1,2 STE-MASSE ATOMIQUE - école Samuel

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

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