Masse atomique relative des éléments chimiques. Détermination du nombre maximum d'électrons sur les couches électroniques et les coquilles électroniques

Masse atomique est la somme des masses de tous les protons, neutrons et électrons qui composent un atome ou une molécule. Comparée aux protons et aux neutrons, la masse des électrons est très petite et n’est donc pas prise en compte dans les calculs. Bien que cela soit inexact d'un point de vue formel, il est souvent ce terme utilisé pour indiquer la masse atomique moyenne de tous les isotopes d’un élément. En fait, c'est relatif masse atomique, aussi appelé poids atomiqueélément. Le poids atomique est la moyenne des masses atomiques de tous les isotopes d’un élément trouvés dans la nature. Les chimistes doivent faire la différence entre ces deux types de masse atomique lorsqu'ils effectuent leur travail : une valeur de masse atomique incorrecte peut, par exemple, entraîner un résultat incorrect quant au rendement d'une réaction.

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Trouver la masse atomique à partir du tableau périodique des éléments

Apprenez comment s'écrit la masse atomique. La masse atomique, c'est-à-dire la masse d'un atome ou d'une molécule donnée, peut être exprimée en unités SI standard : grammes, kilogrammes, etc. Cependant, comme les masses atomiques exprimées dans ces unités sont extrêmement petites, elles sont souvent écrites en unités de masse atomique unifiées, ou amu en abrégé. – unités de masse atomique. Un unité atomique la masse est égale à 1/12 de la masse de l’isotope standard carbone-12.

• L'unité de masse atomique caractérise la masse un grain de beauté de cet élément en grammes. Cette valeur est très utile dans les calculs pratiques, car elle peut être utilisée pour convertir facilement la masse quantité donnée atomes ou molécules d'une substance donnée en taupes, et vice versa.

1. Trouver la masse atomique dans tableau périodique Mendeleïev. En majorité tableaux standards Mendeleïev contient les masses atomiques (poids atomiques) de chaque élément. En règle générale, ils sont répertoriés sous forme de nombre au bas de la cellule de l’élément, sous les lettres représentant l’élément chimique. Il ne s'agit généralement pas d'un nombre entier, mais d'une fraction décimale.

   N'oubliez pas que le tableau périodique donne les masses atomiques moyennes des éléments. Comme indiqué précédemment, les masses atomiques relatives données pour chaque élément du tableau périodique sont la moyenne des masses de tous les isotopes de l’atome. Cette valeur moyenne est utile à de nombreuses fins pratiques : par exemple, elle est utilisée pour calculer la masse molaire de molécules constituées de plusieurs atomes. Cependant, lorsqu’il s’agit d’atomes individuels, cette valeur n’est généralement pas suffisante.

   • Puisque la masse atomique moyenne est une moyenne de plusieurs isotopes, la valeur indiquée dans le tableau périodique n'est pas précis la valeur de la masse atomique de n’importe quel atome.
   • Les masses atomiques des atomes individuels doivent être calculées en tenant compte du nombre exact de protons et de neutrons dans un seul atome.

   Calcul de la masse atomique d'un atome individuel

   1. Trouvez le numéro atomique d'un élément donné ou de son isotope. Le numéro atomique est le nombre de protons dans les atomes d’un élément et ne change jamais. Par exemple, tous les atomes d'hydrogène, et seulement ils ont un proton. Le numéro atomique du sodium est 11 car il possède onze protons dans son noyau, tandis que le numéro atomique de l'oxygène est huit car il possède huit protons dans son noyau. Vous pouvez trouver le numéro atomique de n'importe quel élément du tableau périodique - dans presque toutes ses versions standards, ce numéro est indiqué ci-dessus désignation de la lettreélément chimique. Le numéro atomique est toujours un entier positif.

      • Supposons que nous nous intéressions à l’atome de carbone. Les atomes de carbone ont toujours six protons, nous savons donc que leur numéro atomique est 6. De plus, nous voyons que dans le tableau périodique, en haut de la cellule avec le carbone (C) se trouve le chiffre « 6 », indiquant que le nombre atomique le nombre de carbone est six.
      • Notez que le numéro atomique d’un élément n’est pas uniquement lié à sa masse atomique relative dans le tableau périodique. Même si, notamment pour les éléments en haut du tableau, il peut sembler que la masse atomique de l'élément est le double de sa masse atomique. numéro atomique, il n'est jamais calculé en multipliant le numéro atomique par deux.

