Masse atomique

Une masse atomique (symbole : _ma) est la masse d'un seul atome d'un élément chimique. Elle comprend les masses des 3 particules subatomiques qui composent un atome : les protons, les neutrons et les électrons.

La masse atomique peut être exprimée en grammes. Cependant, comme chaque atome a une très petite masse, cela n'est pas très utile. La masse atomique est plutôt exprimée en unités de masse atomique unifiées (symbole de l'unité : u). Une unité de masse atomique est définie comme 1/12 de la masse d'un seul atome de carbone 12. 1 u a une valeur de 1,660 539 066 60(50) × 10-27 kg.

Un atome de carbone 12 a une masse de 12 u. Les électrons étant si légers, on peut dire que la masse d'un atome de carbone 12 est composée de 6 protons et de 6 neutrons. Comme les masses des protons et des neutrons sont presque identiques, on peut dire que les protons et les neutrons ont une masse d'environ 1 u. On peut donc obtenir une valeur approximative de la masse d'un atome en unités de masse atomique en calculant la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons dans le noyau, ce qu'on appelle le nombre de masse. La masse atomique d'un atome se situe généralement à 0,1 u près du nombre de masse.

Le nombre de protons qu'un atome possède détermine l'élément dont il s'agit. Cependant, la plupart des éléments dans la nature sont constitués d'atomes ayant un nombre différent de neutrons. Un atome d'un élément ayant un certain nombre de neutrons est appelé un isotope. Par exemple, l'élément chlore a deux isotopes communs : le chlore 35 et le chlore 37. Les deux isotopes du chlore ont 17 protons, mais le chlore-37 a 20 neutrons, soit 2 neutrons de plus que le chlore-35, qui en a 18. Chaque isotope a sa propre masse atomique, appelée masse isotopique. Dans le cas du chlore, le chlore 35 a une masse d'environ 35 u, et le chlore 37 d'environ 37 u.

Comme mentionné ci-dessus, il faut noter que la masse atomique d'un atome n'est pas la même que son numéro de masse. Le numéro de masse (symbole : A) d'un atome est la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons dans le noyau. Les nombres de masse sont toujours des nombres entiers sans unité. De plus, la masse isotopique relative n'est pas la même que la masse isotopique, et la masse atomique relative (aussi appelée poids atomique) n'est pas la même que la masse atomique.

Une masse isotopique relative est la masse d'un isotope par rapport à 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12. En d'autres termes, une masse isotopique relative vous indique le nombre de fois qu'un isotope d'un élément est plus lourd qu'un douzième d'un atome de carbone 12. Le mot relatif en masse isotopique relative fait référence à cette échelle par rapport au carbone 12. La masse isotopique relative est similaire à la masse isotopique et a exactement la même valeur numérique que la masse isotopique, chaque fois que la masse isotopique est exprimée en unités de masse atomique. Cependant, contrairement à la masse isotopique, les valeurs de la masse isotopique relative n'ont pas d'unité.

Comme la masse isotopique relative, une masse atomique relative (symbole : _Ar) est un rapport sans unité. Une masse atomique relative est le rapport entre la masse moyenne par atome d'un élément d'un échantillon donné et 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12. Nous trouvons la masse atomique relative d'un échantillon d'un élément en calculant la moyenne pondérée par l'abondance des masses isotopiques relatives. Par exemple, pour continuer l'exemple du chlore vu d'en haut, s'il y a 75% de chlore-35 et 25% de chlore-37 dans un échantillon de chlore,

Questions et réponses

Q : Qu'est-ce que la masse atomique ?

Q : Comment la masse atomique est-elle exprimée ?

Q : De quoi un atome de carbone-12 a-t-il la masse ?

Q : Qu'est-ce qui détermine l'élément d'un atome ?

Q : Que sont les isotopes ?

Q:Quelle est la différence entre la masse atomique et son numéro de masse ?

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