La masse d'un atome est si minuscule qu'il est difficile de la mesurer à l'aide d'un appareil. Par exemple, les protons et les neutrons présentent une masse de l'ordre de \( 10^{-27} Kg\) .
C'est un milliardième de milliardième de milliardième de kilogramme - trop petit pour être mesuré dans la pratique !
C’est une échelle qui est impossible à observer.
En apprenant la chimie, il est un peu difficile de penser que l'on étudie des phénomènes à une échelle trop petite pour être vue, tandis qu'en réalité, on observe des choses visibles. Ce grand écart entre l'observable et l'invisible n'est pas vraiment facile à comprendre. Mais si tu nous fais confiance, nous franchirons ce saut ensemble.
Commençons par la masse atomique relative !
- Dans ce résumé de cours, nous allons découvrir les masses atomiques relatives.
- Tout d'abord, nous allons définir la masse atomique relative.
- Ensuite, nous allons parler de l'étalon carbone 12 et du symbole de la masse atomique relative.
- Nous présenterons la masse atomique relative des isotopes et de la masse atomique relative du chlore et de l'oxygène.
- Nous verrons la masse moléculaire relative.
- Nous examinerons la masse relative de la formule \( M_r \) .
- Nous apprendrons également pourquoi nous utilisons une moyenne pondérée des masses.
- Enfin, nous présenterons la différence entre la masse molaire et la masse atomique relative.
Composition d'un atome A et Z
Les atomes sont caractérisés par le nombre de protons et de neutrons dans leur noyau de la manière suivante.
Numéro atomique
Le numéro atomique \( Z \) détermine l'élément auquel appartient un atome et est égal au nombre de protons dans le noyau.
Nombre de masse
Le numéro de masse \( A \) donne le nombre total de nucléons, c'est-à-dire de protons et de neutrons, dans le noyau.
Qu'est-ce-que la masse atomique relative ?
Quand les chimistes ont commencé à caractériser les différents éléments, ils ont réussi à montrer que leur masse dépendait du nombre de protons et de neutrons qu'ils possédaient. Mais caractériser les masses des atomes individuels est très difficile, car ils ont des masses si petites.
Fig.1- Les atomes sont si petits qu'il est difficile de les mesurer à l'aide d'un appareil !
Masse atomique relative : Carbone
Les scientifiques avaient besoin d'un moyen plus efficace pour mesurer la masse d'un atome. Ils ont décidé d'utiliser la masse d'un atome de carbone \( 12 \) comme base pour mesurer les masses de tous les autres atomes. Ils ont défini la masse atomique relative de l'atome de carbone \( 12 \) comme étant de \( 12 \) et ont tout calculé à partir de là. C'est ce qu'on appelle l'étalon carbone \( 12 \) .
Lorsque nous parlons de masse atomique relative, nous entendons la masse d'un atome ou d'une molécule comparée à celle d'un atome de carbone \( 12 \) .
Quelle est la définition de la masse atomique relative ?
La masse atomique relative (MAR ou \( A_r \) ) est la moyenne pondérée des masses des isotopes d'un élément par rapport à la masse d'un atome de carbone \( 12 \) .
Masse atomique relative : Symbole
Le symbole de la masse atomique relative est MAR ou \( A_r \) .
Masse atomique relative : Isotopes
Dans la nature, deux atomes identiques peuvent exister, mais présenter un nombre différent de neutrons.
Lorsqu'un atome d'un même élément présente un nombre différent de neutrons, on l'appelle un isotope.
La masse d'un atome d'un isotope par rapport à la masse du carbone \( 12 \) est appelée masse isotopique relative.
Pour calculer la masse isotopique relative \( A_r \) , les scientifiques utilisent cette formule :
$$ A_r = \frac {masse \space de \space l'atome}{ \frac {1}{12} la \space masse \space de \space carbone - 12 } $$
Les scientifiques mesurent la masse d'un atome d'un isotope en la comparant à une unité de masse atomique unifiée ou \( 1u \) .
\( 1u \) est égal à la masse d'un atome de carbone \( 12 \) .
Remarque : Tu n'utiliseras pas cette formule lors de ton examen, mais il est bon de la connaître !
Tous les éléments présentent des isotopes, mais certains isotopes sont plus abondants que d'autres. Sur un tableau périodique, le nombre indiqué pour la masse atomique relative d'un atome est une moyenne des masses des isotopes d'un élément.
Cette moyenne comprend un pourcentage de la fréquence d'apparition d'un isotope dans la nature. C'est ce qu'on appelle le pourcentage d'abondance.
Masse atomique relative du chlore
Le chlore présente deux isotopes : le \( chlore-35 \) et le \( chlore-37 \) .
Un quart du chlore présent dans la nature est du chlore \( 37 \) , et trois quarts du chlore \( 35 \) .
Tu peux calculer la masse atomique relative à l'aide de cette formule :
$$ A_r = \frac { \sum { des \space masses \space des \space isotopes } \times abondance \space des \space isotopes }{100} $$
La masse atomique relative du chlore serait donc la suivante :
$$ (35 \times 75 ) + ( 37 \times 25 ) \div 100 = ( 2,625 + 925 ) \div 100 = 35,5 $$
Fig.2- Sur le tableau périodique le numéro de masse atomique relative est la moyenne pondérée de toutes les masses des isotopes d'un élément.
Masse atomique relative de l'oxygène
Par exemple, la molécule de dioxygène \( O_2 \) présente deux atomes d'oxygène.
