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 = 16 , on en déduit que l’oxygène est 16 fois plus lourd que l’hydrogène. 0,08 1,12 = 14 . Un atome 0,08 d’azote est donc 14 fois plus lourd qu’un atome d’hydrogène. De même, un litre d’azote a une masse de 1,12 g. Or € € Fiche 17 La masse atomique 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 masse. 35 Cl vaut 34,979 u. La différence est due au défaut de 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) : (35 × 75,4) + (37 × 24,6) Masse atomique = = 35,492 u 100 Nous trouvons une valeur légèrement supérieure à celle du tableau périodique car on n’a pas tenu compte du défaut de masse. € -2-