Quelle est l'unité de masse atomique relative. Masse atomique relative d'un élément en chimie et histoire de sa détermination

À partir des supports de cours, vous apprendrez que les atomes de certains éléments chimiques diffèrent des atomes d'autres éléments chimiques en masse. Le professeur vous expliquera comment les chimistes mesuraient la masse des atomes, qui sont si petits qu'on ne peut même pas les voir au microscope électronique.

Sujet : Idées chimiques initiales

Leçon : Masse atomique relative des éléments chimiques

Au début du 19ème siècle (150 ans après les travaux de Robert Boyle), le scientifique anglais John Dalton a proposé une méthode pour déterminer la masse des atomes d'éléments chimiques. Considérons l'essence de cette méthode.

Dalton a proposé un modèle selon lequel une molécule d'une substance complexe ne contient qu'un seul atome de divers éléments chimiques. Par exemple, il croyait qu'une molécule d'eau se composait d'un atome d'hydrogène et d'un atome d'oxygène. Partie substances simples selon Dalton, un seul atome entre également élément chimique. Ceux. Une molécule d'oxygène doit être constituée d'un atome d'oxygène.

Et puis, connaissant les fractions massiques des éléments dans une substance, il est facile de déterminer combien de fois la masse d'un atome d'un élément diffère de la masse d'un atome d'un autre élément. Ainsi, Dalton croyait que la fraction massique d'un élément dans une substance est déterminée par la masse de son atome.

On sait que la fraction massique de magnésium dans l'oxyde de magnésium est de 60% et la fraction massique d'oxygène est de 40%. En suivant la voie du raisonnement de Dalton, on peut dire que la masse d'un atome de magnésium est 1,5 fois supérieure à la masse d'un atome d'oxygène (60/40 = 1,5) :

Le scientifique a remarqué que la masse de l'atome d'hydrogène est la plus petite, car. il n'existe pas de substance complexe dans laquelle la fraction massique d'hydrogène serait supérieure à la fraction massique d'un autre élément. Par conséquent, il a proposé de comparer les masses des atomes des éléments avec la masse de l'atome d'hydrogène. Et de cette façon, il a calculé les premières valeurs des masses atomiques relatives (par rapport à l'atome d'hydrogène) des éléments chimiques.

La masse atomique de l'hydrogène a été prise comme unité. Et la valeur de la masse relative de soufre s'est avérée être de 17. Mais toutes les valeurs obtenues étaient soit approximatives, soit incorrectes, car. la technique de l'expérience de cette époque était loin d'être parfaite, et l'installation de Dalton sur la composition de la matière était incorrecte.

En 1807 - 1817. Le chimiste suédois Jöns Jakob Berzelius a fait beaucoup de recherches pour affiner les masses atomiques relatives des éléments. Il a réussi à obtenir des résultats proches des modernes.

Beaucoup travaux ultérieurs Berzelius, les masses d'atomes d'éléments chimiques ont commencé à être comparées à 1/12 de la masse d'un atome de carbone (Fig. 2).

Riz. 1. Modèle de calcul de la masse atomique relative d'un élément chimique

La masse atomique relative d'un élément chimique montre combien de fois la masse d'un atome d'un élément chimique est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone.

La masse atomique relative est notée A r , elle n'a pas d'unité de mesure, car elle indique le rapport des masses des atomes.

Par exemple : A r (S) = 32, soit un atome de soufre est 32 fois plus lourd que 1/12 de la masse d'un atome de carbone.

La masse absolue de 1/12 d'atome de carbone est une unité de référence dont la valeur est calculée avec haute précision et est de 1,66 * 10 -24 g ou 1,66 * 10 -27 kg. Cette masse de référence est appelée unité de masse atomique (a.m.).

Les valeurs des masses atomiques relatives des éléments chimiques n'ont pas besoin d'être mémorisées, elles sont données dans n'importe quel manuel ou ouvrage de référence sur la chimie, ainsi que dans le tableau périodique de D.I. Mendeleev.

Lors du calcul des valeurs des masses atomiques relatives, il est d'usage d'arrondir aux nombres entiers.

Une exception est la masse atomique relative du chlore - pour le chlore, une valeur de 35,5 est utilisée.

1. Recueil de tâches et d'exercices en chimie: 8e année: au manuel de P.A. Orzhekovsky et autres "Chimie, 8e année" / P.A. Orzhekovsky, N.A. Titov, F. F. Hegel. – M. : AST : Astrel, 2006.