   2. Trouvez le nombre de neutrons dans le noyau. Le nombre de neutrons peut varier pour différents atomes le même élément. Lorsque deux atomes du même élément avec le même nombre de protons ont différentes quantités les neutrons, ce sont des isotopes différents de cet élément. Contrairement au nombre de protons, qui ne change jamais, le nombre de neutrons dans les atomes d'un élément donné peut souvent changer, de sorte que la masse atomique moyenne d'un élément s'écrit sous forme de fraction décimale avec une valeur comprise entre deux nombres entiers adjacents.

      Additionnez le nombre de protons et de neutrons. Ce sera la masse atomique de cet atome. Ignorez le nombre d'électrons qui entourent le noyau : leur masse totale est extrêmement faible, ils n'ont donc pratiquement aucun effet sur vos calculs.

   Calculer la masse atomique relative (poids atomique) d'un élément

   1. Déterminez quels isotopes sont contenus dans l’échantillon. Les chimistes déterminent souvent le rapport des isotopes dans échantillon spécifiqueà l'aide d'un instrument spécial appelé spectromètre de masse. Cependant, en formation, ces données vous seront fournies dans des devoirs, des tests, etc. sous forme de valeurs​​extraites de la littérature scientifique.

      • Dans notre cas, disons que nous avons affaire à deux isotopes : le carbone 12 et le carbone 13.

   2. Déterminez l’abondance relative de chaque isotope dans l’échantillon. Pour chaque élément, différents isotopes apparaissent dans différents ratios. Ces ratios sont presque toujours exprimés en pourcentage. Certains isotopes sont très courants, tandis que d’autres sont très rares, parfois si rares qu’ils sont difficiles à détecter. Ces valeurs peuvent être déterminées par spectrométrie de masse ou trouvées dans un ouvrage de référence.

      • Supposons que la concentration de carbone 12 soit de 99 % et celle de carbone 13 de 1 %. Autres isotopes du carbone vraiment existent, mais en quantités si petites que dans ce cas ils peuvent être négligés.

   3. Multipliez la masse atomique de chaque isotope par sa concentration dans l'échantillon. Multipliez la masse atomique de chaque isotope par son pourcentage d’abondance (exprimé sous forme décimale). Pour convertir les intérêts en décimal, divisez-les simplement par 100. Les concentrations obtenues doivent toujours totaliser 1.

      • Notre échantillon contient du carbone-12 et du carbone-13. Si le carbone 12 représente 99 % de l’échantillon et le carbone 13 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 de référence donnent des pourcentages basés sur les quantités connues de tous les isotopes d'un élément particulier. La plupart des manuels de chimie contiennent ces informations dans un tableau à la fin du livre. Pour l'échantillon étudié, les concentrations relatives d'isotopes peuvent également être déterminées à l'aide d'un spectromètre de masse.

   4. Additionnez les résultats. Résumez les résultats de multiplication que vous avez obtenus à l’étape précédente. Grâce à cette opération, vous retrouverez la masse atomique relative de votre élément - la valeur moyenne des masses atomiques des isotopes de l'élément en question. Lorsqu'un élément dans son ensemble est considéré, plutôt qu'un isotope spécifique d'un élément donné, cette valeur est utilisée.

      • Dans notre exemple, 12 x 0,99 = 11,88 pour le carbone-12 et 13 x 0,01 = 0,13 pour le carbone-13. La masse atomique relative dans notre cas est de 11,88 + 0,13 = 12,01 .
   • Certains isotopes sont moins stables que d'autres : ils se désintègrent en atomes d'éléments avec moins de protons et de neutrons dans le noyau, libérant ainsi les particules qui composent noyau atomique. Ces isotopes sont appelés radioactifs.

1. Le magnésium naturel se compose des isotopes 24Mg, 25Mg et 26Mg. Calculer la masse atomique moyenne du magnésium naturel si la teneur en isotopes individuels en pourcentage en masse est respectivement de 78,6 ; 10.1 et 11.3.

2. Le gallium naturel est constitué des isotopes 71Ga et 69Ga. Quelle est la relation quantitative entre les nombres d'atomes de ces isotopes si la masse atomique moyenne du gallium est de 69,72.

3. Déterminez la masse atomique relative du bore si l'on sait que la fraction molaire de l'isotope 10B est de 19,6 % et celle de l'isotope 11B est de 80,4 %.

4. Le cuivre possède deux isotopes : 63Cu et 65Cu. Leurs fractions molaires en cuivre naturel sont respectivement de 73 et 27 %. Déterminez la masse atomique relative moyenne du cuivre.

5. Déterminez la masse atomique relative de l'élément silicium s'il est constitué de trois isotopes : 28Si (fraction molaire 92,3 %), 29Si (4,7 %) et 30Si (3,0 %).

