La masse atomique et les isotopes

Dans le tableau périodique, on retrouve ce que l'on appelle la masse atomique, plus particulièrement la masse atomique moyenne qui est exprimée en unité de masse atomique (u), qui est calculée en tenant compte des divers isotopes présent . On peut également s'intéresser à la masse atomique relative d'un atome, qui implique la masse combinée des protons et des neutrons. Voyons cela plus en détails.

La masse atomique relative

Comme le gramme n'est pas très pratique pour caractériser la masse des minuscules atomes, les scientifiques utilisent plutôt l'unité de masse atomique dont le symbole est u. Par convention, cette unité correspond au douzième (|\frac{1}{12}|) de la masse d'un atome de carbone, qui a été choisi comme atome de référence.

La masse atomique relative d'un atome calculée en la comparant avec celle du carbone 12.

L'unité de masse atomique (u), utilisée pour caractériser la masse atomique relative, correspond à 1,66 x 10-24g, soit environ la masse d'un proton ou d'un neutron.

Dans le tableau périodique, la masse atomique relative est généralement située en-dessous du nom ou du symbole de l'atome.

Les isotopes et le nombre de masse

Un isotope est un atome qui possède le même nombre de protons qu’un autre atome du même élément, mais qui diffère par le nombre de ses neutrons.

Pour nommer un isotope, on dira le nom de l'élément suivi de son nombre de masse.

On peut voir sur l’illustration suivante que l’atome n° 1 et l’atome n° 2 ont le même nombre de protons. Par contre, l’atome n° 2 possède un neutron de plus. Par conséquent, on peut dire que ces deux atomes sont des isotopes différents: ils ont le même numéro atomique (nombre de protons) mais possèdent un nombre de masse différent (nombre de protons + neutrons).

Le nombre de masse (A) se définit comme étant la somme des protons et des neutrons contenus dans un atome.

 

Le nombre de masse est toujours représenté avec un nombre entier et ne peut donc jamais être fractionnaire.

On utilise la notation de Berzelieus afin de distinguer les isotopes les uns des autres.

|_{Nombre\; de\; protons}^{Nombre\; de\; masse}Symbole|

 

Un isotope de sodium (Na) possède 11 protons, 12 neutrons et 11 électrons.

Le nombre de masse de cet atome est 23 (11 protons + 12 neutrons = 23).

On nommera cet atome sodium 23 et on le notera : |_{11}^{23}Na|

La masse atomique moyenne

Comme dans la nature plusieurs isotopes d'un même élément peuvent être retrouvés et que chacun d'eux possède une masse atomique relative différente, il est nécessaire de faire une moyenne de toutes ces valeurs, et ce, en tenant compte des proportions de leur présence dans la nature.

La masse atomique moyenne est celle qui est présentée dans le tableau périodique. Elle a été calculée en tenant compte des masses relatives de chacun des isotopes d'un élément présents dans la nature ainsi que de leur abondance.

 

Les deux isotopes stables du bore se présentent dans les proportions suivantes : 19.78% de |_{5}^{10}B| (10.01 u) et 80.22% de |_{5}^{11}B| (11.01 u). Calcule la masse atomique moyenne du bore.

Isotope |_{5}^{10}B| : 10,01u x 19,78% = 1,979978

Isotope |_{5}^{11}B| : 11,01u x 80,22% = 8,832222

1,979978 + 8,832222 = 10,81u

Donc, la masse atomique moyenne du bore est de 10,81u.

Les exercices

Les références

  • MELS
  • Rogers
  • Réunir Réussir
  • Fondation Réussite Jeunesse