La masse atomique moyenne n'est pas une mesure directe d'un seul atome. Au lieu de cela, il s'agit de la masse moyenne par atome pour un échantillon typique d'un élément donné. Si vous pouviez mesurer la masse de milliards d'atomes individuels, vous pourriez calculer cette valeur de la même manière que vous trouveriez une moyenne. Heureusement, il existe une méthode plus pratique qui repose sur des informations enregistrées sur la rareté des différents isotopes.

Première partie de deux:
Calcul de la masse atomique moyenne

  1. 1 Comprendre les isotopes et les masses atomiques. La plupart des éléments peuvent naturellement apparaître sous de multiples formes ou isotopes. Le nombre de masse pour chaque isotope est la somme des nombres de protons et de neutrons dans le noyau. Chaque proton et chaque neutron pèsent 1 unité de masse atomique (amu).[1] La seule différence entre deux isotopes du même élément est le nombre de neutrons par atome, qui affecte la masse de l'atome.[2] Cependant, l'élément a toujours le même nombre de protons.
    • La masse atomique moyenne de l'élément prend en compte les variations du nombre de neutrons et indique la masse moyenne par atome dans un échantillon typique de cet élément.
    • Par exemple, l’élément argent (Ag) a deux isotopes naturels: Ag-107 et Ag-109 (ou 107Ag et 109Ag).[3] Les isotopes sont nommés d'après le "nombre de masse", ou la somme des protons et des neutrons dans un atome.[4] Cela signifie que Ag-109 a deux neutrons de plus par atome que Ag-107, ce qui lui donne un peu plus de masse.
  2. 2 Recherchez la masse de chaque isotope. Vous aurez besoin de deux informations pour chaque isotope, que vous pouvez rechercher dans un livre de référence ou une source en ligne telle que webelements.com. Le premier est la masse atomique ou la masse d'un atome de chaque isotope. Les isotopes avec plus de neutrons ont plus de masse.
    • Par exemple, l'isotope d'argent Ag-107 a une masse atomique de 106.90509 amu (unités de masse atomique). L’isotope Ag-109 est légèrement plus lourd avec une masse de 108.90470.
    • Les dernières décimales pourraient être légèrement différentes selon les sources. N'incluez aucun chiffre entre parenthèses après la masse.
  3. 3 Notez l'abondance de chaque isotope. L'abondance vous indique combien l'isotope est commun, en pourcentage de tous les atomes de l'élément. Chaque isotope contribue proportionnellement à son abondance (plus l'isotope est abondant, plus il contribuera à la masse atomique moyenne). Vous pouvez trouver cela dans la même source que vous avez trouvé la masse. L'abondance de tous les isotopes devrait atteindre 100% (bien qu'elle puisse être légèrement diminuée en raison des erreurs d'arrondissement).
    • L'isotope Ag-107 présente une abondance de 51,86%. Ag-109 est légèrement moins commun avec une abondance de 48,14%. Cela signifie qu'un échantillon typique d'argent est 51,86% Ag-107 et 48,14% Ag-109.
    • Ignorer tous les isotopes dont l'abondance n'est pas indiquée. Ces isotopes ne sont pas présents naturellement sur Terre.
  4. 4 Transformez vos pourcentages d'abondance en décimales. Divisez le pourcentage d'abondance par 100 pour obtenir la même valeur qu'un nombre décimal.
    • Dans l'exemple de problème, les chiffres d'abondance sont 51,86 / 100 = 0.5186 et 48.14 / 100 = 0.4814.
  5. 5 Trouver la moyenne pondérée de la masse atomique de ses isotopes stables. La masse atomique moyenne d'un élément avec n les isotopes sont égaux (Masseisotope 1 * abondanceisotope 1) + (masseisotope 2 * abondanceisotope 2) +… + (Masseisotope n * abondanceisotope n.[5] Ceci est un exemple de "moyenne pondérée", ce qui signifie que des masses plus communes (plus abondantes) ont un effet plus important sur le résultat. Voici comment utiliser cette formule pour l'argent:
    • Masse atomique moyenneAg = (masseAg-107 * abondanceAg-107) + (masseAg-109 * abondanceAg-109)
      =(106.90509 * 0.5186) + (108.90470 * 0.4814)
      = 55.4410 + 52.4267
      = 107.8677 amu.
    • Recherchez l'élément sur un tableau périodique pour vérifier votre réponse. La masse atomique moyenne est généralement écrite sous le symbole de l'élément.[6]

Deuxième partie de deux:
Utiliser le résultat

  1. 1 Convertir la masse en nombre d'atomes. La masse atomique moyenne vous indique la relation entre la masse et le nombre d'atomes dans un échantillon typique de l'élément. Ceci est utile dans les laboratoires de chimie car il est presque impossible de compter directement le nombre d'atomes, mais il est facile de mesurer la masse. Par exemple, vous pouvez peser un échantillon d'argent et prédire que chaque 107,8677 amu de masse contient un atome d'argent.
  2. 2 Convertir en masse molaire. Les unités de masse atomique sont très petites et les chimistes pèsent généralement les échantillons en grammes. Heureusement, ces concepts sont définis pour rendre la conversion aussi simple que possible. Multipliez simplement la masse atomique moyenne par 1 g / mol (la constante de masse molaire) pour obtenir une réponse en g / mol à la place. Par exemple, 107,8677 grammes d’argent contiennent en moyenne une mole d’atomes d’argent.
  3. 3 Trouver une masse moléculaire moyenne. Étant donné qu'une molécule n'est qu'une collection d'atomes, vous pouvez ajouter les masses des atomes pour trouver la masse de la molécule. Si vous utilisez les masses atomiques moyennes (au lieu de la masse d'un isotope spécifique), la réponse est la masse moyenne de la molécule trouvée dans un échantillon naturel. Voici un exemple:
    • Une molécule d'eau a la formule chimique H2O, il contient donc deux atomes d'hydrogène (H) et un atome d'oxygène (O).
    • L'hydrogène a une masse atomique moyenne de 1,00794 amu. Les atomes d'oxygène ont une masse moyenne de 15,9994 amu.
    • La masse moyenne d'une molécule de H2O est égal à (1,00794) (2) + 15,9994 = 18,01528 amu, équivalent à 18,01528 g / mol.