À partir du matériel de cours, vous apprendrez que les atomes de certains éléments chimiques diffèrent des atomes d'autres éléments chimiques en termes de masse. L'enseignant vous expliquera comment les chimistes mesuraient la masse d'atomes si petits qu'on ne peut pas les voir même au microscope électronique.
Sujet : Premières idées chimiques
Leçon : Masse atomique relative des éléments chimiques
Au début du 19ème siècle. (150 ans après les travaux de Robert Boyle), le scientifique anglais John Dalton a proposé une méthode pour déterminer la masse des atomes d'éléments chimiques. Considérons l'essence de cette méthode.
Dalton a proposé un modèle selon lequel une molécule d'une substance complexe ne contient qu'un seul atome d'éléments chimiques différents. Par exemple, il croyait qu’une molécule d’eau était constituée d’un atome d’hydrogène et d’un atome d’oxygène. Selon Dalton, les substances simples ne contiennent également qu’un seul atome d’un élément chimique. Ceux. une molécule d'oxygène doit être constituée d'un atome d'oxygène.
Et puis, connaissant les fractions massiques des éléments dans une substance, il est facile de déterminer combien de fois la masse d'un atome d'un élément diffère de la masse d'un atome d'un autre élément. Ainsi, Dalton croyait que la fraction massique d'un élément dans une substance est déterminée par la masse de son atome.
On sait que la fraction massique de magnésium dans l'oxyde de magnésium est de 60 % et la fraction massique d'oxygène est de 40 %. En suivant le raisonnement de Dalton, on peut dire que la masse d'un atome de magnésium est 1,5 fois supérieure à la masse d'un atome d'oxygène (60/40 = 1,5) :
Le scientifique a remarqué que la masse de l'atome d'hydrogène est la plus petite, car Il n’existe pas de substance complexe dans laquelle la fraction massique de l’hydrogène serait supérieure à la fraction massique d’un autre élément. Par conséquent, il a proposé de comparer les masses des atomes d'éléments avec la masse d'un atome d'hydrogène. Et il a ainsi calculé les premières valeurs des masses atomiques relatives (par rapport à l'atome d'hydrogène) des éléments chimiques.
La masse atomique de l’hydrogène était considérée comme unité. Et la valeur de la masse relative de soufre s'est avérée être de 17. Mais toutes les valeurs obtenues étaient soit approximatives, soit incorrectes, car la technique expérimentale de l’époque était loin d’être parfaite et l’hypothèse de Dalton concernant la composition de la substance était incorrecte.
En 1807 - 1817 Le chimiste suédois Jons Jakob Berzelius a mené des recherches approfondies pour clarifier les masses atomiques relatives des éléments. Il réussit à obtenir des résultats proches des résultats modernes.
Bien plus tard que les travaux de Berzelius, les masses des atomes d'éléments chimiques ont commencé à être comparées à 1/12 de la masse d'un atome de carbone (Fig. 2).
Riz. 1. Modèle de calcul de la masse atomique relative d'un élément chimique
La masse atomique relative d'un élément chimique montre combien de fois la masse d'un atome d'un élément chimique est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone.
La masse atomique relative est notée A r ; elle n'a pas d'unité de mesure, car elle montre le rapport des masses des atomes.
Par exemple : A r (S) = 32, soit un atome de soufre est 32 fois plus lourd que 1/12 de la masse d'un atome de carbone.
La masse absolue de 1/12 d'atome de carbone est une unité de référence dont la valeur est calculée avec une grande précision et est de 1,66 * 10 -24 g ou 1,66 * 10 -27 kg. Cette masse de référence est appelée unité de masse atomique (a.e.m.).
Il n'est pas nécessaire de mémoriser les valeurs des masses atomiques relatives des éléments chimiques ; elles sont données dans n'importe quel manuel ou ouvrage de référence sur la chimie, ainsi que dans le tableau périodique de D.I. Mendeleïev.
Lors du calcul, les valeurs des masses atomiques relatives sont généralement arrondies aux nombres entiers.
L'exception est la masse atomique relative du chlore - pour le chlore, une valeur de 35,5 est utilisée.
1. Recueil de problèmes et d'exercices de chimie : 8e année : au manuel de P.A. Orzhekovsky et autres « Chimie, 8e année » / P.A. Orjekovsky, N.A. Titov, F.F. Hegel. – M. : AST : Astrel, 2006.
