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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 75 — #83
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STRUCTURE DE L’ATOME
1.2 Existence d’isotopes, masse atomique
Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Des noyaux de même numéro atomique Z et de nombres de masse A différents existent : ils sont qualifiés d’isotopes.
Considérons à titre d’exemple les noyaux notés 3
1 H, 2
1 H et 1
1 H. Ils constituent trois isotopes
de l’élément hydrogène : on parle de tritium et de deutérium pour les deux premiers mais
il est exceptionnel d’utiliser des noms différents pour désigner les divers isotopes. Ces trois
isotopes comportent respectivement deux, un et zéro neutrons. De façon similaire, les noyaux
notés 14
6 C, 13
6 C et 12
6 C sont trois isotopes du carbone (le plus abondant à l’état naturel est le
carbone 12
6 C).
Des isotopes peuvent se révéler de stabilités différentes. Ainsi le carbone 12 ( 12
6 C) est stable
alors que le carbone 14 ( 14
6 C) subit une décomposition radioactive selon l’équation :
14
6 C
=
14
7 N + électron
(en libérant de l’énergie).
Cette réaction est à la base d’une méthode de datation développée au chapitre 4 (Cinétique
chimique). Des isotopes peuvent se révéler d’abondances différentes. L’abondance isotopique (exprimée en pourcentage) indique la teneur d’un échantillon donné d’un même
élément chimique en chacun de ses isotopes constatés. Les pourcentages des isotopes d’un
élément particulier tels qu’ils sont constatés à l’état naturel sur la Terre constituent les abondances naturelles, dont les valeurs sont liées à l’histoire de la formation de la Terre. Pour les
éléments légers (de numéro atomique inférieur à 20), un isotope est très souvent majoritaire
(par exemple 12
6 C pour le carbone, à hauteur de 98,9 %, ou 1
1 H pour l’hydrogène, à hauteur
de 99,985 %). Ceci n’est plus vrai à numéro atomique Z élevé (par exemple le brome ne
contient l’isotope majoritaire 79
35 Br qu’à hauteur de 50,6 %). Les isotopes d’un même élément
diffèrent par leur masse.
La masse des atomes étant très faible, on préfère souvent utiliser une échelle de masses
adaptée. La référence de cette échelle relative est l’atome 12
6 C pour lequel la masse atomique
vaut 12 uma (unité de masse atomique avec 1 uma = 1,661.10 −27 kg). Toutes les masses
atomiques sont ensuite définies par rapport à cette valeur.
L’atome de carbone 12
6 C possède une masse atomique entière (l’unité de masse atomique est définie comme 1/12 de sa masse). On ne sera pas surpris de rencontrer
des masses atomiques non entières pour d’autres atomes. En effet, la masse d’un ensemble de nucléons assemblés dans un noyau n’est pas égale à la somme des masses
des nucléons isolés (existence d’un défaut de masse dont la description sort du cadre
étudié ici).
Pour un élément naturellement présent sous forme d’un mélange d’isotopes, la masse atomique est la moyenne pondérée des masses de chaque isotope, chacune de celles-ci étant multipliée par son abondance naturelle. Ainsi, pour le chlore constitué par un mélange d’atomes
35
17 Cl (abondance naturelle égale à 75,77, masse atomique égale à 34,9689 uma) et d’atomes
37
17 Cl (abondance naturelle égale à 24,23, masse atomique égale à 36,9659 uma) , la masse
atomique est calculée par :
m (Cl) = 34, 97 ×
75, 77
100
+ 36, 97 ×
24, 23
100
= 35, 45 uma.
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STRUCTURE DE L’ATOME
1.2 Existence d’isotopes, masse atomique
Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Des noyaux de même numéro atomique Z et de nombres de masse A différents existent : ils sont qualifiés d’isotopes.
Considérons à titre d’exemple les noyaux notés 3
1 H, 2
1 H et 1
1 H. Ils constituent trois isotopes
de l’élément hydrogène : on parle de tritium et de deutérium pour les deux premiers mais
il est exceptionnel d’utiliser des noms différents pour désigner les divers isotopes. Ces trois
isotopes comportent respectivement deux, un et zéro neutrons. De façon similaire, les noyaux
notés 14
6 C, 13
6 C et 12
6 C sont trois isotopes du carbone (le plus abondant à l’état naturel est le
carbone 12
6 C).
Des isotopes peuvent se révéler de stabilités différentes. Ainsi le carbone 12 ( 12
6 C) est stable
alors que le carbone 14 ( 14
6 C) subit une décomposition radioactive selon l’équation :
14
6 C
=
14
7 N + électron
(en libérant de l’énergie).
Cette réaction est à la base d’une méthode de datation développée au chapitre 4 (Cinétique
chimique). Des isotopes peuvent se révéler d’abondances différentes. L’abondance isotopique (exprimée en pourcentage) indique la teneur d’un échantillon donné d’un même
élément chimique en chacun de ses isotopes constatés. Les pourcentages des isotopes d’un
élément particulier tels qu’ils sont constatés à l’état naturel sur la Terre constituent les abondances naturelles, dont les valeurs sont liées à l’histoire de la formation de la Terre. Pour les
éléments légers (de numéro atomique inférieur à 20), un isotope est très souvent majoritaire
(par exemple 12
6 C pour le carbone, à hauteur de 98,9 %, ou 1
1 H pour l’hydrogène, à hauteur
de 99,985 %). Ceci n’est plus vrai à numéro atomique Z élevé (par exemple le brome ne
contient l’isotope majoritaire 79
35 Br qu’à hauteur de 50,6 %). Les isotopes d’un même élément
diffèrent par leur masse.
La masse des atomes étant très faible, on préfère souvent utiliser une échelle de masses
adaptée. La référence de cette échelle relative est l’atome 12
6 C pour lequel la masse atomique
vaut 12 uma (unité de masse atomique avec 1 uma = 1,661.10 −27 kg). Toutes les masses
atomiques sont ensuite définies par rapport à cette valeur.
L’atome de carbone 12
6 C possède une masse atomique entière (l’unité de masse atomique est définie comme 1/12 de sa masse). On ne sera pas surpris de rencontrer
des masses atomiques non entières pour d’autres atomes. En effet, la masse d’un ensemble de nucléons assemblés dans un noyau n’est pas égale à la somme des masses
des nucléons isolés (existence d’un défaut de masse dont la description sort du cadre
étudié ici).
Pour un élément naturellement présent sous forme d’un mélange d’isotopes, la masse atomique est la moyenne pondérée des masses de chaque isotope, chacune de celles-ci étant multipliée par son abondance naturelle. Ainsi, pour le chlore constitué par un mélange d’atomes
35
17 Cl (abondance naturelle égale à 75,77, masse atomique égale à 34,9689 uma) et d’atomes
37
17 Cl (abondance naturelle égale à 24,23, masse atomique égale à 36,9659 uma) , la masse
atomique est calculée par :
m (Cl) = 34, 97 ×
75, 77
100
+ 36, 97 ×
24, 23
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= 35, 45 uma.
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