6. Le chlore naturel contient deux isotopes 35Cl et 37Cl. La masse atomique relative du chlore est de 35,45. Déterminez la fraction molaire de chaque isotope du chlore.

7. La masse atomique relative du néon est de 20,2. Le néon est constitué de deux isotopes : 20Ne et 22Ne. Calculez la fraction molaire de chaque isotope dans le néon naturel.

8. Le brome naturel contient deux isotopes. La fraction molaire de l'isotope 79Br est de 55 %. Quel autre isotope est inclus dans l'élément brome si sa masse atomique relative est de 79,9.

9. Le thallium naturel est un mélange d’isotopes 203Tl et 205Tl. En vous basant sur la masse atomique relative du thallium naturel Ar(Tl) = 204,38, déterminez la composition isotopique du thallium en % en masse.

10. L'iridium naturel est un mélange d'isotopes 191Ir et 193Ir. Sur la base de la masse atomique relative de l'iridium naturel Ar(Ir) = 192,22, déterminez la composition isotopique de l'iridium en % en masse.

11. Le rhénium naturel est un mélange d’isotopes 185Re et 187Re. Sur la base de la masse atomique relative du rhénium naturel Ar(Re) = 186,21, déterminez la composition isotopique du rhénium en % en masse.

12. Le gallium naturel est un mélange d’isotopes 69Ga et 71Ga. Sur la base de la masse atomique relative du gallium naturel Ar(Ga) = 69,72, déterminez la composition isotopique du gallium en % en masse.

13. Le chlore naturel se compose de deux isotopes stables : 35Cl et 37Cl. Sur la base de la masse atomique relative moyenne du chlore de 35,45, calculez la composition isotopique du chlore en pourcentage en masse.

14. L'argent naturel est constitué de deux isotopes stables, 107Ag et 109Ag. En vous basant sur la masse atomique relative moyenne de l’argent de 107,87, calculez la composition isotopique de l’argent en pourcentage en masse.

15. Le cuivre naturel est constitué de deux isotopes stables : 63Cu et 65Cu. En vous basant sur la masse atomique relative moyenne du cuivre de 63,55, calculez la composition isotopique du cuivre en pourcentage en masse.

16. Le brome naturel se compose de deux isotopes stables : 79Br et 81Br. Sur la base de la masse atomique relative moyenne du brome de 79,90, calculez la composition isotopique du brome en pourcentage en masse.

17. Le silicium naturel est constitué de 3,1 % (en moles) de l'isotope 30Si (d'une masse atomique de 29,9738), ainsi que des isotopes 29Si (d'une masse atomique de 28,9765) et 28Si (d'une masse atomique de 27,9770). Calculez la teneur en % (en moles) de 29Si et 28Si.

Détermination du nombre de particules élémentaires dans les atomes d'isotopes et d'isobares

Exemple 1. Déterminer le nombre de protons, de neutrons et d'électrons pour les isotopes 82 207 X et 82 212 X ; les isobares ont 81 210 Y et 84 210 Z. Nommez ces éléments.

Solution. Le 82ème élément du tableau périodique est le plomb (X = Pb), le 81ème élément est le thallium (Y = Tl), le 84ème élément est le polonium (Z = Po). le nombre d'électrons et de protons correspond au numéro atomique de l'élément. Le nombre de neutrons dans le noyau est calculé en soustrayant le nombre de protons dans le noyau (nombre d’éléments) du nombre massique d’éléments. En conséquence nous obtenons :

Calcul de la masse atomique relative des éléments à partir de leur composition isotopique naturelle

Exemple 2. Fractions taupes les isotopes 24 Mg, 25 Mg et 26 Mg sont respectivement 79,7 ; 9,8 et 10,5%. Calculez la masse atomique relative moyenne du magnésium.

Solution. La masse atomique relative moyenne du magnésium est calculée en additionnant les produits des fractions massiques de chaque isotope et son numéro de masse :

M = 0,797 · 24 + 0,098· 25 + 0,105· 26 = 19,128 + 2,450 + 2,730 = 24,308.

La valeur obtenue est proche de la valeur de la masse atomique du magnésium donnée dans le tableau périodique des éléments (24.305).

Élaboration d'équations de réaction nucléaire

Exemple 3. Identifiez les produits de désintégration radioactive X, Y et Z :

88 226 Ra -(désintégration α) X -(désintégration α) Y -(désintégration β) Z.

