Différences entre le poids atomique et la masse atomique

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La masse atomique et le poids atomique, étant des termes chimiques similaires, sont souvent confondus par les étudiants. A travers cet article nous allons fournir quelques outils pour que cette confusion disparaisse totalement.

Commençons par voir ce que signifie chaque concept.

Masse atomique

La masse atomique peut être définie comme le nombre total de protons et de neutrons présents dans un atome, bien que cette définition ne soit pas tout à fait exacte. Il est important de se rappeler que l’idéal est d’avoir aussi la masse des électrons. Cependant, comme la masse mentionnée des électrons est très petite, elle est généralement négligée lors des calculs.

L’unité de masse atomique est le dalton . Cette unité est représentée par « Da ». Le dalton est l’unité standard utilisée pour indiquer la masse d’un atome. Les masses atomiques des différents éléments varient car le nombre de protons et de neutrons est différent pour chaque élément.

Examinons maintenant la signification de la masse isotopique relative. Nous avons établi que la masse atomique est une masse absolue. Mais la masse isotopique relative, en revanche, est un nombre sans dimension, c’est-à-dire qu’elle n’a pas d’unités.

Cette absence d’unités est le résultat de l’utilisation d’une relation d’échelle pour la norme carbone-12. Aussi, il est intéressant de noter que le mot « relatif » dans le concept « masse isotopique relative » fait référence à cette échelle par rapport à l’étalon carbone-12.

Sur la base de ces informations, nous pouvons dire que la masse isotopique relative est la masse d’un isotope donné lorsque la valeur finale est mise à l’échelle par la masse de carbone 12. Dans le même sens et en d’autres termes, nous pouvons également affirmer que la masse isotopique relative La masse d’un isotope est la masse de cet isotope par rapport à 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12.

Comment visualiser la masse atomique sur le tableau périodique

Nous avons maintenant une idée de la signification de la masse atomique et de la masse atomique relative. La prochaine étape importante consiste à apprendre le poids atomique et la différence entre la masse atomique et le nombre de masse atomique. Mais pas avant d’avoir appris à localiser le numéro atomique, le symbole atomique et la masse atomique d’un élément dans le tableau périodique.

Pour mieux le comprendre, nous vous laissons l’image suivante :

Masse atomique d'un élément du tableau périodique. — Crédit d’image : Khan Academy modifié à partir d’OpenStax CNX Biology

Qu’est-ce que la masse atomique ?

Depuis 1961, l’unité normale de poids atomique est 1/12 de la masse atomique de l’isotope du carbone 12. Cependant, un même élément peut avoir plusieurs isotopes. Cela signifie que si vous souhaitez calculer le poids atomique, il est important de prendre en compte les masses des différents isotopes, et le pourcentage des différents isotopes peut également varier.

Pour cela, il est important de garder à l’esprit les valeurs de l’abondance relative des isotopes et de la masse des isotopes lors du calcul du poids atomique. La masse atomique est également connue sous le nom de « masse atomique relative ». Il peut également être défini comme le rapport entre la masse moyenne des atomes d’un élément chimique et un motif donné. Un isotope peut également être désigné comme l’une des deux ou plusieurs espèces d’atomes avec différents nombres de masse atomique du même élément chimique.

Maintenant, le poids atomique est également mesuré en unités de masse atomique. Cette unité est souvent abrégée en UMA, bien qu’elle soit également connue sous le nom de Dalton. Avant de discuter de la différence entre la masse atomique et la masse moléculaire, regardons brièvement l’histoire de ce concept.

Histoire des Daltons

John Dalton a été le premier scientifique à proposer que l’atome d’hydrogène devrait se voir attribuer une valeur de un. Cette valeur était considérée comme la base de son échelle de poids atomique.

Par la suite et pendant plusieurs décennies, les poids des noyaux atomiques ont été expliqués sur une échelle basée sur 1/18 de la masse de l’atome d’oxygène neutre. L’unité de poids atomique chimique était alors de 1,000272 fois l’unité de masse atomique physique. Cette période de confusion a finalement pris fin en 1961, après l’acceptation du 1/12 de la masse du carbone comme unité des poids atomiques et des masses des noyaux.