Science et technologie s1121

La masse atomique et les isotopes

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

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 |\left( \frac{1}{12} \right)| de la masse d'un atome de carbone, qui a été choisi comme atome de référence.

La masse atomique relative est la masse d'un atome d'un élément calculée par comparaison avec la masse du carbone 12.

L'unité de masse atomique (u), utilisée pour caractériser la masse atomique relative, correspond à |1,66 \times 10^{-24} \space \text {g}|, 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.

Lorsqu'on place des atomes de carbone et d'hélium sur une balance, il faut trois atomes d'hélium pour égaler la masse d'un atome de carbone. On peut donc déduire que la masse de l'hélium est trois fois plus petite que celle du carbone. Puisque la masse du carbone est 12 u, la masse de l'hélium est 4 u.

s1121i1.JPG

Les isotopes et le nombre de masse

Un isotope est un atome qui possède le même nombre de protons et d'électrons 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, le lithium 6, et l’atome n° 2, le lithium 7, 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 (donc, le même nombre de protons et d'électrons) mais possèdent un nombre de masse différent (nombre de protons et de 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 d'un atome est déterminé en arrondissant la masse atomique relative au nombre entier le plus près.

 

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

La notation de Berzelius est utilisée afin de distinguer les isotopes les uns des autres.

|_{\text {Numéro atomique}}^{\text {Nombre de masse}}\text {Symbole}| ou, simplement, |_{\text {Z}}^{\text {A}}\text {X}|

 

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|


Il existe deux isotopes stables de l'hélium, l'hélium 3 et l'hélium 4. Les deux isotopes possèdent le même nombre de protons (2 protons) et le même nombre d'électrons (2 électrons). Toutefois, l'hélium 3 possède 1 seul neutron, alors que l'hélium 4 possède deux neutrons.

Les isotopes radioactifs

Les isotopes radioactifs, ou radioisotopes, sont des isotopes d'atome dont le noyau atomique est instable. L'instabilité de ces isotopes peut être due à un excès de protons, de neutrons ou les deux évènements simultanés. Les isotopes radioactifs existent naturellement, mais ils peuvent aussi être produits artificiellement par une réaction nucléaire.

Les isotopes radioactifs sont largement utilisés à des fins de diagnostic ou de recherche comme traceurs dans le corps humain. Ils sont aussi utilisés pour suivre et analyser les polluants dans l'eau.

La masse atomique moyenne

Puisque, dans la nature, plusieurs isotopes d'un même élément peuvent exister 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 présent 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| et 80,22% de |_{5}^{11}B|. Quelle est la masse atomique moyenne du bore ?

Isotope |_{5}^{10}B| : |10 \space \text {u} \times 19,78 \% = 1,978 \space \text {u}|

Isotope |_{5}^{11}B| : |11 \space \text {u} \times  80,22 \% = 8,824 \space \text {u}|

|1,978  \space \text {u} + 8,824  \space \text {u} = 10,802 \space \text {u}|

Donc, la masse atomique moyenne du bore est de 10,802 u.

Les vidéos
Les exercices
Les références