Solution. Lors de la désintégration α de 88 226 Ra, son nombre de masse A diminue de quatre unités et devient égal à A X = 226-4 = 222. Dans ce cas, la charge du noyau diminue de deux unités et s'avère être égale à Z X = 88-2 = 86. Ainsi, la première désintégration conduit à la formation de l'isotope du radon 86 222 Rn. Le produit de désintégration α du radon est déterminé de la même manière : A Y = 222-4 = 218, Z Y = 86-2 = 84. À la suite de la deuxième désintégration, nous obtenons l'isotope du polonium 84 218 Po ; La désintégration β du polonium ne modifie pas le nombre de masse de l'élément, mais augmente la charge de son noyau de un : Z Z = 84+1 = 85. Le produit final de cette chaîne de désintégrations sera l'élément numéro 85, c'est-à-dire astatine (85 218 At). Le schéma final des transformations nucléaires ressemblera à :

88 226 Ra - (désintégration α) 86 222 Rn - (désintégration α) 84 218 Po - (désintégration β) 85 218 At.

Détermination du nombre maximum d'électrons sur les couches électroniques et les coquilles électroniques

Exemple 4. Calculez le nombre maximum d'électrons dans la cinquième couche électronique et dans la couche f.

Solution. Le nombre maximum possible d'électrons dans la couche électronique de numéro n est N n = 2n 2 . Pour la cinquième couche électronique, nous obtenons :

Nn=5=2 · 5 2 = 50.

Le nombre maximum possible d'électrons par couche électronique avec une valeur donnée je est égal à N je = 2(2je+ 1). Pour f-shell je= 3. On obtient donc :

N je=3 = 2(2· 3 + 1) = 14.

Détermination des valeurs des nombres quantiques pour les électrons dans différents états

Exemple 5. Déterminer les valeurs des nombres quantiques principaux et secondaires pour les états d'électrons suivants : 3d, 4s et 5p.

Solution. La valeur du nombre quantique principal pour diverses conditions les électrons dans les atomes sont notés Chiffre arabe, et la valeur du côté Nombre quantique– minuscule correspondante Lettre latine. En conséquence, nous obtenons pour les états électroniques considérés.

Problèmes sur les isotopes

Niveau A

1. Calculer la composition isotopique (en %) de l'hydrogène (masse atomique relative moyenneUN r = 1,008) et le lithium (UN r = 6,9), en supposant que chaque élément est constitué de seulement deux isotopes dont les masses atomiques relatives diffèrent d'un.

Répondre. Hydrogène : 1 H – 99,2 % et 2 H – 0,8 % ; lithium : 6 Li – 10 % et 7 Li – 90 %.

2. La masse atomique relative de l'hydrogène naturel est de 1,00797. Cet hydrogène est un mélange d'isotopes du protium ( UN r = 1,00782) et deutérium (UN r = 2,0141). Quel est le pourcentage de deutérium dans l’hydrogène naturel ?

Répondre. 0,015%.

3. Parmi les symboles d'éléments donnés, indiquez les isotopes et les isobares :

Répondre. Les isotopes ont les mêmes symboles chimiques et les isobares ont les mêmes masses atomiques.

4. Lithium naturel (UN r = 6,9) se compose d'isotopes de numéros de masse 6 et 7. Quel pourcentage du premier isotopeil contient ?

Répondre. 10%.

5. La masse d'un atome de l'isotope du magnésium est de 4,15 10 –23 d. Détermine le nombre de neutrons que contient le noyau de cet atome.

Répondre. 13.

6. Le cuivre possède deux isotopes de numéros de masse 63 et 65. Fraction massique leur teneur en cuivre naturel est respectivement de 73 % et 27 %. Sur la base de ces données, calculez la masse atomique relative moyenne du cuivre naturel.

Répondre. 63,54.

7. La masse atomique relative moyenne du chlore naturel est de 35,45. Calculer fractions de masse deux de ses isotopes ayant des numéros de masse 35 et 37.

Répondre. 77,5% et 22,5%.

8. Déterminer la masse atomique relative du bore si les fractions massiques de ses isotopes sont connues ( 10 B) = 19,6% et( 11 B) = 80,4 %.

Répondre. 10,804.

9. Le lithium est constitué de deux isotopes naturels de nombre de masse 6 ( 1 = 7,52%) et 7 ( 2 = 92,48 %). Calculez la masse atomique relative du lithium.

Répondre. 6,9248.

10. Calculez la masse atomique relative du cobalt si l'on sait que deux de ses isotopes existent dans la nature : avec des nombres de masse 57 ( 1 = 0,17%) et 59 ( 2 = 99,83%).

Répondre. 58,9966.

11. La masse atomique relative du bore est de 10,811. Déterminez le pourcentage d’isotopes de masse 10 et 11 dans le bore naturel.

Répondre. 18,9% et 81,1%.