2. Ouchakova O.V. Cahier d'exercices de chimie : 8e année : au manuel de P.A. Orzhekovsky et autres « Chimie. Grade 8" / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, PA. Orzhekovsky; en dessous de. éd. prof. PENNSYLVANIE. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (p. 24-25)

3. Chimie : 8e année : manuel. pour le général institutions / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M. : AST : Astrel, 2005.(§10)

4. Chimie : inorg. chimie: manuel. pour 8 cellules. général établissements / G.E. Rudzitis, Fugyu Feldman. - M.: Education, JSC "Manuels de Moscou", 2009. (§§8,9)

5. Encyclopédie pour enfants. Tome 17. Chimie / Chapitre. édité par V.A. Volodine, en tête. scientifique éd. I. Leenson. – M. : Avanta+, 2003.

Ressources Web supplémentaires

1. Une collection unique de ressources pédagogiques numériques ().

2. Version électronique de la revue "Chimie et Vie" ().

Devoirs

p.24-25 Nos 1-7 de Cahier en chimie : 8e année : au manuel de P.A. Orzhekovsky et autres « Chimie. Grade 8" / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, PA. Orzhekovsky; en dessous de. éd. prof. PENNSYLVANIE. Orzhekovsky - M. : AST : Astrel : Profizdat, 2006.

Nombre de masse. Le nombre de masse est le nombre total de protons et de neutrons dans le noyau d'un atome. Il est noté A.

En parlant d'un noyau atomique spécifique, le terme nucléide est généralement utilisé, et les particules nucléaires protons et neutrons sont collectivement appelés nucléons.

numéro atomique. Le numéro atomique d'un élément est le même que le nombre de protons dans le noyau de son atome. Il est désigné par le symbole Z. Le numéro atomique est lié au nombre de masse par la relation suivante :

où N est le nombre de neutrons dans le noyau d'un atome.

Chaque élément chimique est caractérisé par un numéro atomique spécifique. En d'autres termes, deux éléments ne peuvent pas avoir le même numéro atomique. Le numéro atomique est égal non seulement au nombre de protons dans le noyau des atomes d'un élément donné, mais aussi au nombre d'électrons entourant le noyau d'un atome. En effet, l'atome dans son ensemble est une particule électriquement neutre. Ainsi, le nombre de protons dans le noyau d'un atome est égal au nombre d'électrons entourant le noyau. Cette déclaration ne s'applique pas aux ions, qui, bien sûr, sont des particules chargées.

La première justification expérimentale des numéros atomiques des éléments* a été obtenue en 1913 par Henry Moseley, qui travaillait à Oxford. Il a bombardé des cibles en métal dur avec des rayons cathodiques. (En 1909, Barkla et Kayi avaient déjà montré que tout élément solide, lorsqu'il est bombardé d'un faisceau rapide de rayons cathodiques, émet des rayons X caractéristiques de cet élément.) Moseley a analysé les rayons X caractéristiques en utilisant une technique d'enregistrement photographique. Il a constaté que la longueur d'onde du rayonnement X caractéristique augmente avec l'augmentation du poids atomique (masse) du métal et a montré que Racine carrée de la fréquence de ce rayonnement X est directement proportionnelle à un nombre entier, qu'il désigne par le symbole Z.

Moseley a découvert que ce nombre coïncidait approximativement avec la moitié de la valeur de la masse atomique. Il a conclu que ce nombre - le numéro atomique de l'élément - est une propriété fondamentale de ses atomes. Il s'est avéré être égal au nombre de protons dans l'atome d'un élément donné. Ainsi, Moseley a lié la fréquence de l'émission de rayons X caractéristique à numéro de sérieélément rayonnant (loi de Moseley). Cette loi avait grande importance pour l'approbation de la loi périodique des éléments chimiques et l'établissement de la signification physique du numéro atomique des éléments.

Les recherches de Moseley lui ont permis de prédire l'existence de trois éléments manquants à ce moment-là dans le tableau périodique avec les numéros atomiques 43, 61 et 75. Ces éléments ont été découverts plus tard et ont reçu respectivement les noms de technétium, prométhium et rhénium.

Symboles de nucléides. Il est d'usage d'indiquer le nombre de masse du nucléide en exposant, et le nombre atomique nombre en nature indice à gauche du symbole de l'élément. Par exemple, la notation 1IC signifie que ce nucléide de carbone (comme tous les autres nucléides de carbone) a un numéro atomique de 6. Ce nucléide particulier a un nombre de masse de 12. Un autre nucléide de carbone correspond au symbole 14C Puisque tous les nucléides de carbone ont un numéro atomique nombre de 6, le nucléide spécifié est souvent écrit comme 14C ou carbone-14.

