LES Pâtesatomique, comme son nom l'indique, c'est la masse d'un atome, généralement symbolisée par « mLes» ou « MA ». Cependant, l'atome étant une entité extrêmement petite, invisible à l'œil humain, il n'est pas possible de mesurer sa masse à l'aide d'échelles, par exemple. Les scientifiques ont donc déterminé la masse des atomes en les comparant aux masses d'autres atomes.
Cela se fait également avec les autres unités. Par exemple, l'unité de masse est le kilogramme standard, qui correspond à un cylindre de 3,917 cm de hauteur et de diamètre, composé à 10 % d'iridium et à 90 % de platine. Il sert donc de comparaison. Par exemple, si nous « pesons » un objet sur une balance et que nous constatons que sa masse est de 10 kg, cela signifie que sa masse est 10 fois supérieure à la norme choisie: 1 kg.
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Il en va de même pour les atomes. L'étalon choisi était le carbone 12, et cet atome s'est vu attribuer arbitrairement une masse de 12 u. Le « u » est l'unité de masse atomique et équivaut donc à 1/12 de la masse d'un atome de carbone.
Par exemple, quand on dit que la masse atomique de l'hydrogène est égale à 1 u, cela veut dire que c'est comme si si l'on divise le carbone en 12 parties, la masse de l'une de ces parties équivaut à la masse de l'atome de hydrogène. Un autre exemple est le soufre, sa masse atomique est de 32 u, ce qui signifie que sa masse est 32 fois supérieure à 1/12 de la masse de 12Ç.
1 u = 1/12 de la masse de 1 atome de carbone 12
L'unité de masse atomique est 1/12 de la masse du carbone-12
La masse moléculaire des substances est la somme des masses atomiques des éléments. Par exemple, la masse atomique d'oxygène est égale à 16 u, donc la masse moléculaire de la molécule d'oxygène gazeux (O2) est égal à 32u.
Les techniques de laboratoire étant actuellement très avancées, il existe des appareils qui mesurent avec précision la masse atomique des éléments, comme le spectromètre de masse. Ainsi, il est possible de savoir que 1 u est égal à 1.66054. 10-24 g.
Carte mentale: masse atomique
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Les masses atomiques étant déterminées avec une grande précision, elles sont données dans le tableau périodique sous forme de nombres décimaux. Mais lorsque nous allons faire les calculs, nous utilisons généralement le nombre arrondi, à l'exception des expériences qui doivent être très précises. Par exemple, si vous regardez le tableau périodique, vous verrez que la masse atomique d'oxygène est égale à 15 999 u, mais nous utilisons généralement la valeur 16 u dans les calculs. Cela se produit également avec le carbone, dont la masse atomique est donnée par 12,01 u, comme indiqué ci-dessous :
Représentation du carbone dans le tableau périodique
Les éléments qui apparaissent dans le tableau périodique sont en fait la moyenne pondérée de tous les isotopes naturels de l'élément. Ainsi, la masse atomique qui apparaît dans le tableau est aussi la moyenne des masses atomiques de ces éléments. Par exemple, le chlore (C?) possède deux isotopes naturels, 35 et 37, dont les pourcentages respectifs dans la nature sont de 75,76 % et 24,24 %. Les masses atomiques de chacun de ces isotopes sont différentes, celle de C?-35 étant de 34,96885 u et celle de C?-37 de 36,96590.
De cette manière, la masse atomique de l'élément est calculée en tenant compte de la masse de chaque isotope et de l'abondance avec laquelle il apparaît dans la nature. Dans le cas du chlore, on a :
Masse atomique de l'élément chlore = (34,96885. 75,76%) + (36,96590. 24,24%)
100%
Masse atomique de l'élément chlore = 35,45
Il s'agit de la valeur de la masse atomique du chlore qui apparaît sur le tableau périodique.
* Mind Map par Me. Diogo Lopes
Par Jennifer Fogaça
Diplômé en lettres