12. Gallium en a deux isotope naturel avec les nombres de masse 69 et 71. Quelle est la relation quantitative entre les nombres d'atomes de ces isotopes si la masse atomique relative de l'élément est de 69,72.

Répondre. 1,78:1.

13. Le brome naturel possède deux isotopes de numéros de masse 79 et 81. La masse atomique relative du brome est de 79,904. Déterminez la fraction massique de chaque isotope dans le brome naturel.

Répondre. 54,8% et 45,2%.

Niveau B

1. Le silicium en a trois isotope stable – 30 Si (3,05 % (mol.)), 29 Si et 28 Si. Calculez la teneur (en % (mol.)) de l’isotope le plus courant du silicium. En quoi vont-ils différer ? masses molaires le dioxyde de silicium, qui a une composition isotopique différente, étant donné que l'oxygène possède trois isotopes stables de numéros de masse 16, 17 et 18 ?

Répondre. 94,55% ; 18 types de molécules de dioxyde de silicium.

2. L'échantillon est constitué d'un mélange de deux isotopes d'un élément ; 30 % est un isotope dont le noyau possède 18 neutrons ; 70 % est un isotope dont le noyau possède 20 neutrons. Déterminez le numéro atomique d'un élément si la masse atomique relative moyenne de l'élément dans un mélange d'isotopes est de 36,4.

Répondre. 17.

3. Un élément chimique est constitué de deux isotopes. Le noyau d'un atome du premier isotope contient 10 protons et 10 neutrons. Il y a 2 neutrons supplémentaires dans le noyau d'un atome du deuxième isotope. Pour 9 atomes d’un isotope plus léger, il y a un atome d’un isotope plus lourd. Calculez la masse atomique relative moyenne de l’élément.

Répondre. 20,2.

4. Isotope 137 Cs a une demi-vie de 29,7 ans. 1 g de cet isotope a réagi de manière explosive avec un excès d'eau. Quelle est la demi-vie du césium dans le composé obtenu ? Justifiez votre réponse.

Répondre. T 1/2 = 29,7 ans.

5. Au bout de combien d'années la quantité de strontium-90 radioactif (demi-vie 27 ans) diminue-t-elle à la suite des retombées radioactives ? explosion nucléaire, deviendra moins de 1,5% de la quantité découverte au moment après l'explosion nucléaire ?

Répondre. 163,35 ans.

6. Dans la méthode des atomes marqués, les isotopes radioactifs sont utilisés pour « tracer le parcours » d’un élément dans le corps. Ainsi, un patient atteint d'un pancréas malade reçoit une injection d'une préparation de l'isotope radioactif iode-131 (subit – -dégradation), qui permet au médecin de surveiller le passage de l’iode dans l’organisme du patient. Écrivez une équation pour la désintégration radioactive et calculez combien de temps il faut pour que la quantité d'iode radioactif introduite dans le corps diminue de 10 fois (demi-vie 8 jours).

Répondre.

7. Combien de temps faudra-t-il pour que les trois quarts du nickel se transforment en cuivre suite à – -désintégration, si la demi-vie de l'isotope 63 28 Ni a 120 ans ?

Répondre. 240 ans.

8. Trouver la masse de l'isotope 81 Sr (demi-vie 8,5 heures) restant après 25,5 heures de stockage si la masse initiale était de 200 mg.

Répondre. 25 mg.

9. Calculer le pourcentage d'atomes isotopiques 128 I (demi-vie 25 minutes), restant non désintégré après un stockage de 2,5 heures.

Répondre. 1,5625%.

10. Demi-vie – -isotope radioactif 24 Na est égal à 14,8 heures. Écrivez l'équation de la réaction de désintégration et calculez combien de grammes de produit fille sont formés à partir de 24 g de cet isotope en 29,6 heures.

Répondre.

11. Isotope 210 Ro, rayonnant-des particules, utilisées en mélange avec du béryllium dans les sources de neutrons. Au bout de combien de temps l'intensité de ces sources diminuera-t-elle de 32 fois ? La demi-vie de l'isotope est de 138 jours.

Répondre. 690 jours

Exercices sur les réactions nucléaires

1. Combien- Et – -les particules ont dû perdre leur noyau 226 Ra pour obtenir un élément fille de numéro de masse 206, appartenant au groupe IV tableau périodiqueéléments? Nommez cet élément.

Répondre. 5, 4 – , 206 82 Pb.

2. Noyau d'un atome isotopique 238 92 U s'est transformé en noyau à la suite d'une désintégration radioactive 226 88 Ra. Combien- Et – -des particules ont été émises par le noyau d'origine ?