Masse atomique - Atomic mass

Stylisées lithium -7 atome: 3 protons, neutrons, 4 et 3 électrons (électrons totaux sont ~ 1 / 4,3 mille e de la masse du noyau). Il a une masse de 7,016 Da. Le rare lithium-6 (masse de 6,015 Da) ne possède que 3 neutrons, réduisant le poids atomique (moyen) du lithium à 6,941.

La masse atomique ( m a ou m ) est la masse d' un atome . Bien que l' unité de masse SI soit le kilogramme (symbole : kg), la masse atomique est souvent exprimée dans l'unité de masse atomique non-SI (amu) ou masse unifiée (u) ou dalton (symbole : Da), où 1 amu ou 1 u 1 ou Da est défini comme 1 / 12 de la masse d'un seul carbone-12 atome, au repos. Les protons et les neutrons du noyau représentent la quasi-totalité de la masse totale des atomes, les électrons et l'énergie de liaison nucléaire apportant des contributions mineures. Ainsi, la valeur numérique de la masse atomique lorsqu'elle est exprimée en daltons a presque la même valeur que le nombre de masse . La conversion entre la masse en kilogrammes et la masse en daltons peut être effectuée en utilisant la constante de masse atomique .

La formule utilisée pour la conversion est :

où est la constante de masse molaire , est la constante d'Avogadro et est la masse molaire déterminée expérimentalement du carbone-12.

La masse isotopique relative (voir la section ci-dessous) peut être obtenue en divisant la masse atomique m a d'un isotope par la constante de masse atomique m u donnant une valeur sans dimension . Ainsi, la masse atomique d'un atome de carbone 12 est12 Da par définition, mais la masse isotopique relative d'un atome de carbone 12 est simplement 12. La somme des masses isotopiques relatives de tous les atomes d'une molécule est la masse moléculaire relative .

La masse atomique d'un isotope et la masse isotopique relative font référence à un certain isotope spécifique d'un élément. Parce que les substances ne sont généralement pas isotopiquement pures, il est pratique d'utiliser la masse atomique élémentaire qui est la masse atomique moyenne ( moyenne ) d'un élément, pondérée par l'abondance des isotopes. Le poids atomique sans dimension ( standard) est la masse isotopique relative moyenne pondérée d'un mélange (typiquement naturel) d'isotopes.

La masse atomique des atomes, des ions ou des noyaux atomiques est légèrement inférieure à la somme des masses de leurs protons, neutrons et électrons constitutifs , en raison de la perte de masse d'énergie de liaison (par E = mc 2 ).

Masse isotopique relative

La masse isotopique relative (une propriété d'un seul atome) ne doit pas être confondue avec la quantité moyenne de poids atomique (voir ci-dessus), c'est-à-dire une moyenne des valeurs de nombreux atomes dans un échantillon donné d'un élément chimique.

Alors que la masse atomique est une masse absolue, la masse isotopique relative est un nombre sans dimension sans unité. Cette perte d'unités résulte de l'utilisation d'un rapport d'échelle par rapport à un étalon carbone-12, et le mot « relatif » dans le terme « masse isotopique relative » fait référence à cette échelle par rapport au carbone-12.

La masse isotopique relative, alors, est la masse d'un isotope donné (plus précisément, n'importe quel nucléide unique ), lorsque cette valeur est mise à l'échelle par la masse de carbone 12 , où cette dernière doit être déterminée expérimentalement. De manière équivalente, la masse isotopique relative d'un isotope ou d'un nucléide est la masse de l'isotope par rapport à 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12.

Par exemple, la masse isotopique relative d'un atome de carbone 12 est exactement de 12. À titre de comparaison, la masse atomique d'un atome de carbone 12 est exactement de 12 daltons . Alternativement, la masse atomique d'un atome de carbone 12 peut être exprimée dans toute autre unité de masse : par exemple, la masse atomique d'un atome de carbone 12 est1,992 646 879 92 (60) × 10 −26  kg .

