« tout léger, tout léger… » STE La masse atomique « tout léger, tout léger… »

La masse atomique relative La masse d’un atome correspond à la masse totale de son noyau (donc des protons et neutrons, ou des nucléons) et de ses électrons Puisqu’un électron est environ 1836 fois moins massif qu’un nucléon, on peut considérer que la masse d’un atome résulte de la contribution quasi exclusive des nucléons Le TPE indique la masse atomique relative des éléments au bas de leur cases respectives L’unité de mesure utilisée pour mesurer la masse atomique relative est l’unité de masse atomique (u), plus pratique que le kilogramme 1 u équivaut à 1,66 x 10-27 kg

La masse atomique relative En 1961, lors d’un congrès international de chimie tenu à Montréal, il fut convenu de choisir le carbone 12 (6 p+ et 6 no) comme élément de référence et de lui a attribuer la masse atomique précise de 12,00000 u La masse atomique relative est la masse d’un atome établie par comparaison avec celle du carbone 12

Une unité de masse atomique (1 u) vaut donc le douzième de la masse d’un atome de carbone 12 1 u = 1 ∕ 12 de la masse du carbone 12 L’unité de masse atomique correspond approximativement à la masse d’un nucléon Proton: 1,007 u Neutron 1,008 u

Les isotopes Tous les atomes d’un même élément ont le même nombre de protons dans leur noyau Le nombre de neutrons n’est cependant pas le même pour tous les atomes d’un même élément Les isotopes d’un élément sont des atomes qui ont le même nombre de protons mais un nombre de neutrons différent. On identifie les isotopes par leur nombre de masse et leur numéro atomique ou simplement par leur nombre de masse

Les isotopes de l’hydrogène

2 des isotopes de l’oxygène

D’autres isotopes

Le calcul de la masse atomique Dans la nature, les isotopes d’un élément donné possèdent leur propre nombre de masse leur propre abondance relative (en %) dans la nature Pour calculer la masse atomique moyenne d’un élément, telle qu’elle apparait dans le TPE, il faut tenir compte de ces 2 réalités Il suffit de faire le produit du nombre de masse par l’abondance relative pour chaque isotope et d’additionner ces résultats Exemple de calcul http://bv.alloprof.qc.ca/science-et-technologie/l'univers-materiel/l'organisation-de-la-matiere/la-classification-periodique/la-masse-atomique-et-les-isotopes.aspx Le « défaut de masse » http://www.fsg.ulaval.ca/opus/scphys4/resumes/15d.shtml

Pour le plaisir http://www.ostralo.net/3_animations/swf/diagrammeNZ_2.swfhttp://www.ostralo.net/3_animations/swf/masses_noyaux.swf