Isotopes. Les isotopes sont des variétés atomiques du même élément avec des propriétés différentes. Ils diffèrent par le nombre de neutrons dans leur noyau. Ainsi, les isotopes d'un même élément ont le même numéro atomique mais des nombres de masse différents. En tableau. 1.1 montre les valeurs du nombre de masse A, du numéro atomique Z et du nombre de neutrons N dans le noyau des atomes de chacun des trois isotopes du carbone.

Tableau 1.1. Isotopes du carbone

Contenu isotopique des éléments. Dans la plupart des cas, chaque élément est un mélange de différents isotopes. Le contenu de chaque isotope dans un tel mélange est appelé l'abondance isotopique. Par exemple, le silicium se trouve dans des composés naturels avec les abondances isotopiques naturelles suivantes : 92,28 % 28Si, 4,67 % 29Si et 3,05 % 30Si. Notez que l'abondance isotopique totale d'un élément doit être exactement de 100 %. L'abondance isotopique relative de chacun de ces isotopes est respectivement de 0,9228, 0,0467 et 0,0305. La somme de ces nombres est exactement 1,0000.

Unité de masse atomique (a.m.u.).À l'heure actuelle, la masse du nucléide X|C est acceptée comme norme pour déterminer l'unité de masse atomique. Ce nucléide se voit attribuer une masse de 12,0000 amu. Ainsi, une unité de masse atomique est égale à un douzième de la masse de ce nucléide. La vraie valeur de l'unité de masse atomique est 1,661 10-27 kg. Les trois particules fondamentales qui sont parties constitutives les atomes ont les masses suivantes :

masse du proton = 1,007277 uma masse de neutrons = 1,008665 uma masse électronique = 0,000 548 6 a. manger.

En utilisant ces valeurs, on peut calculer la masse isotopique de chaque nucléide particulier. Par exemple, la masse isotopique du nucléide 3JCl est la somme des masses de 17 protons, 18 neutrons et 17 électrons :

17(1,007277 uma) + 18(1,008665 uma) + + 17(0,0005486 uma) = 35,289005 uma manger.

Cependant, des données expérimentales précises indiquent que la masse isotopique du 37C1 est de 34,96885 amu. m. L'écart entre les valeurs calculées et trouvées expérimentalement est de 0,32016 a.m.u. C'est ce qu'on appelle le défaut de masse; la cause du défaut de masse est expliquée à la Sec. 1.3.

masse atomique est la somme des masses de tous les protons, neutrons et électrons qui composent un atome ou une molécule. Comparée aux protons et aux neutrons, la masse des électrons est très petite, elle n'est donc pas prise en compte dans les calculs. Bien que cela soit incorrect d'un point de vue formel, il est souvent ce terme utilisé pour désigner la masse atomique moyenne de tous les isotopes d'un élément. En fait, il s'agit de la masse atomique relative, aussi appelée poids atomiqueélément. Le poids atomique est la moyenne des masses atomiques de tous les isotopes naturels d'un élément. Les chimistes doivent faire la distinction entre ces deux types de masse atomique lorsqu'ils font leur travail - une valeur incorrecte pour la masse atomique peut, par exemple, conduire à un résultat incorrect pour le rendement d'un produit de réaction.

Pas

Trouver la masse atomique selon le tableau périodique des éléments

Apprenez comment la masse atomique est écrite. La masse atomique, c'est-à-dire la masse d'un atome ou d'une molécule donnée, peut être exprimée en unités SI standard - grammes, kilogrammes, etc. Cependant, du fait que les masses atomiques exprimées dans ces unités sont extrêmement petites, elles sont souvent écrites en unifié unités atomiques masse de hache, ou aum pour faire court. sont des unités de masse atomique. Une unité de masse atomique est égale à 1/12 de la masse de l'isotope standard du carbone 12.

L'unité de masse atomique caractérise la masse une mole de l'élément donné en grammes. Cette valeur est très utile dans les calculs pratiques, car elle peut être utilisée pour convertir facilement la masse d'un nombre donné d'atomes ou de molécules d'une substance donnée en moles, et vice versa.

