17. La masse atomique

Fiche 17
LA MASSE ATOMIQUE
Approche historique – La masse atomique relative
Lorsqu’en 1803 John Dalton proposa son modèle atomique, on ne pouvait pas mesurer
directement les masses réelles des atomes. Il essaya donc, à partir d’une série
d’expériences, de déterminer leurs masses relatives, c’est-à-dire qu’il a essayé de
déterminer combien de fois un atome était plus « lourd » qu’un autre.
Dalton choisit la masse de l’hydrogène comme unité de référence et détermina combien
de fois un atome donné était plus « lourd » que l’hydrogène. Par exemple, si un atome est
63 fois plus lourd que l’hydrogène, sa masse atomique relative vaut 63. Malheureusement,
les calculs de Dalton ont été faussés, entre autres par le fait que la formule chimique de
l’eau est H2O et non HO comme il le pensait.
Les valeurs de Dalton ont été corrigées plus tard, notamment grâce à la règle empirique
de Dulong et Petit. Cette règle dit que pour la plupart des métaux, le produit de la chaleur
massique par la masse atomique donne environ 25.
Exemple :
La chaleur massique de l’étain vaut 0,228 J
.g-1.K-1. En divisant 25 par 0,228 on trouve
109,6 u. La valeur précise tirée du tableau périodique est 118,71 u. Dulong et Petit
faisaient ainsi une erreur de 7,6 %.
Approche historique – Des volumes égaux pour les gaz
En 1810, le chimiste italien Avogadro émit l’hypothèse suivante : des volumes égaux de
gaz, pris dans les mêmes conditions de température et de pression, contiennent le même
nombre de molécules.
Cette hypothèse, confirmée depuis lors, a permis de déterminer les masses atomiques
relatives d’éléments gazeux. Il suffit de peser un même volume de différents gaz dans les
mêmes conditions et de comparer leurs masses.
Exemples :
 Un litre d’hydrogène a une masse de 0,08 g (pour T = 300 K et P = 105 Pa). Dans
les mêmes conditions, un litre d’oxygène a une masse de 1,28 g. Comme
€
1,28
0,08 =16
, on en déduit que l’oxygène est 16 fois plus lourd que l’hydrogène.
 De même, un litre d’azote a une masse de 1,12 g. Or
€
1,12
0,08 =14
. Un atome
d’azote est donc 14 fois plus lourd qu’un atome d’hydrogène.

Fiche 17 La masse atomique
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Masse atomique : somme des masses des particules composants l’atome ?
A première vue, on pourrait se dire que pour trouver la masse d’un atome, il suffit
d’additionner la masse des différentes particules élémentaires constituant cet atome.
Par exemple, un atome de chlore 35 est constitué de 17 protons, de 18 neutrons et de
17 électrons. Il devrait avoir une masse de :
(17 x 1,0073) + (18 x 1,0087) + (17 x 0,00055) = 35,290 u
Masse et énergie
En réalité, la masse d’un atome de 35Cl vaut 34,979 u. La différence est due au défaut de
masse.
En fait, lorsque cet atome a été créé dans une étoile,
ou lors de l’explosion d’une étoile, une partie de la
masse de ses nucléons a été libérée sous forme
d’énergie.
Dans le soleil, chaque seconde, 582 millions de tonnes
d’hydrogène se transforment en hélium, libérant une
minuscule partie de cette masse sous forme d’énergie.
Voilà pourquoi le soleil brille et nous chauffe.
La masse atomique moyenne
Mais ce n’est pas tout. En réalité, il existe deux sortes d’atomes de chlore dans la
nature : le 35Cl et le 37Cl. Ces deux isotopes se trouvent toujours mélangés dans une
même proportion (respectivement 75,4 % et 24,6 %), quel que soit le lieu de prélèvement
et la nature de l’échantillon.
Comme les propriétés chimiques de ces deux isotopes sont identiques, le chimiste
travaille toujours avec le mélange des deux. On a donc du définir une masse moyenne : la
masse atomique de l’élément. Cette masse est la moyenne pondérée des masses de
chaque isotope.
Calculons la masse atomique de l’élément chlore (sans tenir compte du défaut de
masse) :
€
Masse atomique =(35 × 75,4) + (37 × 24,6)
100 =35,492
u
Nous trouvons une valeur légèrement supérieure à celle du tableau périodique car on n’a
pas tenu compte du défaut de masse.