24 g.

Il n’est pas pratique d’effectuer des calculs avec de petits nombres. Par conséquent, au lieu des masses absolues des atomes, leurs masses relatives sont utilisées.

Masse atomique relative

La masse de n'importe quel atome peut être jugée en la comparant avec la masse d'un autre atome (trouver le rapport de leurs masses). Depuis la détermination des masses atomiques relatives des éléments, divers atomes ont été utilisés à des fins de comparaison. À une certaine époque, les atomes d’hydrogène et d’oxygène constituaient des normes de comparaison uniques.

Une échelle unifiée de masses atomiques relatives et une nouvelle unité de masse atomique, adoptées Congrès international des physiciens (1960) et unifié par le Congrès international des chimistes (1961).

À ce jour, la norme de comparaison est 1/12 de la masse d'un atome de carbone. Cette valeur est appelée unité de masse atomique, en abrégé a.u.m.

Unité de masse atomique (amu) – masse de 1/12 d’atome de carbone

Comparons combien de fois la masse absolue d'un atome d'hydrogène et d'uranium diffère de 1 amu, pour ce faire on divise ces nombres les uns par les autres :

Les valeurs obtenues dans les calculs sont les masses atomiques relatives des éléments - par rapport à 1/12 de la masse d'un atome de carbone.

Ainsi, la masse atomique relative de l’hydrogène est d’environ 1 et celle de l’uranium est de 238. Veuillez noter que la masse atomique relative n'a pas d'unité, puisque la division annule les unités de masse absolue (grammes).

Les masses atomiques relatives de tous les éléments sont indiquées dans le tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleïev. Le symbole utilisé pour indiquer la masse atomique relative est Аr (la lettre r est une abréviation du mot relatif, ce qui signifie relatif).

Les masses atomiques relatives des éléments sont utilisées dans de nombreux calculs. En règle générale, les valeurs indiquées dans le tableau périodique sont arrondies aux nombres entiers. Notez que les éléments du tableau périodique sont classés par ordre croissant de masses atomiques relatives.

Par exemple, en utilisant le tableau périodique, nous déterminons les masses atomiques relatives d'un certain nombre d'éléments :

Ar(O) = 16; Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31.
La masse atomique relative du chlore s’écrit généralement 35,5 !
Ar(Cl) = 35,5

• Les masses atomiques relatives sont proportionnelles aux masses absolues des atomes
• La norme pour déterminer la masse atomique relative est 1/12 de la masse d'un atome de carbone.
• 1 amu = 1,662 ∙ 10−24 g
• La masse atomique relative est notée Ar
• Pour les calculs, les valeurs des masses atomiques relatives sont arrondies aux nombres entiers, à l'exception du chlore, pour lequel Ar = 35,5
• La masse atomique relative n'a pas d'unité de mesure

Actuellement, l'unité de masse atomique est considérée comme égale à 1/12 de la masse d'un atome neutre de l'isotope le plus courant du carbone 12 C, donc la masse atomique de cet isotope est par définition exactement 12. La différence entre la masse atomique d'un isotope et son nombre de masse est appelé excès de masse (généralement exprimé en MeV ). Cela peut être positif ou négatif ; la raison de son apparition est la dépendance non linéaire de l'énergie de liaison des noyaux sur le nombre de protons et de neutrons, ainsi que la différence de masses du proton et du neutron.

La dépendance de la masse atomique d'un isotope sur le nombre de masse est la suivante : l'excès de masse est positif pour l'hydrogène-1, avec l'augmentation du nombre de masse, il diminue et devient négatif jusqu'à ce qu'un minimum soit atteint pour le fer-56, puis il commence à croître et augmente jusqu'à des valeurs positives pour les nucléides lourds. Cela correspond au fait que la fission des noyaux plus lourds que le fer libère de l'énergie, tandis que la fission des noyaux légers nécessite de l'énergie. Au contraire, la fusion de noyaux plus légers que le fer libère de l’énergie, tandis que la fusion d’éléments plus lourds que le fer nécessite de l’énergie supplémentaire.