Comme c'est le cas pour la masse atomique associée lorsqu'elle est exprimée en daltons , les nombres de masses isotopiques relatives des nucléides autres que le carbone 12 ne sont pas des nombres entiers, mais sont toujours proches des nombres entiers. Ceci est discuté en détail ci-dessous.

Termes similaires pour des quantités différentes

La masse atomique ou la masse isotopique relative sont parfois confondues, ou mal utilisées, comme synonymes de masse atomique relative (également appelée masse atomique) ou de masse atomique standard (une variété particulière de masse atomique, dans le sens où elle est normalisée). Cependant, comme indiqué dans l'introduction, la masse atomique est une masse absolue alors que tous les autres termes sont sans dimension. La masse atomique relative et le poids atomique standard représentent des termes pour les moyennes (pondérées en abondance) des masses atomiques relatives dans des échantillons élémentaires, et non pour des nucléides isolés. En tant que tels, la masse atomique relative et le poids atomique standard diffèrent souvent numériquement de la masse isotopique relative.

La masse atomique (masse isotopique relative) est définie comme la masse d'un seul atome, qui ne peut être qu'un isotope (nucléide) à la fois, et n'est pas une moyenne pondérée en abondance, comme dans le cas de la masse atomique relative / poids. La masse atomique ou la masse isotopique relative de chaque isotope et nucléide d'un élément chimique est donc un nombre qui peut en principe être mesuré avec une grande précision, puisque chaque spécimen d'un tel nucléide est censé être exactement identique à tout autre spécimen, car tous les atomes d'un type donné dans le même état d'énergie, et chaque spécimen d'un nucléide particulier, sont censés être exactement identiques en masse à tous les autres spécimens de ce nucléide. Par exemple, chaque atome d'oxygène-16 devrait avoir exactement la même masse atomique (masse isotopique relative) que chaque autre atome d'oxygène-16.

Dans le cas de nombreux éléments qui ont un isotope naturel ( éléments mononucléidiques ) ou un isotope dominant, la différence entre la masse atomique de l'isotope le plus courant et la masse atomique relative (standard) ou le poids atomique (standard) peut être faible voire nul, et n'affecte pas la plupart des calculs de masse. Cependant, une telle erreur peut exister et même être importante lorsque l'on considère des atomes individuels pour des éléments qui ne sont pas mononucléidiques.

Pour les éléments non mononucléidiques qui ont plus d'un isotope commun, la différence numérique entre la masse atomique relative (poids atomique) et la masse isotopique relative la plus courante, peut être une demi-unité de masse ou plus (par exemple, voir le cas du chlore où l'atome le poids et le poids atomique standard sont d'environ 35,45). La masse atomique (masse isotopique relative) d'un isotope rare peut différer de la masse atomique relative, du poids atomique ou du poids atomique standard, de plusieurs unités de masse.

Les masses isotopiques relatives sont toujours proches des valeurs entières, mais jamais (sauf dans le cas du carbone 12) exactement un nombre entier, pour deux raisons :

  • les protons et les neutrons ont des masses différentes, et différents nucléides ont des rapports différents de protons et de neutrons.
  • les masses atomiques sont réduites, à des degrés divers, par leurs énergies de liaison .

Le rapport de la masse atomique au nombre de masse (nombre de nucléons) varie de0,998 838 1346 (51) pour 56 Fe à1.007 825 031 898 (14) pour 1 H.

Tout défaut de masse dû à l'énergie de liaison nucléaire est expérimentalement une petite fraction (moins de 1%) de la masse d'un nombre égal de nucléons libres. Par rapport à la masse moyenne par nucléon dans le carbone 12, qui est modérément fortement liée par rapport aux autres atomes, le défaut de masse de liaison pour la plupart des atomes est une fraction encore plus petite d'un dalton ( unité de masse atomique unifiée , basée sur le carbone- 12). Étant donné que les protons et les neutrons libres diffèrent les uns des autres en masse d'une petite fraction de dalton (1,388 449 33 (49) × 10 −3  Da ), en arrondissant la masse isotopique relative, ou la masse atomique d'un nucléide donné en daltons au nombre entier le plus proche, donne toujours le nombre de nucléons, ou nombre de masse. De plus, le nombre de neutrons ( nombre de neutrons ) peut ensuite être dérivé en soustrayant le nombre de protons ( numéro atomique ) du nombre de masse (nombre de nucléons).