2. Ouchakova O.V. Cahier d'exercices de chimie : 8e année : au manuel de P.A. Orjekovsky et autres « Chimie. 8e année » / O.V. Ouchakova, P.I. Bespalov, P.A. Orjekovsky ; sous. éd. prof. PENNSYLVANIE. Orjekovsky - M. : AST : Astrel : Profizdat, 2006. (p. 24-25)
3. Chimie : 8e année : manuel. pour l'enseignement général institutions / P.A. Orjekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M. : AST : Astrel, 2005.(§10)
4. Chimie : inorg. chimie : manuel. pour la 8ème année. enseignement général institutions / G.E. Rudzitis, Fyu Feldman. – M. : Éducation, OJSC « Manuels de Moscou », 2009. (§§8,9)
5. Encyclopédie pour enfants. Volume 17. Chimie / Chapitre. éd.V.A. Volodine, Véd. scientifique éd. I. Leenson. – M. : Avanta+, 2003.
Ressources Web supplémentaires
1. Collection unifiée de ressources éducatives numériques ().
2. Version électronique de la revue « Chemistry and Life » ().
Devoirs
p.24-25 n°1-7 du Cahier d'exercices de chimie : 8e année : au manuel de P.A. Orjekovsky et autres « Chimie. 8e année » / O.V. Ouchakova, P.I. Bespalov, P.A. Orjekovsky ; sous. éd. prof. PENNSYLVANIE. Orjekovsky - M. : AST : Astrel : Profizdat, 2006.
Chimie appartient aux sciences naturelles. Elle étudie la composition, la structure, les propriétés et les transformations des substances, ainsi que les phénomènes accompagnant ces transformations.
Substance est l'une des principales formes d'existence de la matière. La substance en tant que forme de matière est constituée de particules individuelles de divers degrés de complexité et possède sa propre masse, appelée
masse de repos.
Substances simples et complexes. Allotropie.
Toutes les substances peuvent être divisées en simple Et complexe .
Substances simples constitué d'atomes d'un élément chimique, complexe - à partir d'atomes de plusieurs éléments chimiques.
Élément chimique - c'est un certain type d'atome avec la même charge nucléaire. Ainsi, atome est la plus petite particule d'un élément chimique.
Concept substance simple ne peut pas être identifié avec le concept
élément chimique . Un élément chimique est caractérisé par une certaine charge positive du noyau atomique, une composition isotopique et des propriétés chimiques. Les propriétés d'un élément font référence à ses atomes individuels. Une substance simple se caractérise par une certaine densité, solubilité, points de fusion et d'ébullition, etc. Ces propriétés concernent un ensemble d’atomes et sont différentes selon les substances simples.
Substance simple - c'est la forme d'existence d'un élément chimique à l'état libre. De nombreux éléments chimiques forment plusieurs substances simples qui diffèrent par leur structure et leurs propriétés. Ce phénomène est appelé allotropie , et les substances formatrices sont modifications allotropiques . Ainsi, l'élément oxygène forme deux modifications allotropiques - l'oxygène et l'ozone, l'élément carbone - diamant, graphite, carbyne, fullerène.
Le phénomène d'allotropie est provoqué par deux raisons : un nombre différent d'atomes dans la molécule (par exemple, l'oxygène À PROPOS 2 et azon À PROPOS 3 ) ou la formation de diverses formes cristallines (par exemple, le carbone forme les modifications allotropiques suivantes : diamant, graphite, carabine, fullerène), la carabine a été découverte en 1968 (A. Sladkov, Russie), et le fullerène a été découvert théoriquement en 1973 (D . Bochvar, Russie) , et en 1985 - expérimentalement (G. Kroto et R. Smalley, USA).
Substances complexes Ils ne sont pas constitués de substances simples, mais d'éléments chimiques. Ainsi, l'hydrogène et l'oxygène, qui font partie de l'eau, sont contenus dans l'eau non pas sous forme d'hydrogène et d'oxygène gazeux avec leurs propriétés caractéristiques, mais sous forme éléments - l'hydrogène et l'oxygène.
La plus petite particule de substances ayant une structure moléculaire est une molécule qui conserve les propriétés chimiques d'une substance donnée. Selon les concepts modernes, les molécules sont principalement constituées de substances à l'état liquide et gazeux. La plupart des solides (principalement inorganiques) ne sont pas constitués de molécules, mais d'autres particules (ions, atomes). Les sels, oxydes métalliques, diamants, métaux, etc. n'ont pas de structure moléculaire.
Masse atomique relative
Les méthodes de recherche modernes permettent de déterminer avec une plus grande précision des masses atomiques extrêmement petites. Par exemple, la masse d’un atome d’hydrogène est 1,674 10 -27 kg, carbone – 1,993 10 -26 kg.
En chimie, on n'utilise traditionnellement pas les valeurs absolues des masses atomiques, mais les valeurs relatives. En 1961, l'unité de masse atomique est adoptée. unité de masse atomique (a.u.m. abrégé), qui est 1/12 partie de la masse d'un atome d'isotope de carbone 12 AVEC.
La plupart des éléments chimiques possèdent des atomes de masses différentes (isotopes). C'est pourquoi masse atomique relative (ou juste la masse atomique) UN r d'un élément chimique est une valeur égale au rapport de la masse moyenne d'un atome de l'élément à 1/12 masse de l'atome de carbone 12 AVEC.