Tu peux calculer sa masse moléculaire comme suit :
Masse atomique de l'oxygène = 16.
\( M_r \) de \( O_2 \) = \( (2 \times 16) = 32 \)
Lorsque nous disons "moyenne pondérée", nous voulons dire qu'elle prend en compte les masses de tous les isotopes de cet élément.
Masse moléculaire relative
La moyenne pondérée de la masse d'une molécule par rapport à \( \frac {1}{12} \) de la masse d'un atome de carbone \( 12 \) est appelée masse moléculaire relative ( \( M_r \) ou MMR).
Nous devons dire "moyenne pondérée" lorsque nous parlons de MMR. Prenons l'exemple de la molécule \( CHCl_3 \) .
Un échantillon moyen de molécules \( CHCl_3 \) présentera à la fois des atomes de chlore-37 et de chlore-35. Cela signifie que les masses des molécules varieront, comme ceci :
$$ 12 + 1 + (3 \times 35) = 118 $$
$$12 + 1 + (2 \times 35) + 37 = 120 $$
$$12 + 1 + 35 + (2 \times 37) = 122 $$
$$ 12 + 1 + (3 \times 37) = 124 $$
La moyenne pondérée comprend donc le nombre de chacune (ou l'abondance) de ces molécules que l'on trouve dans un échantillon moyen d'une substance. Nous calculons l'abondance d'un isotope sous forme de pourcentage.
La masse moléculaire relative fait référence aux molécules comportant un nombre fixe d'atomes reliés par une liaison covalente, y compris les gaz rares. Elle n'inclut pas les éléments liés par des liaisons ioniques, comme le chlorure de sodium \( NaCl \) .
On peut calculer \( M_r \) en additionnant les masses relatives des atomes d'une molécule.
Masse moléculaire relative de l'eau
Par exemple, la molécule d'eau \( H_2O \) présente deux atomes d'hydrogène et un atome d'oxygène.
Tu peux calculer sa masse moléculaire comme suit :
Fig.3-Hydrogène et Oxygène
Masse atomique de l'hydrogène = \( 1 \)
Masse atomique de l'oxygène = 16
\( M_r \) de \( H_2O \) = \( (2 \times 1) + (1 \times 16) = 2 + 16 = 18 \)
\( M_r \) ne présente pas d'unité, car nous mesurons les masses en les comparant à la masse du carbone \( 12 \) . La valeur que nous calculons n'est pas la masse réelle d'un atome, mais une mesure comparative.
Masse atomique relative : Formule
La formule de masse relative est une autre façon de mesurer la masse d'un composé. Elle utilise le même symbole que la masse moléculaire relative : \( M_r \) .
La formule de masse relative \( M_r \) est la moyenne pondérée des masses d'une unité de formule comparée à la masse d'un atome de carbone \( 12 \) .
Une unité de formule est la formule empirique ou la formule la plus simple d'un produit chimique.
Pour calculer \( M_r \) , tu dois utiliser la formule empirique de la substance chimique.
Formule empirique Le plus simple rapport de nombres entiers d'éléments | Formule moléculaire |
| \( CO_2 \) | \(CO_2 \) |
| \( H_2O \) | \( H_2O \) |
| \( NO_2 \) | \( N_2O_4 \) |
| \( P_2O_5 \) | \( P_4O_{10} \) |
Nous pouvons utiliser la formule relative de masse pour trouver la masse des substances à liaison covalente et à liaison ionique.
Les scientifiques utilisent la "masse relative de la formule" au lieu de la "masse moléculaire relative" pour éviter de suggérer que les composés ioniques et les ions sont des molécules.
Qu'est-ce qu'un ion ?
Lorsqu'un atome présente plus d'électrons ou moins d'électrons que de protons, on l'appelle un ion. Les ions présentent des charges positives ou négatives.
Un ion présentant plus d'électrons que de protons a une charge négative, tandis qu'un ion présentant moins d'électrons que de protons a une charge positive.
Fig.4- Ions de sodium et de chlore
Comment calcule-t-on la masse relative de la formule ?
Tu peux trouver la masse relative d'un composé en additionnant les masses atomiques relatives des atomes qu'il contient.
Fig.5- Sodium et chlore
\( M_r \) de \( NaCl \) (chlorure de sodium)
\( = 23 + 35.5 \)
\( = 58.5 \)
Masse atomique relative et masse molaire
Lorsque nous mesurons les choses en grand nombre en grammes, nous faisons référence à la masse molaire.
La masse molaire est la masse d'une substance (en grammes) divisée par la quantité de cette substance (en moles). La masse molaire est la moyenne des poids, qui varient généralement en raison des isotopes.
La formule est la suivante \( M = \frac {m}{n} \) où m est la masse et n est le nombre de moles.
La masse molaire est un terme générique qui peut désigner soit la masse atomique, soit la masse moléculaire.
La masse atomique relative d'un élément est une moyenne du poids de ses isotopes en fonction de leur abondance relative (ex : si le chlore 37 représente \( 24,33 \% \) de tous les atomes de chlore, il représente ce pourcentage de la masse atomique).
Différence entre la masse molaire et la masse atomique
Pour résumer, la masse molaire est un terme générique désignant les masses moyennes d'un élément par mole (masse atomique) ou d'un composé par mole (masse moléculaire). La masse atomique ne relève pas de la masse molaire puisqu'il ne s'agit pas d'une moyenne, mais de la masse d'un seul élément/isotope.
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