Trouvez la masse atomique dans le tableau périodique de Mendeleïev. Plus tableaux standards Mendeleev contient les masses atomiques (poids atomiques) de chaque élément. En règle générale, ils sont indiqués par un nombre au bas de la cellule avec l'élément, sous les lettres désignant l'élément chimique. Ce n'est généralement pas un nombre entier, mais un nombre décimal.

Rappelez-vous que le tableau périodique indique les masses atomiques moyennes des éléments. Comme indiqué précédemment, les masses atomiques relatives données pour chaque élément du tableau périodique sont les moyennes des masses de tous les isotopes d'un atome. Cette valeur moyenne est précieuse à de nombreuses fins pratiques : par exemple, elle est utilisée pour calculer la masse molaire de molécules constituées de plusieurs atomes. Cependant, lorsqu'il s'agit d'atomes individuels, cette valeur n'est généralement pas suffisante.
- Comme la masse atomique moyenne est une moyenne de plusieurs isotopes, la valeur donnée dans le tableau périodique n'est pas exact la valeur de la masse atomique d'un seul atome.
- Les masses atomiques des atomes individuels doivent être calculées en tenant compte du nombre exact de protons et de neutrons dans un seul atome.

Calcul de la masse atomique d'un atome individuel

Trouver le numéro atomique d'un élément donné ou de son isotope. Le numéro atomique est le nombre de protons dans les atomes d'un élément et ne change jamais. Par exemple, tous les atomes d'hydrogène, et seulement ils ont un proton. Le sodium a un numéro atomique de 11 parce qu'il a onze protons, tandis que l'oxygène a un numéro atomique de huit parce qu'il a huit protons. Vous pouvez trouver le numéro atomique de n'importe quel élément dans le tableau périodique de Mendeleev - dans presque tous ses options standards ce nombre est au dessus désignation de la lettreélément chimique. Le numéro atomique est toujours un entier positif.
- Supposons que nous nous intéressons à un atome de carbone. Il y a toujours six protons dans les atomes de carbone, nous savons donc que son numéro atomique est 6. De plus, nous voyons que dans le tableau périodique, en haut de la cellule avec le carbone (C) se trouve le nombre "6", indiquant que le nombre de carbone atomique est de six.
- Notez que le numéro atomique d'un élément n'est pas uniquement lié à sa masse atomique relative dans le tableau périodique. Bien que, en particulier pour les éléments en haut du tableau, la masse atomique d'un élément puisse sembler être le double de son numéro atomique, elle n'est jamais calculée en multipliant le numéro atomique par deux.
Trouver le nombre de neutrons dans le noyau. Le nombre de neutrons peut être différent pour différents atomes d'un même élément. Lorsque deux atomes du même élément avec le même nombre de protons ont des nombres de neutrons différents, ce sont des isotopes différents de cet élément. Contrairement au nombre de protons, qui ne change jamais, le nombre de neutrons dans les atomes d'un élément particulier peut souvent changer, de sorte que la masse atomique moyenne d'un élément s'écrit sous la forme d'une fraction décimale entre deux nombres entiers adjacents.

Additionnez le nombre de protons et de neutrons. Ce sera la masse atomique de cet atome. Ignorez le nombre d'électrons qui entourent le noyau - leur masse totale est extrêmement petite, ils n'ont donc que peu ou pas d'effet sur vos calculs.