Les masses atomiques des éléments sont désignées par UN r, où indice r– la lettre initiale d’un mot anglais relatif - relatif. Des postes UN r (H), A r (O) UN r (C) moyenne : masse atomique relative de l’hydrogène, masse atomique relative de l’oxygène, masse atomique relative du carbone.
La masse atomique relative est l’une des principales caractéristiques d’un élément chimique.
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 16O 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. 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12C a été choisi comme unité standard de masse atomique.
1 amu = 1/12 m(12С) = 1,66057×10-27 kg = 1,66057×10-24 g.
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 35Сl (75,5 %) et 37Сl (24,5 %). La masse atomique relative du chlore est :
Ar(Cl) = (0,755×m(35Сl) + 0,245×m(37Сl)) / (1/12×m(12С) = 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
Masses atomiques et moléculaires relatives
Cette calculatrice est conçue pour calculer la masse atomique des éléments.
Masse atomique(aussi appelé masse atomique relative) Est la valeur de la masse d'un atome d'une substance. La masse atomique relative est exprimée en unités de masse atomique. Masse atomique relative distinctif(Vrai) poids atome. Dans le même temps, la masse réelle d’un atome est trop petite et donc impropre à une utilisation pratique.
La masse atomique d'une substance affecte la quantité protons Et neutrons dans le noyau d'un atome.
La masse électronique est ignorée car elle est très petite.
Pour déterminer la masse atomique d'une substance, vous devez saisir les informations suivantes :
- Nombre de protons- combien de protons y a-t-il dans le noyau de la substance ;
- Nombre de neutrons— combien de neutrons y a-t-il dans le noyau d'une substance.
Sur la base de ces données, le calculateur calculera la masse atomique de la substance, exprimée en unités de masse atomique.
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Tableau des éléments chimiques et leur masse atomique
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Masse atomique relative d'un élémentStatut de la tâche :Déterminer la masse d'une molécule d'oxygène. Tâche n° 4.1.2 de la « Collection de problèmes lors de la préparation des prochains examens de physique à l'USPTU » information:Solution:Considérons une molécule d'oxygène moléculaire \(\nu\) (nombre arbitraire). Rappelons que la formule de l'oxygène est O2. Pour trouver la masse (\m) d'une quantité donnée d'oxygène, la masse moléculaire de l'oxygène\(M\) est multipliée par le nombre de moles\(\nu\). À l’aide du tableau périodique, il est facile d’établir que la masse molaire de l’oxygène est \(M\) 32 g/mol ou 0,032 kg/mol. Dans une mole, le nombre de molécules d'avogadro \(N_A\) et v\(\nu\) mol - v\(\nu\) est parfois plus grand, c'est-à-dire Pour trouver la masse d'une molécule \(m_0\), la masse totale \(m\) doit être divisée par le nombre de molécules \(N\). \[(m_0)=\frac(m)(N)\] \ [(m_0) = \frac ((\nu \cdot M)) ((\nu \cdot (N_A)))\] \ ((M_0) = \frac (M) (((N_A))) \] Le nombre d'Avogadro (N_A1) est une valeur tabulaire égale à 6,022 1023 mol-1. Nous effectuons des calculs : \[(M_0) = \frac ((0,032)) ((6,022\cdot ((10) * (23)))) = 5,3\cdot (10^(-26))\; = 5,3 kg\cdot(10^(-23))\; r\] Réponse : 5,3 · 10-23 g.Si vous ne comprenez pas la solution et si vous avez des questions ou trouvé un bug, vous pouvez laisser un commentaire ci-dessous. Les atomes sont très petits et très petits. Si nous exprimons la masse d'un atome d'un élément chimique en grammes, ce sera alors un nombre dont la virgule décimale est supérieure à vingt zéros. Il est donc inapproprié de mesurer la masse des atomes en grammes. Cependant, si nous prenons une très petite masse par unité, toutes les autres petites masses peuvent être exprimées sous forme de rapport entre cette unité. L'unité de mesure de la masse atomique est 1/12 de la masse d'un atome de carbone. C'est ce qu'on appelle 1/12 de la masse d'un atome de carbone masse atomique(Ae. Formule de masse atomiqueMasse atomique relative la valeur est égale au rapport de la masse réelle d'un atome d'un élément chimique particulier à 1/12 de la masse réelle d'un atome de carbone. C'est une valeur infinie puisque les deux masses sont séparées. Ar = mathématiques. / (1/12) tasse. Néanmoins, masse atomique absolueégal à une valeur relative et a une unité de mesure amu. Cela signifie que la masse atomique relative indique combien de fois la masse d’un atome donné est supérieure à 1/12 d’un atome de carbone. Si un atome d’Ar = 12, alors sa masse est 12 fois supérieure à 1/12 de la masse d’un atome de carbone ou, en d’autres termes, 12 unités de masse atomique. Cela ne peut concerner que le carbone (C). Sur l'atome d'hydrogène (H) Ar = 1. Cela signifie que sa masse est égale à la masse de 1/12 