La masse atomique d'un élément est la masse de cet atome. Étant donné que les électrons sont 1836 fois plus légers que les nucléons, on les neglige dans le calcul des masses.

Ainsi, la masse d'un atome est égale à la masse de ses nucléons, c'est à dire la masse de ses protons et de ses neutrons. La masse du neutron est pratiquement égale à celle du proton.

2. L'unité de masse atomique

La masse d’un atome est très petite, les scientifiques ont convenu d'utiliser une unité de mesure de masse atomique. Plusieurs atomes ont été utilisés comme étalon (1H, 16O, etc.), mais depuis 1961, par convention, c’est le ¹²C qui sert d’étalon.

L'unité de masse atomique est définie comme suit:

Par convention, la masse d’un atome de ¹²C est exactement égale à 12 unités de masse atomique.

masse de l'atome ¹²C = 12 u

Une unité de masse atomique (notée u ou uma) correspond à 1.66 x 10^-27 kg, soit environ la masse d'un proton ou d'un neutron.

1 u = 1.66 x 10^-27 kg

3. Masse atomique relative

La masse d'un atome de ¹²C étant de 12u, la masse de tous les autres atomes est établie selon cet étalon (atome de référence).

Ainsi, la masse relative (relativemet au ¹²C) d'un élément (A,Z)X est:

Masse relative d'un élément ^A_ZX = (masse de cet élément ^A_ZX/(douzième de la masse du ¹²C)

4. Masse atomique moyenne

la masse atomique moyenne d'un élément est la moyenne pondérée des masses de ses isotopes compte tenu de leurs abondances:

Masse atomique moyenne = masse atomique de l'isotope1 x abondance + masse atomique de l'isotope 2 x abondance + ...)/100

5. Masse atomique moyenne relative

la masse atomique moyenne relative d'un élément est la moyenne pondérée des masses relatives de ses isotopes tenant compte de leurs abondances:

Masse atomique relative moyenne = masse atomique relative de l'isotope1 x abondance + masse atomique relative de l'isotope 2 x abondance + ...)/100

La masse atomique relative moyenne d’un élement chimique, telle qu’elle est donnée dans le tableau périodique, correspond à la moyenne des masses atomiques relatives des isotopes de l’élément compte tenu de leur abondance .

Masse atomique relative moyenne = somme (des masses atomiques relatives des isotopes de l'élément x leur abondances relatives)

Remarque:

La masse du carbone dans le tableau périodique est de 12,011 u et non 12 u. Dans le tableau périodique, la valeur de la Masse atomique présentée est la moyenne des masses des atomes d’un échantillon naturel tenant compte de l’abondance relative des isotopes qui le composent.

La masse atomique du ¹²C d'abondance 98.93 est 12 u, celle du ¹³C d'abondance 1.07 est 13.003 35 u. L’abondance relative du ¹⁴C est négligeable. Ainsi la masse atomique de l'élément Carbonne est :

(98.93 x 12 + 13.003 x 1.07)/100 = 12.011 u.

Dans le tableau périodique des éléments, la masse atomique d'un élément est égale à la masse moyenne relative des masses ponérées de ses isotopes. Cette masse est exprimée en u.

5. L'exemple du Chlore

Calcul de la masse atomique de chlore : Cl

L'élément chlore (Cl) est composé de 2 isotopes:

. le chlore 35 d'abandance relative = 75,77 % et de masse = 34,9689 u et
. le chlore 37 d'abandance relative = 24,23 % et de masse = 36,9659 u .

La masse atomique du chlore est donc :
(0.7577 x 34.9689) + (0.2423 x 36.9659) = 35.453 u

6. Le nombre de masse

La découverte des isotopes a conduit les scientifiques à modifier la théorie atomique de Dalton selon laquelle chaque élément est constitué d’un seul type d’atomes. En effet, la plupart des éléments sont présents dans la nature sous forme de mélanges d’isotopes de masses différentes.

Un isotope est un atome qui possède le même nombre de protons qu’un autre atome du même élément, mais qui diffère par le nombre de ses neutrons.