Calcul de la masse atomique relative (poids atomique) d'un élément

Déterminez quels isotopes se trouvent dans l'échantillon. Les chimistes déterminent souvent le rapport des isotopes dans un échantillon particulier en utilisant dispositif spécial appelé spectromètre de masse. Cependant, lors de la formation, ces données vous seront fournies dans les conditions de tâches, de contrôle, etc. sous forme de valeurs tirées de la littérature scientifique.
- Dans notre cas, disons que nous avons affaire à deux isotopes : le carbone-12 et le carbone-13.
Déterminer l'abondance relative de chaque isotope dans l'échantillon. Pour chaque élément, différents isotopes se produisent dans des rapports différents. Ces ratios sont presque toujours exprimés en pourcentage. Certains isotopes sont très courants, tandis que d'autres sont très rares, parfois si rares qu'ils sont difficiles à détecter. Ces valeurs peuvent être déterminées par spectrométrie de masse ou trouvées dans un ouvrage de référence.
- Supposons que la concentration de carbone 12 est de 99 % et de carbone 13 de 1 %. Autres isotopes du carbone vraiment existent, mais en quantités si petites que ce cas ils peuvent être négligés.
Multipliez la masse atomique de chaque isotope par sa concentration dans l'échantillon. Multipliez la masse atomique de chaque isotope par son pourcentage (exprimé sous forme décimale). Pour convertir des pourcentages en décimal, il suffit de les diviser par 100. Les concentrations résultantes doivent toujours totaliser 1.
- Notre échantillon contient du carbone 12 et du carbone 13. Si le carbone 12 représente 99 % de l'échantillon et le carbone 13 1 %, multipliez 12 (masse atomique du carbone 12) par 0,99 et 13 (masse atomique du carbone 13) par 0,01.
- Les ouvrages de référence donnent des pourcentages basés sur les quantités connues de tous les isotopes d'un élément. La plupart des manuels de chimie incluent ces informations dans un tableau à la fin du livre. Pour l'échantillon à l'étude, les concentrations relatives des isotopes peuvent également être déterminées à l'aide d'un spectromètre de masse.
Additionnez les résultats. Additionnez les résultats de multiplication que vous avez obtenus à l'étape précédente. À la suite de cette opération, vous trouverez la masse atomique relative de votre élément - la valeur moyenne des masses atomiques des isotopes de l'élément en question. Lorsqu'un élément est considéré dans son ensemble, et non un isotope spécifique d'un élément donné, c'est cette valeur qui est utilisée.
- Dans notre exemple, 12 x 0,99 = 11,88 pour le carbone 12 et 13 x 0,01 = 0,13 pour le carbone 13. La masse atomique relative dans notre cas est de 11,88 + 0,13 = 12,01 .

Certains isotopes sont moins stables que d'autres : ils se désintègrent en atomes d'éléments avec moins de protons et de neutrons dans le noyau, libérant des particules qui composent le noyau atomique. Ces isotopes sont dits radioactifs.

Qu'est-ce que la « masse atomique » ? Quelle est la bonne orthographe de ce mot. Conception et interprétation.

Masse atomique Le concept de cette grandeur a subi changement durable conformément à l'évolution du concept d'atomes. Selon la théorie de Dalton (1803), tous les atomes d'un même élément chimique sont identiques et sa masse atomique est un nombre égal au rapport de leur masse à la masse d'un atome d'un certain élément normalisé. Cependant, vers 1920, il est devenu clair que les éléments trouvés dans la nature sont de deux types : certains sont en fait des atomes identiques, tandis que d'autres ont la même charge nucléaire, mais masse différente; ces variétés d'atomes étaient appelées isotopes. La définition de Dalton n'est donc valable que pour les éléments du premier type. La masse atomique d'un élément à plusieurs isotopes est valeur moyenneà partir des nombres de masse de tous ses isotopes, pris en pourcentage correspondant à leur abondance dans la nature. Dans le 19ème siècle les chimistes utilisaient l'hydrogène ou l'oxygène comme étalon pour déterminer les masses atomiques. En 1904, 1/16 de la masse moyenne d'un atome d'oxygène naturel (unité d'oxygène) a été adopté comme norme, et l'échelle correspondante a été appelée chimique. La détermination par spectrographie de masse des masses atomiques a été effectuée sur la base de 1/16 de masse de l'isotope 16O, et l'échelle correspondante a été appelée physique. Dans les années 1920, l'oxygène naturel était un mélange de trois isotopes : 16O, 17O et 18O. A cet égard, deux problèmes se sont posés. Premièrement, il s'est avéré que l'abondance relative des isotopes naturels de l'oxygène varie légèrement, ce qui signifie que l'échelle chimique est basée sur une quantité qui n'est pas une constante absolue. Deuxièmement, les physiciens et les chimistes ont obtenu différentes significations des constantes dérivées telles que les volumes molaires, le nombre d'Avogadro, etc. La solution au problème a été trouvée en 1961, lorsque 1/12 de la masse de l'isotope du carbone 12C (unité de carbone) a été prise comme unité de masse atomique (a.m.u.). (1 amu, ou 1D (dalton), en unités de masse SI est de 1,66057 × 10-27 kg.) Le carbone naturel se compose également de deux isotopes : 12C - 99 % et 13C - 1 %, mais les nouvelles valeurs des masses atomiques des éléments sont associé uniquement au premier d'entre eux. En conséquence, un tableau universel des masses atomiques relatives a été obtenu. L'isotope 12C s'est également avéré pratique pour les mesures physiques. MÉTHODES DE DÉTERMINATION La masse atomique peut être déterminée par des méthodes physiques ou chimiques. Méthodes chimiques diffèrent en ce qu'à l'un des stades ils mettent en jeu non les atomes eux-mêmes, mais leurs combinaisons. Méthodes chimiques. Selon la théorie atomique, les nombres d'atomes d'éléments dans les composés sont liés les uns aux autres sous forme de petits nombres entiers (la loi des rapports multiples, qui a été découverte par Dalton). Par conséquent, pour se connecter composition connue on peut déterminer la masse d'un des éléments en connaissant les masses de tous les autres. Dans certains cas, la masse d'un composé peut être mesurée directement, mais se trouve généralement méthodes indirectes. Considérons ces deux approches. La masse atomique de Al a récemment été déterminée comme suit. Des quantités connues d'Al ont été converties en nitrate, sulfate ou hydroxyde, puis calcinées en alumine (Al2O3) qui a été quantifiée avec précision. Du rapport entre les deux masses connues et les masses atomiques de l'aluminium et de l'oxygène (15.9)