parties de la masse de l'atome de carbone. Pour l’oxygène (O), la masse atomique relative est de 16 uma. Cela signifie qu'un atome d'oxygène est 16 fois plus gros qu'un atome de carbone et possède 16 unités de masse atomique. L'élément le plus léger est l'hydrogène. Sa masse est d'environ 1 amu. Sur les atomes les plus lourds, la masse approche les 300 uma. Typiquement, pour chaque élément chimique, sa valeur est la masse absolue des atomes, exprimée en a. Par exemple. La signification des unités de masse atomique est inscrite dans le tableau périodique. Concept utilisé pour les molécules poids moléculaire relatif (g). Le poids moléculaire relatif indique combien de fois la masse d'une molécule est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone. Cependant, puisque la masse d’une molécule est égale à la somme des masses de ses atomes atomiques, la masse moléculaire relative peut être trouvée simplement en additionnant les masses relatives de ces atomes. Par exemple, une molécule d’eau (H2O) contient deux atomes d’hydrogène avec Ar = 1 et un atome d’oxygène avec Ar = 16. Donc gentleman (H2O) = 18. De nombreuses substances ont une structure non moléculaire, comme les métaux. Dans ce cas, leur masse moléculaire relative est égale à leur masse atomique relative. La chimie est appelée une quantité importante fraction massique d'un élément chimique dans une molécule ou une substance. Il montre le poids moléculaire relatif de cet élément. Par exemple, dans l'eau, l'hydrogène contient 2 parties (comme les deux atomes) et l'oxygène 16. Cela signifie que lorsque l'hydrogène est mélangé avec 1 kg et 8 kg d'oxygène, ils réagissent sans laisser de résidus. La fraction massique de l'hydrogène est de 2/18 = 1/9 et la teneur en oxygène est de 16/18 = 8/9. Microbalance sinon soutien, équilibre atomique(en anglais microbien ou en anglais nanotubes) est un terme désignant :
descriptionL'une des premières références au microglobe remonte à 1910, lorsque William Ramsay fut informé de l'ampleur de son développement, permettant de déterminer la plage de poids de 0,1 mm3 du corps comme étant de 10 à 9 g (1 ng). Le terme microbien est désormais plus couramment utilisé pour désigner des appareils capables de mesurer et de détecter des changements de masse de l’ordre du microgramme (10 à 6 grammes). Les microbiologistes sont devenus une pratique courante dans les laboratoires de recherche et industriels modernes et sont disponibles en différentes versions avec des sensibilités et des coûts associés variables. Parallèlement, des techniques de mesure se développent dans le domaine du nanogramme. chimie. comment trouver la masse atomique relative ?Lorsque nous parlons de mesurer la masse au niveau du nanogramme, ce qui est important pour mesurer la masse des atomes, des molécules ou des amas, nous considérons d'abord la spectrométrie de masse. Dans ce cas, il convient de garder à l'esprit que mesurer la masse par cette méthode implique la nécessité de convertir les objets pesés en ions, ce qui est parfois très indésirable. Cela n'est pas nécessaire lors de l'utilisation d'un autre instrument pratiquement important et largement utilisé pour la mesure précise de la masse des microbes de quartz, dont le mécanisme d'action est décrit dans l'article correspondant. liens
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(1766-1844), au cours de ses cours, montra aux étudiants des modèles d'atomes sculptés dans le bois, montrant comment ils pouvaient se combiner pour former diverses substances. Lorsqu’on a demandé à l’un des étudiants ce que sont les atomes, il a répondu : « Les atomes sont des blocs de bois colorés inventés par M. Dalton. »
Bien sûr, Dalton n'est pas devenu célèbre pour ses abdos ni même pour être devenu professeur d'école à l'âge de douze ans. L’émergence de la théorie atomique moderne est associée au nom de Dalton. Pour la première fois dans l'histoire des sciences, il réfléchit à la possibilité de mesurer les masses des atomes et propose des méthodes spécifiques pour cela. Il est clair qu’il est impossible de peser directement les atomes. Dalton n'a parlé que du « rapport des poids des plus petites particules de corps gazeux et autres », c'est-à-dire de leurs masses relatives. Et à ce jour, bien que la masse d'un atome soit connue avec précision, elle n'est jamais exprimée en grammes, car cela est extrêmement gênant. Par exemple, la masse d'un atome d'uranium - l'élément le plus lourd existant sur Terre - n'est que de 3,952 · 10 -22 g. Par conséquent, la masse des atomes est exprimée en unités relatives, indiquant combien de fois la masse des atomes d'un élément donné. est supérieure à la masse des atomes d'un autre élément accepté comme étalon. En fait, il s’agit du « rapport de poids » de Dalton, c’est-à-dire masse atomique relative.
