Chapitre 1 • Concepts fondamentaux : les atomes
2
toutes établies par rapport à 6 C = 12,0000. On peut considérer que
les masses du proton et du neutron sont ≈ 1 u où u est l’unité de
masse atomique (1 u ≈ 1,660 × 10
− 27
kg).
Isotopes
Les nucléides d’un même élément possèdent le même nombre de protons et d’électrons mais peuvent avoir des nombres de
masse différents ; le nombre de protons et d’électrons définit l’élément, mais le nombre de neutrons peut varier. On appelle isotopes
(appendice 5) les nucléides d’un élément donné qui diffèrent par
le nombre de neutrons et par conséquent par leur nombre de masse.
Les isotopes de certains éléments sont naturels alors que d’autres
peuvent être produits artificiellement.
Des éléments qui ont un seul nucléide à l’état naturel sont monotopiques, comme le phosphore, 15 P, et le fluor, 9 F. Les éléments
qui sont constitués d’un mélange d’isotopes comprennent C ( 6 C et
6 C) et O ( 8 O, 8 O et 8 O). Comme le numéro atomique est constant
pour un même élément, on ne distingue souvent les isotopes qu’en
notant leur masse atomique, p.ex.
12
C et
13
C.
Masse atomique relative
Exemple résolu 1.1
Calculez la valeur de A r pour le chlore naturel si la répartition
des isotopes est 75,77 % de 17 Cl et 24,23 % de 17 Cl. Les masses
précises de
35
Cl et de
37
Cl sont 34,97 et 36,97.
La masse atomique relative du chlore est la moyenne pondérée
des nombres de masse des deux isotopes :
Masse atomique relative,
A r =
×
+
×
=
75 77
100
34 97
24 23
100
36 97
35 45
,
,
,
,
,
Exercices autodidactiques
1. Si A r = 35,45 pour Cl, quel est le rapport
35
Cl /
37
Cl dans un
échantillon d’atomes de chlore contenant du Cl naturel ?
[ Rép. 3,17 / 1]
2. Calculez la valeur de A r pour le Cu naturel si la répartition
des isotopes est 69,2 % de
63
Cu et 30,8 % de
65
Cu ; les masses
précises sont 62,93 et 64,93.
[Rép. 63,5]
12
31
19
12
13
16
17
18
35
37
du noyau n’est qu’une minuscule fraction de celui de l’atome ; le
rayon du noyau est d’environ 10
− 15
m alors que l’atome lui-même
est environ 10
5
plus grand. La densité du noyau est donc énorme,
plus de 10
12
fois celle du plomb métallique.
Bien que les chimistes aient tendance à considérer que l’électron, le neutron et le proton sont les particules fondamentales (ou
élémentaires) de l’atome, les physiciens des particules ne seraient
pas d’accord, car leurs recherches montrent la présence de particules encore plus petites.
Numéro atomique, nombre
1.3
de masse et isotopes
Nucléides, numéro atomique et nombre
de masse
Un nucléide est un type particulier d’atome et possède un numéro
atomique caractéristique, Z, qui est égal au nombre de protons du
noyau ; comme l’atome est électriquement neutre, Z est aussi égal
au nombre d’électrons. Le nombre de masse A d’un nucléide est
le nombre de protons et de neutrons du noyau. Un raccourci pour
montrer le numéro atomique et le nombre de masse d’un nucléide
avec son symbole E consiste à écrire :
E
A
Z
Nombre de masse
Numéro atomique
Ne
20
10
p.ex.
Symbole de l’élément
Numéro atomique = Z = nombre de protons du noyau =
nombre d’électrons
Nombre de masse = A = nombre de protons + nombre de neutrons
Nombre de neutrons = A − Z
Masse atomique relative
Comme la masse des électrons est minuscule, la masse d’un atome
dépend principalement du nombre de protons et de neutrons du
noyau. Comme le montre le tableau 1.1, la masse d’un atome est un
très petit nombre, non entier, et on adopte par commodité un système de masses atomiques relatives. Nous définissons l’unité de
masse atomique comme 1 / 12 de la masse d’un atome de 6 C, soit
1,660 × 10
− 27
kg. Les masses atomiques relatives (A r ) sont donc
12
Propriétés du proton, de l’électron et du neutron
Tableau 1.1
Proton
Électron
Neutron
Charge / C
+ 1,602 × 10
− 19
− 1,602 × 10
− 19
0
Nombre de charge (charge relative)
1
− 1
0
Masse au repos / kg
1,673 × 10
− 27
9,109 × 10
− 31
1,673 × 10
− 27
Masse relative
1 837
1
1 839
2
toutes établies par rapport à 6 C = 12,0000. On peut considérer que
les masses du proton et du neutron sont ≈ 1 u où u est l’unité de
masse atomique (1 u ≈ 1,660 × 10
− 27
kg).
