Masă atomică

Masă atomică Descrierea acestei imagini, comentată și mai jos Prin convenție, masa atomică de 12 C este egală cu 12 unități de masă atomică unificate . Date esentiale
Unități SI kg
Alte unități Unitate de masă atomică unificată
Dimensiune M
Natură Dimensiune scalară extinsă

Masa atomică relativă (sau greutatea atomică ) este masa unui anumit atom sau a unui element chimic în general (caz în care se consideră un amestec izotopic ) exprimată ca multiplu al unei mase elementare de referință care se intenționează să fie apropiată de cea a un singur nucleon . Într-adevăr, masa unui atom este proporțională în prima aproximare cu numărul nucleonilor săi ( protoni și neutroni împreună), cunoscut sub numele de numărul de masă . Masa elementară de referință, numită unitate de masă atomică , a fost definită încă din anii 1960 ca o doisprezecime din masa atomului de carbon 12 .

De ce masa atomică relativă diferă de numărul de masă

Masa atomică este de obicei un număr zecimal din mai multe motive. Zecimalele variază în funcție de unitatea de masă atomică aleasă ca referință, ceea ce explică parțial variațiile istorice ale acestei alegeri.

În ceea ce privește un element chimic în general, amestecul izotopic observat pe Pământ este luat ca un amestec caracteristic . Masa atomică a unui element chimic este astfel media maselor atomice ale izotopilor săi proporțional cu prezența lor pe suprafața Pământului. Această alegere oferă un interes practic evident: face posibilă calcularea precisă a maselor implicate atunci când se consideră eșantioane care nu sunt purificate izotopic de elementul chimic, adică în situația experimentală cea mai comună.

În ceea ce privește un anumit atom (izotopul dat al unui element dat, caracterizat printr-un număr dat de protoni și un număr dat de neutroni ), numai carbonul 12 are a priori o întreagă masă atomică, pentru simplul motiv că unitatea de masă Atomic este definită ca fiind 1 / de 12 - lea din masa sa. Pentru toți ceilalți atomi, masa atomică exactă nu este un întreg multiplu al masei unității de referință. Într-adevăr, apar fenomene fizice corelate cu numărul de nucleoni, dar nu proporționale cu acesta, astfel încât masa unui set de nucleoni asamblat într-un nucleu nu este egală cu suma maselor de nucleoni izolați: Într-adevăr, masa unui proton legat într-un nucleu nu este chiar egal cu cel al unui proton liber ( energie de legare, defect de masă nucleară etc. ).

De ce să folosești masa atomică relativă în loc de masă în grame

La fel ca numărul de nucleoni, masa atomică relativă din natură are o valoare cuprinsă între 1 și puțin mai mult de 200. Prin urmare, este un număr mai ușor de imaginat și mai simplu de scris decât cel care caracterizează masa în kilograme de atomi, aproape de 10 −27  kg .

Mai mult, noțiunea de masă atomică relativă s-a născut înainte ca existența atomului să fie dovedită și, prin urmare, înainte de a fi posibil să se numere sau să cântărească atomii. Chimiștii observaseră totuși cuantificarea maselor de elemente chimice, de exemplu prin compararea volumelor identice de gaze diferite. Masa atomică relativă descrie în mod eficient raportul de masă al elementelor, indiferent de numărul de corpusculi implicați .

Diferitele referințe de masă atomică de-a lungul istoriei

Când a apărut noțiunea de masă atomică, primele măsurători au sugerat că masa atomică a unui atom a fost întotdeauna un multiplu întreg al celei de hidrogen. Alegerea hidrogenului ca unitate de masă atomică a fost deci mai mult o observație decât o alegere normativă.

Acesta a arătat în prima jumătate a XIX - lea  secol că masele atomice nu au fost exact multipli întregi ai unității, indiferent de definiție. Acest lucru a însemnat că 1/ 16 - lea al masei de oxigen 16, de exemplu, nu este egal cu 1/ 12 - lea al masei de carbon 12, sau masa hidrogenului. Prin urmare, a fost necesar să se clarifice definiția alegând un element de referință. Deoarece oxigenul este frecvent implicat în reacțiile chimice din jurul nostru, alegerea sa ca referință pentru măsurarea unității de masă atomică a simplificat multe calcule pentru chimiști. Totuși, acest standard a fost apoi declinat în conformitate cu două interpretări: cea a chimiștilor, care au luat ca referință amestecul izotopic natural de oxigen, și cea a fizicienilor, care au ales mai precis izotopul oxigenului 16.

A fost necesar să se decidă asupra unei singure referințe. Valorile relative ale masei atomice obținute prin referire la carbonul 12 au avut avantajul că nu diferă prea mult de valorile vechi, indiferent dacă acestea provin din chimie sau fizică. Acest lucru a facilitat stabilirea acestei noi și finale referințe.

Valorile numerice

Pe măsură ce precizia măsurătorilor se îmbunătățește, rezultatele lor apar în articole împrăștiate într-un număr mare de reviste științifice. Centrul de date pentru masă atomică (AMDC ), un serviciu al Agenției Internaționale pentru Energie Atomică (AIEA), îl sintetizează la intervale regulate și pune valorile numerice ale maselor atomice (deci tot atâtea energii de reacție nucleară) la dispoziția tuturor pe Internet . Cea mai recentă recenzie, care datează din 2016, este disponibilă sub formă de tabele ușor de exploatat ( formate txt ) și cele din cadrul unui program pentru computer și aplicate pentru smartphone .

Note și referințe

  1. (în) „  Evaluarea masei atomice - AME2016  ” (accesat la 23 mai 2018 ) .

Vezi și tu

Articole similare

linkuri externe

Prezentare generală a cantităților de masă moleculară
mărimea Definiție Unitate Notă
Numar de masa Numărul de nucleoni dintr-un atom. Număr întreg fără dimensiune. Diferența dintre numărul de masă și masa moleculară a atomului provine din inegalitățile din energia de legare nucleară și este de obicei mai mică de un procent.
Masă atomică Masa unui atom sau a unei molecule. (kilogram) uma Exprimată în unități de masă atomică , măsurarea masei atomice este egală cu cea a masei moleculare.
Greutate moleculară Raportul dintre masa atomică a unei molecule a acestui corp și unitatea de masă atomică. Număr fără dimensiuni. Pentru un izotop dat, masa moleculară este puțin diferită de numărul său de masă.
Masă molară Masa unui mol al unei molecule (sau atom). (kg / mol) g / mol Exprimată în grame pe mol , măsurarea masei molare este egală cu masa moleculară.
Unitate de masă atomică (amu) Al doisprezecelea masa unui atom de carbon 12. (kilogram) Este egală cu 1,66 × 10 −27  kg , în mod apreciabil, masa unui proton (1,672 × 10 −27  kg ) sau a unui neutron (1,675 × 10 −27  kg ), diferența corespunde energiei de legare nucleară a carbonului.
Mole (mol) Cantitatea de materie dintr-un sistem care conține atât de multe entități elementare cât sunt atomi în 12 grame de carbon 12. aluniță (mol) Numărul de entități este numărul Avogadro , 6,022 × 10 23  mol −1 .