Dalton a pris la masse de l'atome d'hydrogène comme unité de masse et, pour trouver la masse des autres atomes, il a utilisé les compositions en pourcentage de divers composés d'hydrogène avec d'autres éléments trouvés par différents chercheurs. Ainsi, selon Lavoisier, l'eau contient 15 % d'hydrogène et 85 % d'oxygène. À partir de là, Dalton a découvert que la masse atomique relative de l’oxygène était de 5,67 (en supposant que dans l’eau, il y a un atome d’oxygène pour chaque atome d’hydrogène). Sur la base des données du chimiste anglais William Austin (1754-1793) sur la composition de l'ammoniac (80 % d'azote et 20 % d'hydrogène), Dalton a déterminé que la masse atomique relative de l'azote était de 4 (en supposant également un nombre égal d'hydrogène et d'azote). atomes dans ce composé). Et à partir des données de l'analyse de certains hydrocarbures, Dalton a attribué une valeur de 4,4 au carbone. En 1803, Dalton a dressé le premier tableau au monde des masses atomiques relatives de certains éléments. Par la suite, ce tableau a subi de très fortes modifications ; les principaux se sont produits du vivant de Dalton, comme le montre le tableau suivant, qui montre les données des manuels publiés au cours de différentes années, ainsi que dans la publication officielle de l'IUPAC - l'Union internationale de chimie pure et appliquée.
Tout d’abord, les masses atomiques inhabituelles de Dalton attirent l’attention : elles sont plusieurs fois différentes des masses atomiques modernes ! Cela est dû à deux raisons. La première est l’inexactitude de l’expérience de la fin du XVIIIe – début du XIXe siècle. Lorsque Gay-Lussac et Humboldt ont affiné la composition de l'eau (12,6 % H et 87,4 % O), Dalton a modifié la valeur de la masse atomique de l'oxygène, la prenant égale à 7 (selon les données modernes, l'eau contient 11,1 % d'hydrogène). À mesure que les méthodes de mesure se sont améliorées, les masses atomiques de nombreux autres éléments ont été affinées. Dans le même temps, l’hydrogène a d’abord été choisi comme unité de mesure des masses atomiques, puis l’oxygène et maintenant le carbone.
La deuxième raison est plus grave. Dalton ne connaissait pas le rapport entre les atomes des différents éléments dans les différents composés, il a donc accepté l'hypothèse la plus simple d'un rapport de 1:1. De nombreux chimistes le pensaient jusqu'à ce que les formules correctes pour la composition de l'eau (H 2 O) et de l'ammoniac (NH 3) et de nombreux autres composés soient établies de manière fiable et acceptées par les chimistes. Pour établir les formules des substances gazeuses, la loi d'Avogadro a été utilisée, qui permet de déterminer la masse moléculaire relative des substances. Pour les substances liquides et solides, d'autres méthodes ont été utilisées ( cm. DÉFINITION DU POIDS MOLÉCULAIRE). Il était particulièrement facile d'établir des formules pour des composés d'éléments de valence variable, par exemple le chlorure ferrique. La masse atomique relative du chlore était déjà connue grâce à l’analyse d’un certain nombre de ses composés gazeux. Maintenant, si nous supposons que dans le chlorure de fer, le nombre d’atomes de métal et de chlore est le même, alors pour un chlorure, la masse atomique relative du fer était égale à 27,92 et pour l’autre – 18,62. Il s'ensuit que les formules des chlorures FeCl 2 et FeCl 3, et UN r(Fe) = 55,85 (moyenne de deux analyses). La deuxième possibilité est les formules FeCl 4 et FeCl 6, et UN r (Fe) = 111,7 – a été exclu car peu probable. Les masses atomiques relatives des solides ont permis de trouver la règle empirique formulée en 1819 par les scientifiques français P.I. Dulong et A.T. Petit : le produit de la masse atomique et de la capacité thermique est une valeur constante. La règle de Dulong-Petit fonctionnait particulièrement bien pour les métaux, ce qui permettait par exemple à Berzelius de clarifier et de corriger les masses atomiques de certains d'entre eux.
Lorsque vous examinez les masses atomiques relatives des éléments chimiques données dans le tableau périodique, vous remarquerez que pour différents éléments, elles sont données avec une précision différente. Par exemple, pour le lithium - avec 4 chiffres significatifs, pour le soufre et le carbone - avec 5, pour l'hydrogène - avec 6, pour l'hélium et l'azote - avec 7, pour le fluor - avec 8. Pourquoi une telle injustice ?