Pour nommer un isotope, on dira le nom de l'élément suivi de son nombre de masse. On appelle nombre de masse d'un élément le nombre entier somme des nombres de ses protons et de ses neutrons, on le note A.

A (nombre de masse) = Z (nombre de protons + N (nombre de neutrons).

Afin de distinguer les isotopes les uns des autres, on utlise la notation de Berzelieus. La lettre A est en exposant à gauche et Z est indice à gauche également.

^A_ZX
Notation de Berzelieus

7. La mole et le nombre d’Avogadro

Dans le monde microscopique, de très petites masses de matière impliquent de très grandes quantités de particules. C’est ainsi que les chimistes ont mis au point une unité de mesure de la quantité de matière selon le Système international d’unités (SI). Il s’agit de la mole.

Une mole (symbole : mol) de particules est la quantité qui correspond à 6.023 x 10²³ particules. Ce nombre est appelé nombre d’Avogadro (NA).

Le nombre d’Avogadro correspondant au nombre d’atomes de ¹²C contenus dans exactement 12 grammes de ¹²C.

masse de N_A atomes ¹²C = 12 grammes

8. La masse molaire

La masse molaire (atomique ou moléculaire) correspond à la masse en grammes d’une mole d’atomes ou de molécules d’une espèce chimique. Elle est symbolisée par la lettre M.

L'unité de M est le « g/mol ». La valeur numérique de la masse molaire atomique ou moléculaire est égale à la masse atomique, ou moléculaire, exprimée en unité de masse atomique.

Par conséquent, dans le tableau périodique, la valeur indiquée représente la masse atomique en unité de masse atomique, mais aussi la masse molaire en g/mol. Cependant, ces deux paramètres n'ont pas la même signification. Le physicien utilise u, le chimiste utilise g/mol.

9. Exercices

1. Quelle est la masse d'un atome?

On utilise l'atome de carbone.
On prend 12 grammes exactement de carbone ¹²₆C pur.
Dans 12 grammes de carbone ¹²₆C pur, il ya une mole d'atome de carbone ¹²C .
Une mole de "choses" est égale à 6.023 x 10²³ "choses". Donc 6.023 x 10²³ atomes de carbone ¹²C pèsent 12 grammes; et donc 1 atome de carbone ¹²C pèse 12 grammes/6.023 x 10²³ = 2.0 x 10^{- 23} gramme = 1.992 x 10^{- 26} kg. N_A = 6.023 x 10²³ est le nombre d'Avogadro.

2. Combien pèse un proton?
On sait que la masse d'un atome est égale à la masse de ses nucléons, c'est à dire la masse de ses protons et de ses neutrons. La masse du neutron est pratiquement égale à celle du proton. Donc, dans l'atome de carbone, les 12 nucléons pèsent 1.992 x 10^{- 26} kg, et par conséquent, un nucléon pèse 1.660 x 10^{- 27} kg; c'est l'unité de masse atomique.

12 grammes est la masse d'une mole de carbonne ¹²C , 12.011 est la masse de l'élément Carbonne. La masse molaire du carbone est égale à 12.011 grammes par mole. On note M = 12.011 g/mol.

Compte tenu de la définition de l'unité de masse atomique: masse de l'atome ¹²C = 12 u, et du fait que la masse d'un atome est égale à celle de ses ncléons, on en déduit que la masse d'un nucléon est égale à u.
Ainsi, à partir de l'unité de masse atomique u , on peut connaitre la masse de chaque élément, c'est à dire sa masse atomique. La masse d'un atome est égale au nombre de ses nucléons fois l'unité de masse atomique.

m = A u

m: masse d'un atome, A: nombre de masse, et u est l'unité de masse atomique (uma).

Exemple:

L'atome de calcium possède 20 protons et 20 neutrons, donc 40 nucléons. Sa masse est donc égale à: 40 x 1.660 x 10^{- 27} kg = 6.64 x 10^{- 26} kg.
Sa masse molaire, c'est à dire la masse d'une mole de Calcium vaut donc: 6.64 x 10^{- 26} x 6.023 x 10²³ kg = 39.993 x 10^{- 3} kg ≈ 40 grammes.