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Exemple· 12 C 16 0 56 Fe
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, 8
, 26
Les trois isotopes de l'atome carbone sont le à 2 C (appelé carbone-12), le à
3 C
(carbone- 13) et le b
4 C (carbone- 14). La forme de carbone qu'on trouve dans la nature
est la forme stable et prépondérante, il s'agit du carbone à 2 C . Le carbone b
4 C présente
des propriétés radioactives, associées à des modifications qui transforment le noyau de
l'atome.
L'unité de masse atomique
Comme l'atome est extrêmement petit (noyau - 1 · 10- 10 met nuage - 1 · 10- 15 m) et
n'est pas visible à l'œil nu, il est très difficile d'en mesurer la masse.
Pour simplifier la tâche, on va choisir une référence. Dans le système international (S.I.)
(WWW), la référence est l'isotope de carbone-12 pur, auquel on assigne exactement
une masse de 12 unités (12 u).
Une unité u correspond à un douzième de la masse réelle d'un atome de carbone- 12,
masse estimée par mesure spectroscopique et équivalente à 1,660 · 10- 27 kg(= 1 u).
La masse de chaque atome est toujours rapportée à cette unité de masse atomique u.
Exemples:
1 H : 1,000 x u soit 1,660 · 10-27 kg
12 c: 12,000 x u soit 19,92 · 10- 27 kg
16 0 : 16,000 x u soit 26,56 · 10- 27 kg
Bien que la masse d'un atome de carbone-12 soit exactement de 12,00 u, pour obtenir
la masse d'un échantillon de carbone naturel, il faut évidemment tenir compte de la
proportion massique de chacun des isotopes.
Les proportions isotopiques sont généralement exprimées en pourcentages massiques.
Les pourcentages isotopiques peuvent légèrement varier d' un livre à l'autre en fonction
des technjques de détermjnation utilisées. Le choix del' échantillon peut également introduire des différences.
La composition isotopique de 0 dans H 2 0(l) peut être légèrement différente de sa
composition isotopique dans le CaCOls).
On trouve dans la nature:
- 98,892 % d' atomes de carbone- 12,
- 1,108 % d'atomes de carbone- 13,
- une très petite proportion de carbone-14.
La masse atomique (M) du carbone est donc la moyenne pondérée des masses
atomjques de chacun des isotopes.
Exemples: Contribution du 12 C: 0,98892 x 12,000 u = 11 ,87 u. Contribution du
13 c: 0,01108 x 13,000 u = 0,1440 u. On négli ge la contribution du carbone- 14.
La masse atomique moyenne d ' un atome de carbone: M = 11 ,87 u + 0,1440 u =
12,01 u (WWW).
Ceci explique pourquoi les masses atomjques ne sont pas des nombres entiers.
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est la forme stable et prépondérante, il s'agit du carbone à 2 C . Le carbone b
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des propriétés radioactives, associées à des modifications qui transforment le noyau de
l'atome.
L'unité de masse atomique
Comme l'atome est extrêmement petit (noyau - 1 · 10- 10 met nuage - 1 · 10- 15 m) et
n'est pas visible à l'œil nu, il est très difficile d'en mesurer la masse.
Pour simplifier la tâche, on va choisir une référence. Dans le système international (S.I.)
(WWW), la référence est l'isotope de carbone-12 pur, auquel on assigne exactement
une masse de 12 unités (12 u).
Une unité u correspond à un douzième de la masse réelle d'un atome de carbone- 12,
masse estimée par mesure spectroscopique et équivalente à 1,660 · 10- 27 kg(= 1 u).
La masse de chaque atome est toujours rapportée à cette unité de masse atomique u.
Exemples:
1 H : 1,000 x u soit 1,660 · 10-27 kg
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Bien que la masse d'un atome de carbone-12 soit exactement de 12,00 u, pour obtenir
la masse d'un échantillon de carbone naturel, il faut évidemment tenir compte de la
proportion massique de chacun des isotopes.
Les proportions isotopiques sont généralement exprimées en pourcentages massiques.
Les pourcentages isotopiques peuvent légèrement varier d' un livre à l'autre en fonction
des technjques de détermjnation utilisées. Le choix del' échantillon peut également introduire des différences.
La composition isotopique de 0 dans H 2 0(l) peut être légèrement différente de sa
composition isotopique dans le CaCOls).
On trouve dans la nature:
- 98,892 % d' atomes de carbone- 12,
- 1,108 % d'atomes de carbone- 13,
- une très petite proportion de carbone-14.
La masse atomique (M) du carbone est donc la moyenne pondérée des masses
atomjques de chacun des isotopes.
Exemples: Contribution du 12 C: 0,98892 x 12,000 u = 11 ,87 u. Contribution du
13 c: 0,01108 x 13,000 u = 0,1440 u. On négli ge la contribution du carbone- 14.
La masse atomique moyenne d ' un atome de carbone: M = 11 ,87 u + 0,1440 u =
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Ceci explique pourquoi les masses atomjques ne sont pas des nombres entiers.
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