Il s'avère que la précision avec laquelle la masse atomique relative d'un élément donné est déterminée ne dépend pas tant de la précision des mesures, mais de facteurs « naturels » qui ne dépendent pas de l'homme. Ils sont associés à la variabilité de la composition isotopique d'un élément donné : dans différents échantillons, le rapport des isotopes n'est pas tout à fait le même. Par exemple, lorsque l'eau s'évapore, les molécules contenant des isotopes légers ( cm. ÉLÉMENTS CHIMIQUES) l'hydrogène passe dans la phase gazeuse un peu plus rapidement que les molécules d'eau lourdes contenant des isotopes 2 H. En conséquence, il y a légèrement moins d'isotope 2 H dans la vapeur d'eau que dans l'eau liquide. De nombreux organismes partagent également des isotopes d'éléments légers (pour eux la différence de masse est plus importante que pour les éléments lourds). Ainsi, lors de la photosynthèse, les plantes privilégient l'isotope léger 12 C. Par conséquent, dans les organismes vivants, ainsi que dans le pétrole et le charbon qui en dérivent, la teneur en isotope lourd 13 C est réduite, et dans le dioxyde de carbone et les carbonates formés à partir de là, au contraire, il augmente. Les micro-organismes qui réduisent les sulfates accumulent également l'isotope léger 32 S, il y en a donc davantage dans les sulfates sédimentaires. Dans les « résidus » non digérés par les bactéries, la proportion de l’isotope lourd 34 S est plus importante. (D'ailleurs, en analysant le rapport des isotopes du soufre, les géologues peuvent distinguer une source sédimentaire de soufre d'une source magmatique. Et par le rapport des isotopes 12 C et 13 C, on peut même distinguer le sucre de canne du sucre de betterave !)
Ainsi, pour de nombreux éléments, cela n’a tout simplement pas de sens de donner des masses atomiques très précises car elles varient légèrement d’un échantillon à l’autre. Sur la base de la précision avec laquelle les masses atomiques sont données, on peut immédiatement savoir si une « séparation isotopique » d’un élément donné se produit dans la nature et quelle en est l’intensité. Mais, par exemple, pour le fluor, la masse atomique est donnée avec une très grande précision ; Cela signifie que la masse atomique du fluor dans toute source terrestre est constante. Et ce n'est pas surprenant : le fluor appartient aux éléments dits uniques, qui dans la nature sont représentés par un seul nucléide.
Dans le tableau périodique, les masses de certains éléments sont entre parenthèses. Cela s'applique principalement aux actinides après l'uranium (les éléments dits transuraniens), aux éléments encore plus lourds de la 7e période, ainsi qu'à plusieurs éléments plus légers ; parmi eux figurent le technétium, le prométhium, le polonium, l'astatine, le radon et le francium. Si vous comparez les tableaux d’éléments imprimés au cours de différentes années, vous constaterez que ces chiffres changent de temps en temps, parfois en quelques années seulement. Quelques exemples sont donnés dans le tableau.
La raison des changements dans les tableaux est que les éléments indiqués sont radioactifs et ne possèdent pas un seul isotope stable. Dans de tels cas, il est d'usage de donner soit la masse atomique relative du nucléide à vie la plus longue (par exemple, pour le radium), soit des nombres de masse ; ces derniers sont donnés entre parenthèses. Lorsqu'un nouvel élément radioactif est découvert, ils obtiennent d'abord un seul de ses nombreux isotopes : un nucléide spécifique contenant un certain nombre de neutrons. Sur la base de concepts théoriques ainsi que de possibilités expérimentales, ils tentent d'obtenir un nucléide d'un nouvel élément avec une durée de vie suffisante (un tel nucléide est plus facile à travailler), mais cela n'a pas toujours été possible « du premier coup ». En règle générale, avec des recherches plus approfondies, il est devenu clair que de nouveaux nucléides ayant une durée de vie plus longue existent et peuvent être synthétisés, et le nombre inscrit dans le tableau périodique des éléments de D.I. Mendeleev a dû être remplacé. Comparons les masses massiques de certains transuraniens, ainsi que du prométhium, tirées de livres publiés au cours de différentes années. Les données actuelles sur les demi-vies sont indiquées entre parenthèses dans le tableau. Dans les anciennes publications, au lieu des symboles actuellement acceptés des éléments 104 et 105 (Rf - rutherfordium et Db - dubnium), Ku - curchatium et Ns - nielsborium sont apparus.
