1.17. La masse atomique et la masse atomique relative

Considérons un échantillon d'un élément, par exemple le soufre. Il semble évident que plus la masse de l'échantillon considéré est grande, plus il y a d'atomes de cet élément dans l'échantillon. Il y a donc une relation directe entre la quantité de matière (le nombre d'atomes ou de molécules) présente dans un échantillon d'une substance et la masse de cet échantillon. Jusqu'à présent, nous avons toujours considéré la masse d'un échantillon d'un corps pur sans savoir combien d'atomes (ou de molécules) comptait cet échantillon. Nous allons lever le voile.

Le choix de l'unité de masse doit toujours être rationnel: le milligramme n'est guère indiqué pour exprimer la masse d'un train. Comme la masse d'un atome est extrêmement faible, l'unité de masse doit être adaptée. Le choix a varié au cours du temps. Actuellement, la convention exige que nous prenions comme unité de masse atomique unifiée (u) le douzième de la masse de l'atome de carbone qui vaut d'après les résultats expérimentaux 1.66 10 ^-24 g. Cette masse est aussi celle du proton (p⁺), et donc celle de l'atome d'hydrogène car la masse de l'électron (e^-) est négligeable devant celle du proton.

Pour mesurer la masse atomique relative (A_r) d'un atome d'un élément, il suffit donc de faire le rapport de cette masse à celle de l'unité (u) que nous venons de définir. Dans le cas du magnésium par exemple, le résultat expérimental de ce rapport vaut 24.31. Si nous désignons par M_Mg la masse d'un atome de magnésium:

M_Mg / 1 u  =  24.31

Ce nombre pur indique combien de fois l'unité de masse atomique unifiée (1/12 de la masse de l'atome de carbone) est contenue dans la masse de l'atome de magnésium. Ce nombre pur est appelé masse atomique relative du magnésium (A_r). D'une manière générale, la masse atomique relative d'un atome d'un élément est le nombre pur qui indique combien de fois l'unité de masse atomique unifiée est contenue dans la masse d'un atome de cet élément:

A_rX = masse d'un atome de l'élément X  / 1 u

La masse atomique relative d'un atome ne doit évidemment pas être confondue avec la masse de l'atome. Ainsi, si la masse atomique relative du soufre est A_rS = 32, la masse d'un atome de soufre vaut elle: M_S = 32 . 1u = 32 . 1,66 10^-24 g = 53.12 10^-24g.

Pour obtenir une masse d'un élément utilisable au laboratoire, il faut prendre un nombre considérable d'atomes. Dès lors, nous choisirons un nombre tel que: 1u . N = 1g. Donc, N = 6,02252 10^-23. Ce nombre est appelé nombre d'Avogadro en l'honneur du chimiste italien Amédéo Avogadro (1776 - 1856) et noté N_A.

Exercices

Donnez la masse atomique et la masse atomique relative des éléments suivants

Ag

Al

Ca

P

F

N

Ba

Be

Ne

Les solutions

il est