Défauts de masse dans les masses atomiques

Énergie de liaison par nucléon des isotopes communs. Un graphique du rapport du nombre de masse à la masse atomique serait similaire.

L'écart entre les masses atomiques et le nombre de masse de 1 est le suivant : l'écart commence positif à l' hydrogène -1, puis diminue jusqu'à atteindre un minimum local à l'hélium-4. Les isotopes du lithium, du béryllium et du bore sont moins fortement liés que l'hélium, comme le montrent leurs rapports masse/nombre croissants.

Au carbone, le rapport de la masse (en daltons) au nombre de masse est défini comme 1, et après le carbone, il devient inférieur à un jusqu'à ce qu'un minimum soit atteint au fer-56 (avec seulement des valeurs légèrement plus élevées pour le fer-58 et le nickel-62 ), puis augmente jusqu'à des valeurs positives dans les isotopes lourds, avec l'augmentation du numéro atomique. Cela correspond au fait que la fission nucléaire dans un élément plus lourd que le zirconium produit de l'énergie, et la fission dans tout élément plus léger que le niobium nécessite de l'énergie. En revanche, la fusion nucléaire de deux atomes d'un élément plus léger que le scandium (à l'exception de l'hélium) produit de l'énergie, alors que la fusion d'éléments plus lourds que le calcium nécessite de l'énergie. La fusion de deux atomes de 4 He produisant du béryllium-8 nécessiterait de l'énergie, et le béryllium se désintégrerait rapidement à nouveau. 4 Il peut fusionner avec du tritium ( 3 H) ou avec 3 He ; ces processus se sont produits pendant la nucléosynthèse du Big Bang . La formation d'éléments de plus de sept nucléons nécessite la fusion de trois atomes de 4 He dans le processus triple alpha , en sautant le lithium, le béryllium et le bore pour produire du carbone 12.

Voici quelques valeurs du rapport de la masse atomique au nombre de masse :

Nuclide Rapport de la masse atomique au nombre de masse
1 heure 1.007 825 031 898 (14)
2 heures 1.007 050 888 9220 (75)
3 heures 1,005 349 760 440 (27)
3 Il 1,005 343 107 322 (20)
4 Il 1.000 650 813 533 (40)
6 Li 1.002 520 481 24 (26)
12 C 1
14 N 1.000 219 571 732 (17)
16 heures 0,999 682 163 704 (20)
56 Fe 0,998 838 1346 (51)
210 Po 0,999 918 4461 (59)
232 ème 1.000 164 0242 (66)
238 U 1.000 213 3905 (67)

Mesure des masses atomiques

La comparaison directe et la mesure des masses des atomes sont réalisées par spectrométrie de masse .

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 (pas les poids atomiques standard) de ses atomes constitutifs. Inversement, la masse molaire est généralement calculée à partir des poids atomiques standard (et non des masses atomiques ou nucléides). Ainsi, la masse moléculaire et la masse molaire diffèrent légèrement en valeur numérique et représentent des concepts différents. La masse moléculaire est la masse d'une molécule, qui est la somme de ses masses atomiques constitutives. La masse molaire est une moyenne des masses des molécules constitutives dans un ensemble chimiquement pur mais isotopiquement hétérogène. Dans les deux cas, la multiplicité des atomes (le nombre de fois qu'elle se produit) doit être prise en compte, généralement en multipliant chaque masse unique par sa multiplicité.