| Tableau 2. | ||||
| Élément Z | L'année de publication | |||
| 1951 | 1958 | 1983 | 2000 | |
| PM 61 | 147 (2,62 ans) | 145 (18 ans) | 145 | 145 |
| Pu 94 | 239 (24100 ans) | 242 (3,76 . 10 5 ans) | 244 (8,2 . 10 7 ans) | 244 |
| Suis 95 | 241 (432 ans) | 243 (7370 ans) | 243 | 243 |
| cm 96 | 242 (163 jours) | 245 (8500 ans) | 247 (1,58 . 10 7 ans) | 247 |
| Livre 97 | 243 (4,5 heures) | 249 (330 jours) | 247 (1400 ans) | 247 |
| Cf. 98 | 245 (44 minutes) | 251 (900 ans) | 251 | 251 |
| Es 99 | – | 254 (276 jours) | 254 | 252 (472 jours) |
| FM 100 | – | 253 (3 jours) | 257 (100,5 jours) | 257 |
| MD101 | – | 256 (76 minutes) | 258 (52 jours) | 258 |
| N ° 102 | – | – | 255 (3,1 minutes) | 259 (58 minutes) |
| Lr 103 | – | – | 256 (26 secondes) | 262 (3,6 heures) |
| RF 104 | – | – | 261 (78 secondes) | 261 |
| DB105 | – | – | 261 (1,8 s) | 262 (34 secondes) |
Comme le montre le tableau, tous les éléments qui y sont répertoriés sont radioactifs, leurs demi-vies sont bien inférieures à l'âge de la Terre (plusieurs milliards d'années), ces éléments n'existent donc pas dans la nature et sont obtenus artificiellement. Grâce à l'amélioration des techniques expérimentales (synthèse de nouveaux isotopes et mesure de leur durée de vie), il a parfois été possible de trouver des nucléides qui vivaient des milliers, voire des millions de fois plus longtemps que ce que l'on connaissait auparavant. Par exemple, lorsqu'en 1944 les premières expériences de synthèse de l'élément n°96 (appelé plus tard curium) furent réalisées au cyclotron de Berkeley, la seule possibilité d'obtenir cet élément était alors d'irradier les noyaux de plutonium-239 avec des particules a : 239 Pu + 4 He® 242 Cm + 1 n. Le nucléide résultant du nouvel élément avait une demi-vie d’environ six mois ; il s'est avéré être une source d'énergie compacte très pratique et a ensuite été utilisé à cette fin, par exemple sur les stations spatiales américaines Surveyor. Actuellement, on a obtenu le curium-247, dont la demi-vie est de 16 millions d'années, soit 36 millions de fois plus longue que la durée de vie du premier nucléide connu de cet élément. Ainsi, les modifications apportées de temps à autre au tableau des éléments ne peuvent pas seulement être associées à la découverte de nouveaux éléments chimiques !
En conclusion, comment avez-vous découvert dans quelle proportion les différents isotopes sont présents dans un élément ? Par exemple, sur le fait que le 35 Cl représente 75,77 % du chlore naturel (le reste est l'isotope 37 Cl) ? Dans ce cas, lorsqu'il n'y a que deux isotopes dans un élément naturel, une telle analogie aidera à résoudre le problème.
En 1982, en raison de l'inflation, le coût du cuivre, à partir duquel les pièces de un cent américaines étaient frappées, dépassait la valeur nominale de la pièce. Par conséquent, à partir de cette année, les pièces sont fabriquées à partir de zinc moins cher et recouvertes uniquement d’une fine couche de cuivre. Dans le même temps, la teneur en cuivre coûteux de la pièce a diminué de 95 à 2,5 % et son poids de 3,1 à 2,5 g. Quelques années plus tard, lorsqu'un mélange de deux types de pièces était en circulation, les professeurs de chimie se sont rendu compte. que ces pièces (elles sont presque impossibles à distinguer à l'œil) - un excellent outil pour leur "analyse isotopique", soit en masse, soit en nombre de pièces de chaque type (analogue à la masse ou à la fraction molaire des isotopes dans un mélange). Raisons ainsi : ayons 210 pièces, parmi lesquelles il y a à la fois des légères et des lourdes (ce rapport ne dépend pas du nombre de pièces, s'il y en a beaucoup). Supposons également que la masse totale de toutes les pièces soit égale à 540 g. Si toutes ces pièces étaient de la « variété légère », alors leur masse totale serait égale à 525 g, soit 15 g de moins que la masse réelle. Pourquoi donc? Car toutes les pièces ne sont pas légères : certaines d’entre elles sont lourdes. Remplacer une pièce légère par une pièce lourde entraîne une augmentation de la masse totale de 0,6 g. Il faut donc augmenter la masse de 40 g. Il y a donc 15/0,6 = 25 pièces légères. Ainsi, dans le mélange 25/210. = 0,119 ou 11,9% de pièces légères. (Bien sûr, au fil du temps, le « rapport isotopique » des pièces de différents types changera : il y en aura de plus en plus de légères, et de moins en moins de lourdes. Pour les éléments, le rapport isotopique dans la nature est constant.)