Histoire

Jusque dans les années 1960, la masse atomique était définie de telle sorte que le nucléide oxygène-16 avait une masse atomique de 16 (échelle de l'oxygène). Cependant, le rapport entre l’oxygène 17 et l’oxygène 18 dans l’oxygène naturel, qui était également utilisé dans les calculs de masse atomique, a donné lieu à deux tableaux différents de masses atomiques. Les chimistes ont utilisé une échelle basée sur le fait que le mélange naturel d'isotopes de l'oxygène aurait une masse atomique de 16, tandis que les physiciens attribuaient le même nombre, 16, à la masse atomique de l'isotope le plus courant de l'oxygène (qui possède huit protons et huit neutrons). ).

Links

Fondation Wikimédia.

2010.

Voyez ce qu’est la « masse atomique » dans d’autres dictionnaires : La masse d'un atome, exprimée en unités de masse atomique. La masse atomique est inférieure à la somme des masses des particules qui composent l'atome (protons, neutrons, électrons) d'une quantité déterminée par l'énergie de leur interaction (voir, par exemple, Défaut de masse)...

Grand dictionnaire encyclopédique La masse atomique est la masse d'un atome d'un élément chimique, exprimée en unités de masse atomique (a.m.u.). Pour 1 amu 1/12 de la masse de l'isotope du carbone de masse atomique 12 est accepté 1 amu = 1,6605655 10 27 kg. La masse atomique est constituée de la masse de tous les protons et...

Termes de l'énergie nucléaire masse atomique - est la masse des atomes d'un élément, exprimée en unités de masse atomique. La masse d'un élément contenant le même nombre d'atomes que 12 g de l'isotope 12C. Chimie générale : manuel / A. V. Zholnin...

Termes chimiques MASSE ATOMIQUE - quantité sans dimension. A. m. masse d'un atome chimique. élément exprimé en unités atomiques (voir)...

Grande encyclopédie polytechnique - (terme obsolète poids atomique), la valeur relative de la masse d'un atome, exprimée en unités de masse atomique (a.m.u.). A.m. est inférieur à la somme des masses des atomes constitutifs par défaut de masse. A. m. a été pris comme base par D. I. Mendeleev. caractéristique de l'élément lorsque... ...

Termes de l'énergie nucléaire Encyclopédie physique - - [Ya.N.Luginsky, M.S.Fezi Zhilinskaya, Yu.S.Kabirov. Dictionnaire anglais-russe de génie électrique et de génie électrique, Moscou, 1999] Thèmes de génie électrique, concepts de base EN poids atomique ...

Guide du traducteur technique La masse d'un atome, exprimée en unités de masse atomique. La masse atomique d'un élément chimique constitué d'un mélange d'isotopes est considérée comme la valeur moyenne de la masse atomique des isotopes, en tenant compte de leur teneur en pourcentage (cette valeur est donnée en périodique... ...

Le concept de cette quantité a subi des évolutions à long terme en fonction des évolutions du concept d'atomes. Selon la théorie de Dalton (1803), tous les atomes d'un même élément chimique sont identiques et sa masse atomique est un nombre égal à... ... Encyclopédie de Collier

Termes de l'énergie nucléaire- santykinė atominė masė statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Cheminio elemento vidutinės masės ir nuklido ¹²C atomin masės 1/12 dalies dalmuo. atitikmenys : engl. masse atomique; masse atomique; masse atomique relative vok. Atomasse…

Termes de l'énergie nucléaire- santykinė atominė masė statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Vidutinės elemento atomų masės ir 1/12 nuklido ¹²C atomi masės dalmuo. atitikmenys : engl. masse atomique; masse atomique; masse atomique relative vok. Atommasse, f;… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas