Chapitre 2 • Noyau atomique, radioactivité, masse atomique et énergie nucléaire
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2.3 MASSE ATOMIQUE ET MASSE MOLAIRE ATOMIQUE
z Masse isotopique et unité de masse atomique
En négligeant la masse des électrons, on peut assimiler la masse d’un atome à celle de son noyau.
Cette dernière n’est pas strictement égale à la somme des masses des nucléons, mais lui est
légèrement inférieure (cf. § 2.4). Cependant pour les applications courantes en chimie, on peut
approximer la masse du noyau à la somme des masses des nucléons, l’erreur commise ne
dépassant jamais 1 %.
L’unité de masse atomique u est adaptée à l’expression des masses à l’échelle élémentaire :
1 u = 1/12 (masse d’un atome de
) = 1,66054.10
–27 kg
Les masses de tous les atomes et particules élémentaires peuvent être exprimées avec cette unité,
en divisant la valeur en kg par 1,66054.10
–27 .
Pour le proton et le neutron, on constate que :
m p ≈ m n ≈ 1 u (à moins de 1 % près)
Un isotope
d’un élément El possède par conséquent une masse isotopique m(
)
pratiquement égale à A (en u).
Exemple 2.5
m(
) ≈ 14 u et m(
) ≈ 15 u.
z Mole et masse molaire : un changement d’échelle
z La mole est la quantité de matière d’un système contenant autant d’entités élémentaires qu’il y
a d’atomes dans 12 g de carbone 12 ; son symbole est « mol ».
Le nombre d’entités élémentaires présentes dans une mole est 6,022.10 23 . Ce nombre est la
valeur numérique de la constante d’Avogadro N A :
N A = 6,022.10 23 mol –1
z Les définitions de l’unité de masse atomique et de la mole sont telles que la masse d’une mole
de particules de masse égale à 1 u, comme une mole de protons ou une mole de neutrons, vaut :
6,022.10
23 × 1,66054.10 –24 = 1 g.mol –1
z La masse molaire isotopique M(
) d’un isotope
donné vaut donc :
M(
) ≈ A × 1 = A en g.mol
–1
Exemple 2.6
M(
) ≈ 14 g.mol
–1
et M(
) ≈ 15 g.mol
–1
.
C
12
6
El
A
Z
El
A
Z
N
14
7
N
15
7
El
A
Z
El
A
Z
El
A
Z
N
14
7
N
15
7