Des atomes à la masse

nanobalance-historical-balance_retLa caractéristique essentielle d’un atome, du point de vue chimique, est son numéro atomique Z, qui définit l’élément correspondant. Mais sa masse, bien qu’elle ne définisse pas son identité, est aussi un caractère important. Elle entre en ligne de compte dans les aspects quantitatifs de la réactivité et également dans l’intervention de certains aspects qualitatifs.

Masse atomique

Les masses réelles des atomes s’expriment par des nombres extrêmement petits : 5,3–10-26 kg pour un atome de soufre par exemple. Ces nombres sont incommodes à manier et, surtout, n’ont pas de signification immédiate. Le moindre échantillon de matière avec lequel on peut faire une réaction contient un nombre énorme d’atome (plusieurs milliards de milliards)

D’autre part, les calculs quantitatifs à propos des réactions, sont fondés essentiellement sur les rapports, ou les proportions, qui existent entre les masses des éléments qui se combinent ou qui sont contenus dans un composé. En d’autres termes, il est plus intéressant de savoir qu’un atome de soufre est deux fois plus lourd qu’un atome d’oxygène et 32x plus lourd qu’un atome d’hydrogène. Pour ces raisons, les chimistes utilisent des masses atomiques relatives.

On a choisi comme atome de référence le 12C. On lui a attribué arbitrairement la masse exacte de 12,00000. On appelle cette unité arbitraire « unité de masse atomique » (u.m.a.). La masse atomique relative du 12C = 12 uma par définition.

Ceci revient à choisir l’unité comme le 1/12 de la masse de l’atome 12C. La masse des autres atomes est donc exprimée en fonction de la masse du  12C. La valeur absolue de l’u.m.a. est :

1 uma = 1,660×10-27 kg

Les masses atomiques relatives sont données dans le tableau périodique des éléments. Elles sont exprimées comme on vient de le voir en u.m.a., et on peut observer que ce ne sont jamais des nombres entiers car :

  • Les masses atomiques indiquées pour chaque élément sont celles de l’élément naturel, i.e. qui tiennent compte des isotopes (masses différentes).
  • Les masses atomiques des atomes purs ne sont pas non plus des nombres entiers, car les masses relatives des nucléons, bien que très proches de 1, ne sont pas égales à 1.
Tableau 8. Équivalence masse absolue et masse relative des particules de l’atome

Tableau 8. Équivalence masse absolue et masse relative des particules de l’atome

La masse du noyau est toujours inférieure à la somme des masses des nucléons qui le constituent. Ce défaut de masse est lié au fait que la formation du noyau à partir des nucléons s’accompagne d’une libération d’une grande quantité d’énergie, équivalente, selon la théorie de la relativité, à une masse définie par la relation : E=mc2 (E= énergie libérée, m = masse équivalente, c= célérité de la lumière).

Attention

Ne pas confondre :

  • Le nombre de masse A : comme son nom l’indique, ce n’est pas une masse mais un nombre, toujours entier, des nucléons (p++n°.) constituant le noyau de l’atome.
  • La masse physique réelle d’un atome, exprimée en kg (ou en g).
  • La masse atomique relative d’un atome, exprimée en u.m.a.
  • La masse atomique relative d’un élément, moyenne pondérée des masses atomiques relatives des divers atomes présents dans cet élément à l’état naturel, exprimée en u.m.a.
  • Le nombre atomique Z : p+=e qui est un nombre entier.

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