Chap. 19. Physique nucléaire
Par exemple, un noyau de sodium constitué de 23 nucléons (11 protons et 12 neutrons) sera noté : h Na.
19.1.3 Les isotopes
Définition
On appelle isotopes d’un élément chimique, les nucléides ayant le même nombre
de protons et des nombres de neutrons différents : les nucléides ^X et £ X sont
isotopes.
À un même numéro atomique Z correspondent en général plusieurs isotopes.
Exemple
*gO 8 protons + 8 neutrons
< '«O 8 protons + 9 neutrons
sont isotopes.
'gO8 protons + 10 neutrons
• Le nombre de masse A est un entier pour un isotope : sa valeur est voisine de la
masse atomique relative ma.
La masse atomique relative tna d’un élément est la moyenne des masses isotopiques relatives m, , soit
ma=^2tximi
(19.1)
i
(x, : pourcentages des différents isotopes)
19.1.4 Masse d'un noyau
Le noyau représente pratiquement toute la masse de l’atome (environ 99,75 %).
Grâce à la spectrographie de masse on peut mesurer avec précision la masse isotopique relative d’un ion et en déduire par la suite (connaissant le nombre d’électrons
de l’ion) la masse du noyau ?X.
Pour exprimer les masses, nous utiliserons l’unité de masse atomique (u.m.a.) de
symbole u.
L unité de masse atomique est par convention le douzième de la masse de l’atome
isotope 12 du carbone (isotope le plus abondant), soit
1 u=m
(19.2)
Par exemple, un noyau de sodium constitué de 23 nucléons (11 protons et 12 neutrons) sera noté : h Na.
19.1.3 Les isotopes
Définition
On appelle isotopes d’un élément chimique, les nucléides ayant le même nombre
de protons et des nombres de neutrons différents : les nucléides ^X et £ X sont
isotopes.
À un même numéro atomique Z correspondent en général plusieurs isotopes.
Exemple
*gO 8 protons + 8 neutrons
< '«O 8 protons + 9 neutrons
sont isotopes.
'gO8 protons + 10 neutrons
• Le nombre de masse A est un entier pour un isotope : sa valeur est voisine de la
masse atomique relative ma.
La masse atomique relative tna d’un élément est la moyenne des masses isotopiques relatives m, , soit
ma=^2tximi
(19.1)
i
(x, : pourcentages des différents isotopes)
19.1.4 Masse d'un noyau
Le noyau représente pratiquement toute la masse de l’atome (environ 99,75 %).
Grâce à la spectrographie de masse on peut mesurer avec précision la masse isotopique relative d’un ion et en déduire par la suite (connaissant le nombre d’électrons
de l’ion) la masse du noyau ?X.
Pour exprimer les masses, nous utiliserons l’unité de masse atomique (u.m.a.) de
symbole u.
L unité de masse atomique est par convention le douzième de la masse de l’atome
isotope 12 du carbone (isotope le plus abondant), soit
1 u=m
(19.2)