T J
O
c
D
Cl
U D
t H
O
fN J
x:
OJ
>Q .
O
U
3. Les masses atomiques relatives
Les masses atomiques relatives de tous les éléments sont définies comme le rapport
de la masse de l’élément considéré au 1/12 de la masse de '^C. Ce sont donc des rapports sans dimension. Ce ne sont pas toujours des nombres entiers car les masses de
définition ne sont pas entières et de nombreux éléments comportent des isotopes en
proportions variables.
JD
Fiche 188
4. Les isotopes
Les isotopes d’un élément donné (Z fixe) comportent un nombre de neutrons variable.
Pour écrire leur formule de manière simplifiée, on utilise généralement le symbole de
l’élément en ne précisant que le nombre A (égal à Z + N, voir plus haut).
P
Fiches 14, 15
U
O
L’hydrogène et le carbone
L’élément hydrogène (masse relative 1,008) comporte trois isotopes qui portent des noms
différents, ce qui constitue une exception. Ces isotopes sont : l’hydrogène ¡H, qui constitue
99,985 % de l’élément naturel, le deutérium ^D, comptant pour 0,015 % et le tritium ^,T,
élément instable, formé à l’état de traces.
Le carbone naturel (masse 12,010) comporte trois isotopes ; ’’C (98,89 %), '-^C (1,11 %),
'‘ *C (traces, radioactif).
Le lithium
Le lithium comporte deux isotopes ^Li (masse 6,015 ; 7,42 %) et ’Li (masse 7,016 ;
92,58 %). Sa masse calculée est donc : 6,015 x (7,42/100) + 7,016 x (92,58/100) = 6,94.
Cette valeur est celle généralement donnée dans les tables. Le même type de calcul peut
être répété pour la plupart des éléments. Un grand nombre de chiffres significatifs est utilisé
par les physiciens mais, en chimie, on n’utilise généralement que des valeurs arrondies,
avec au plus quatre chiffres significatifs. Par exemple, pour le chlore (Z = 17), on donne
dans les tables usuelles une masse égale à 35,45.
P
vt
O
U
01
X
U1
Exercices
2.1-2.3
P
Fiche 188