Isotopes
Les nucléides d’un même élément possèdent le même nombre de protons et d’électrons mais peuvent avoir des nombres de
masse différents ; le nombre de protons et d’électrons définit l’élément, mais le nombre de neutrons peut varier. On appelle isotopes
(appendice 5) les nucléides d’un élément donné qui diffèrent par
le nombre de neutrons et par conséquent par leur nombre de masse.
Les isotopes de certains éléments sont naturels alors que d’autres
peuvent être produits artificiellement.
Des éléments qui ont un seul nucléide à l’état naturel sont monotopiques, comme le phosphore, 15 P, et le fluor, 9 F. Les éléments
qui sont constitués d’un mélange d’isotopes comprennent C ( 6 C et
6 C) et O ( 8 O, 8 O et 8 O). Comme le numéro atomique est constant
pour un même élément, on ne distingue souvent les isotopes qu’en
notant leur masse atomique, p.ex.
12
C et
13
C.
Masse atomique relative
Exemple résolu 1.1
Calculez la valeur de A r pour le chlore naturel si la répartition
des isotopes est 75,77 % de 17 Cl et 24,23 % de 17 Cl. Les masses
précises de
35
Cl et de
37
Cl sont 34,97 et 36,97.
La masse atomique relative du chlore est la moyenne pondérée
des nombres de masse des deux isotopes :
Masse atomique relative,
A r =
×
+
×
=
75 77
100
34 97
24 23
100
36 97
35 45
,
,
,
,
,
Exercices autodidactiques
1. Si A r = 35,45 pour Cl, quel est le rapport
35
Cl /
37
Cl dans un
échantillon d’atomes de chlore contenant du Cl naturel ?
[ Rép. 3,17 / 1]
2. Calculez la valeur de A r pour le Cu naturel si la répartition
des isotopes est 69,2 % de
63
Cu et 30,8 % de
65
Cu ; les masses
précises sont 62,93 et 64,93.
[Rép. 63,5]
12
31
19
12
13
16
17
18
35
37
du noyau n’est qu’une minuscule fraction de celui de l’atome ; le
rayon du noyau est d’environ 10
− 15
m alors que l’atome lui-même
est environ 10
5
plus grand. La densité du noyau est donc énorme,
plus de 10
12
fois celle du plomb métallique.
Bien que les chimistes aient tendance à considérer que l’électron, le neutron et le proton sont les particules fondamentales (ou
élémentaires) de l’atome, les physiciens des particules ne seraient
pas d’accord, car leurs recherches montrent la présence de particules encore plus petites.
Numéro atomique, nombre
1.3
de masse et isotopes
Nucléides, numéro atomique et nombre
de masse
Un nucléide est un type particulier d’atome et possède un numéro
atomique caractéristique, Z, qui est égal au nombre de protons du
noyau ; comme l’atome est électriquement neutre, Z est aussi égal
au nombre d’électrons. Le nombre de masse A d’un nucléide est
le nombre de protons et de neutrons du noyau. Un raccourci pour
montrer le numéro atomique et le nombre de masse d’un nucléide
avec son symbole E consiste à écrire :
E
A
Z
Nombre de masse
Numéro atomique
Ne
20
10
p.ex.
Symbole de l’élément
Numéro atomique = Z = nombre de protons du noyau =
nombre d’électrons
Nombre de masse = A = nombre de protons + nombre de neutrons
Nombre de neutrons = A − Z
Masse atomique relative
Comme la masse des électrons est minuscule, la masse d’un atome
dépend principalement du nombre de protons et de neutrons du
noyau. Comme le montre le tableau 1.1, la masse d’un atome est un
très petit nombre, non entier, et on adopte par commodité un système de masses atomiques relatives. Nous définissons l’unité de
masse atomique comme 1 / 12 de la masse d’un atome de 6 C, soit
1,660 × 10
− 27
kg. Les masses atomiques relatives (A r ) sont donc
12
Propriétés du proton, de l’électron et du neutron
Tableau 1.1
Proton
Électron
Neutron
Charge / C
+ 1,602 × 10
− 19
− 1,602 × 10
− 19
0
Nombre de charge (charge relative)
1
− 1
0
Masse au repos / kg
1,673 × 10
− 27
9,109 × 10
− 31
1,673 × 10
− 27
Masse relative
1 837
1
1 839