les atomes sont très petite taille et très petite masse. Si nous exprimons la masse d'un atome de n'importe quel élément chimique en grammes, ce sera un nombre précédé de plus de vingt zéros après la virgule. Par conséquent, il n'est pas pratique de mesurer la masse des atomes en grammes.

Cependant, si nous prenons une très petite masse comme unité, alors toutes les autres petites masses peuvent être exprimées sous forme de rapport à cette unité. 1/12 de la masse d'un atome de carbone a été choisi comme unité de mesure de la masse d'un atome.

1/12 de la masse d'un atome de carbone s'appelle unité de masse atomique(a.e.m.).

Masse atomique relative est une valeur égale au rapport de la masse réelle d'un atome d'un élément chimique particulier à 1/12 de la masse réelle d'un atome de carbone. C'est une quantité sans dimension, puisque deux masses sont divisées.

Un r = m à. / Arc de (1/12)m.

Cependant masse atomique absolue a une valeur relative et a pour unité a.u.m.

Autrement dit, la masse atomique relative montre combien de fois la masse d'un atome particulier est supérieure à 1/12 d'un atome de carbone. Si l'atome A a r = 12, alors sa masse est 12 fois supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone, ou, en d'autres termes, il a 12 unités de masse atomique. Cela ne peut arriver qu'au carbone lui-même (C). L'atome d'hydrogène (H) a Ar = 1. Cela signifie que sa masse est égale à la masse de 1/12 de la masse de l'atome de carbone. L'oxygène (O) a une masse atomique relative de 16 amu. Cela signifie qu'un atome d'oxygène est 16 fois plus massif que 1/12 d'un atome de carbone, il a 16 unités de masse atomique.

L'élément le plus léger est l'hydrogène. Sa masse est approximativement égale à 1 uma. Les atomes les plus lourds ont une masse proche de 300 amu.

Habituellement, pour chaque élément chimique, sa valeur est la masse absolue des atomes, exprimée en termes de a. e. m. sont arrondis.

La valeur des unités de masse atomique est enregistrée dans le tableau périodique.

Pour les molécules, le concept est utilisé relatif masse moléculaire(M). Le poids moléculaire relatif montre combien de fois la masse d'une molécule est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone. Mais puisque la masse d'une molécule est égale à la somme des masses de ses atomes constitutifs, la masse moléculaire relative peut être trouvée en ajoutant simplement masses relatives ces atomes. Par exemple, une molécule d'eau (H 2 O) contient deux atomes d'hydrogène avec Ar = 1 et un atome d'oxygène avec Ar = 16. Par conséquent, Mr(H 2 O) = 18.

Un certain nombre de substances ont une structure non moléculaire, comme les métaux. Dans un tel cas, leur poids moléculaire relatif est considéré comme égal à leur poids atomique relatif.

En chimie, une quantité importante est appelée fraction massique d'un élément chimique dans une molécule ou une substance. Il montre quelle partie du poids moléculaire relatif est représentée par un élément donné. Par exemple, dans l'eau, l'hydrogène compte pour 2 parts (puisqu'il y a deux atomes) et l'oxygène pour 16. Autrement dit, si vous mélangez de l'hydrogène avec une masse de 1 kg et de l'oxygène avec une masse de 8 kg, ils réagiront sans résidu. La fraction massique d'hydrogène est de 2/18 = 1/9 et la fraction massique d'oxygène est de 16/18 = 8/9.