Il en va de même dans le cas des isotopes du chlore ou du cuivre : la masse atomique moyenne du cuivre est connue - 63,546 (elle a été déterminée par des chimistes en analysant divers composés du cuivre), ainsi que les masses du léger 64 Cu et du lourd 65 Cu. isotopes du cuivre (ces masses ont été déterminées par les physiciens en utilisant leurs propres méthodes physiques). Si un élément contient plus de deux isotopes stables, leur rapport est déterminé par d'autres méthodes.
Il s’avère que nos monnaies de Moscou et de Saint-Pétersbourg frappaient également différentes « variétés isotopiques » de pièces de monnaie. La raison est la même : la hausse du prix du métal. Ainsi, les pièces de 10 et 20 roubles en 1992 ont été frappées à partir d'un alliage cuivre-nickel non magnétique, et en 1993 - à partir d'acier moins cher, et ces pièces sont attirées par un aimant ; en apparence, elles sont pratiquement les mêmes (d'ailleurs, certaines des pièces de monnaie de ces années ont été frappées dans le « mauvais » alliage ; ces pièces sont très rares, et certaines sont plus chères que l'or !). En 1993, des pièces de 50 roubles ont également été frappées à partir d'un alliage de cuivre, et la même année (hyperinflation !) - à partir d'acier recouvert de laiton. Il est vrai que les masses de nos « variétés isotopiques » de pièces ne diffèrent pas autant que celles des pièces américaines. Cependant, peser avec précision un tas de pièces permet de calculer le nombre de pièces de chaque type qu'elles contiennent - en poids ou en nombre de pièces, si le nombre total est calculé.
Ilya Leenson
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
| Exercice | Dans laquelle des substances suivantes la fraction massique de l'élément oxygène est la plus grande : a) en oxyde de zinc (ZnO) ; b) en oxyde de magnésium (MgO) ? |
| Solution |
Trouvons le poids moléculaire de l'oxyde de zinc : M. (ZnO) = Ar(Zn) + Ar(O); M. (ZnO) = 65+ 16 = 81. On sait que M = Mr, ce qui signifie M(ZnO) = 81 g/mol. Alors la fraction massique d'oxygène dans l'oxyde de zinc sera égale à : ω (O) = Ar (O) / M (ZnO) × 100 % ; ω(O) = 16/81 × 100 % = 19,75 %. Trouvons le poids moléculaire de l'oxyde de magnésium : M. (MgO) = Ar(Mg) + Ar(O); M. (MgO) = 24+ 16 = 40. On sait que M = Mr, ce qui signifie M(MgO) = 60 g/mol. Alors la fraction massique d'oxygène dans l'oxyde de magnésium sera égale à : ω (O) = Ar (O) / M (MgO) × 100 % ; ω(O) = 16/40 × 100 % = 40 %. Ainsi, la fraction massique d'oxygène est plus grande dans l'oxyde de magnésium, puisque 40 > 19,75. |
| Répondre | La fraction massique d'oxygène est plus élevée dans l'oxyde de magnésium. |
EXEMPLE 2
| Exercice | Dans lequel des composés suivants la fraction massique de métal est-elle la plus élevée : a) en oxyde d'aluminium (Al 2 O 3) ; b) dans l'oxyde de fer (Fe 2 O 3) ? |
| Solution | La fraction massique de l'élément X dans une molécule de composition NX est calculée à l'aide de la formule suivante : ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100 %. Calculons la fraction massique de chaque élément d'oxygène dans chacun des composés proposés (nous arrondirons les valeurs des masses atomiques relatives tirées du tableau périodique de D.I. Mendeleev aux nombres entiers). Trouvons le poids moléculaire de l'oxyde d'aluminium : Mr (Al 2 O 3) = 2 × Ar (Al) + 3 × Ar (O); M. (Al 2 O 3) = 2×27 + 3×16 = 54 + 48 = 102. On sait que M = Mr, ce qui signifie M(Al 2 O 3) = 102 g/mol. Alors la fraction massique d'aluminium dans l'oxyde sera égale à : ω (Al) = 2 × Ar(Al) / M (Al 2 O 3) × 100 % ; ω(Al) = 2×27 / 102 × 100 % = 54 / 102 × 100 % = 52,94 %. Trouvons le poids moléculaire de l'oxyde de fer (III) : Mr (Fe 2 O 3) = 2 × Ar (Fe) + 3 × Ar (O); M. (Fe 2 O 3) = 2×56+ 3×16 = 112 + 48 = 160. On sait que M = Mr, ce qui signifie M(Fe 2 O 3) = 160 g/mol. Alors la fraction massique de fer dans l'oxyde sera égale à : ω (O) = 3 × Ar (O) / M (Fe 2 O 3) × 100 % ; ω(O) = 3×16 / 160×100 % = 48 / 160×100 % = 30 %. Ainsi, la fraction massique du métal est plus grande dans l'oxyde d'aluminium, puisque 52,94 > 30. |
| Répondre | La fraction massique de métal est plus élevée dans l’oxyde d’aluminium. |