1,2 STE-MASSE ATOMIQUE - école Samuel

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'universmateriel/l'organisation-de-la-matiere/la-classificationperiodique/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.swf
http://www.ostralo.net/3_animations/swf/masses_noyaux.swf