Masse atomique

Les atomes — ainsi que les protons, les neutrons et les électrons qui les composent — sont extrêmement petits. Par exemple, un atome de carbone pèse moins de 2 × 10⁻²³ g. Lorsque nous décrivons les propriétés d’objets minuscules tels que les atomes, nous utilisons de petites unités de mesure appropriées, telles que l’unité de masse atomique (uma). L’uma a été définie à l’origine en se basant sur l’hydrogène, l’élément le plus léger, puis plus tard du point de vue de l’oxygène. Depuis 1961, elle a été définie en tenant compte de l’isotope le plus abondant du carbone, des atomes auxquels ont été attribués des masses de exactement 12 uma. Ainsi, une uma est exactement ¹/₁₂ de la masse d’un atome de carbone 12 : 1 uma = 1,6605 × 10⁻²⁴ g. Le Dalton (Da) et l’unité de masse atomique unifiée (u) sont d’autres unités équivalentes à l’uma.  

Puisque chaque proton et chaque neutron contribuent approximativement de une uma à la masse d’un atome, et que chaque électron y contribue beaucoup moins, la masse atomique d’un atome unique est approximativement égale à son nombre de masse (une somme entière de protons et de neutrons dans l’atome). Par exemple, le nombre de masse d’un seul atome d’azote est 14 (7 protons + 7 neutrons). Cependant, les masses moyennes des atomes de la plupart des éléments ne sont pas des nombres entiers parce que la plupart des éléments existent naturellement sous forme de mélanges de deux isotopes ou plus. Les isotopes sont des atomes du même élément ayant le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons. La masse d’un élément indiquée dans un tableau périodique ou répertoriée dans un tableau de masses atomiques est une masse moyenne pondérée de tous les isotopes présents dans un échantillon naturel de cet élément. La masse moyenne est égale à la somme de la masse de chaque isotope individuel multipliée par son abondance fractionnelle.

Par exemple, l’élément chlore (numéro atomique 17) est composé de deux isotopes : ³⁵Cl et le chlore ³⁷Cl. Environ 75,78 % de tous les atomes de chlore sont du ³⁵Cl avec une masse de 34,969 uma, et les 24,22 % restants sont du ³⁷Cl avec une masse de 36,966 uma. La masse atomique moyenne pour le chlore est calculée comme suit :

Il est important de comprendre qu’aucun atome de chlore ne pèse pas exactement 35,45 uma ; cette valeur est la masse moyenne de tous les atomes de chlore, et les atomes de chlore individuels pèsent soit environ 35 uma soit 37 uma. De plus, comme le chlore naturel contient plus d’atomes de ³⁵Cl que d’atomes de ³⁷Cl, la masse moyenne pondérée du chlore est plus proche de 35 uma que de 37 uma.

L’existence et l’abondance naturelle des isotopes peuvent être déterminées expérimentalement à l’aide d’un instrument appelé spectromètre de masse. La spectrométrie de masse (MS) est largement utilisée en chimie, médecine légale, médecine, sciences de l’environnement et dans de nombreux autres domaines pour analyser et aider à identifier les substances dans un échantillon de matériau. Dans un spectromètre de masse typique, l’échantillon est vaporisé et exposé à un faisceau d’électrons de haute énergie ; les atomes ou les molécules de l’échantillon deviennent ainsi électriquement chargés, généralement en perdant un ou plusieurs électrons. Ces cations passent ensuite à travers un champ magnétique variable qui dévie la trajectoire du cation d’une façon qui dépend à la fois de sa masse et de sa charge. Enfin, les ions sont détectés, et un tracé du nombre relatif d’ions générés en fonction de leurs rapports masse/charge, c’est à dire un spectre de masse, est réalisé. La hauteur de chaque trait vertical, ou pic, dans un spectre de masse est proportionnelle à la fraction de cations avec le rapport masse/charge spécifié. Depuis sa première utilisation au cours du développement de la théorie atomique moderne, la MS a évoluée et elle est devenue un outil puissant pour l’analyse chimique dans un large éventail d’applications.

Texte adapté d’ Openstax Chemistry 2e, Section 2.3 : Structure atomique et symbolisme.