Masse molaire du CH 4
Poids atomique standard Nombre Masse molaire totale (g/mol)
ou poids moléculaire (Da ou g/mol)
C 12.011 1 12.011
H 1.008 4 4.032
CH 4 16.043
Masse moléculaire de 12 C 1 H 4
Masse du nucléide Nombre Masse moléculaire totale (Da ou u)
12 C 12h00 1 12h00
1 heure 1.007825 4 4.0313
CH 4 16.0313

Histoire

Les premiers scientifiques à déterminer les masses atomiques relatives étaient John Dalton et Thomas Thomson entre 1803 et 1805 et Jöns Jakob Berzelius entre 1808 et 1826. La masse atomique relative ( poids atomique ) a été définie à l'origine par rapport à celle de l'élément le plus léger, l'hydrogène, qui a été prise comme 1,00, et dans les années 1820, l'hypothèse de Prout affirmait que les masses atomiques de tous les éléments se révéleraient être des multiples exacts de celle de l'hydrogène. Berzelius, cependant, a rapidement prouvé que ce n'était même pas approximativement vrai, et pour certains éléments, comme le chlore, la masse atomique relative, à environ 35,5, tombe presque exactement à mi-chemin entre deux multiples entiers de celle de l'hydrogène. Plus tard encore, il a été démontré que cela était en grande partie dû à un mélange d'isotopes et que les masses atomiques des isotopes purs, ou nucléides , sont des multiples de la masse d'hydrogène, à environ 1% près.

Dans les années 1860, Stanislao Cannizzaro affine les masses atomiques relatives en appliquant la loi d'Avogadro (notamment au congrès de Karlsruhe de 1860). Il a formulé une loi pour déterminer les masses atomiques relatives des éléments : les différentes quantités d'un même élément contenues dans différentes molécules sont toutes des multiples entiers du poids atomique et ont déterminé les masses atomiques et les masses moléculaires relatives en comparant la densité de vapeur d'un ensemble de gaz avec molécules contenant un ou plusieurs de l'élément chimique en question.

Au 20e siècle, jusque dans les années 1960, les chimistes et les physiciens utilisaient deux échelles de masse atomique différentes. Les chimistes utilisaient une échelle d'« unité de masse atomique » (amu) telle que le mélange naturel d' isotopes d' oxygène avait une masse atomique de 16, tandis que les physiciens attribuaient le même nombre 16 uniquement à la masse atomique de l'isotope d'oxygène le plus courant ( 16 O, contenant huit protons et huit neutrons). Cependant, comme l' oxygène 17 et l' oxygène 18 sont également présents dans l'oxygène naturel, cela a conduit à deux tables différentes de masse atomique. L'échelle unifiée à base de carbone 12, 12 C, répondait au besoin des physiciens de baser l'échelle sur un isotope pur, tout en étant numériquement proche de l'échelle des chimistes. Cela a été adopté comme « unité de masse atomique unifiée ». La principale recommandation actuelle du Système international d'unités (SI) pour le nom de cette unité est le dalton et le symbole « Da ». Le nom « unité de masse atomique unifiée » et le symbole « u » sont des noms et des symboles reconnus pour la même unité.

Le terme poids atomique est progressivement supprimé et remplacé par masse atomique relative , dans la plupart des usages actuels. Ce changement de nomenclature remonte aux années 1960 et a été la source de nombreux débats dans la communauté scientifique, qui ont été déclenchés par l'adoption de l' unité de masse atomique unifiée et la prise de conscience que le poids était à certains égards un terme inapproprié. L'argument en faveur du maintien du terme "poids atomique" était principalement qu'il s'agissait d'un terme bien compris par les spécialistes du domaine, que le terme "masse atomique" était déjà utilisé (tel qu'il est actuellement défini) et que le terme "masse atomique relative" masse" peut être facilement confondue avec la masse isotopique relative (la masse d'un seul atome d'un nucléide donné, exprimée sans dimension par rapport à 1/12 de la masse du carbone 12 ; voir la section ci-dessus).

En 1979, à titre de compromis, le terme « masse atomique relative » a été introduit comme synonyme secondaire de poids atomique. Vingt ans plus tard, la primauté de ces synonymes a été inversée, et le terme « masse atomique relative » est désormais le terme préféré.

Cependant, le terme « poids atomiques standard » (se référant aux poids atomiques attendus standardisés d'échantillons différents) n'a pas été modifié, car le simple remplacement de « poids atomique » par « masse atomique relative » aurait abouti au terme « poids atomique relatif standard » Masse."

Voir également

Les références

Liens externes