2.1 : Isotopes et masse atomique

Masse atomique

Les masses des atomes individuels sont très, très petites. Cependant, à l’aide d’un appareil moderne appelé spectromètre de masse, il est possible de mesurer ces masses minuscules. Un atome d’oxygène-16, par exemple, a une masse de \(2,66 \times 10^{-23} \ : \text{g}\). Bien que les comparaisons de masses mesurées en grammes aient une certaine utilité, il est bien plus pratique de disposer d’un système qui nous permette de comparer plus facilement les masses atomiques relatives. Les scientifiques ont décidé d’utiliser le nucléide carbone-12 comme étalon de référence pour comparer toutes les autres masses. Par définition, un atome de carbone 12 a une masse d’exactement 12 unités de masse atomique (\(\left( \text{amu} \right)\). Une unité de masse atomique est définie comme une masse égale à un douzième d’un atome de carbone-12. La masse de tout isotope d’un élément quelconque est exprimée par rapport à l’étalon carbone-12. Par exemple, un atome d’hélium-4 a une masse de \(4,0026 \ : \text{amu}\). Un atome de soufre-32 a une masse de \(31,972 \ : \text{amu}\).

L’atome de carbone-12 possède six protons et six neutrons dans son noyau pour un nombre de masse de 12. Comme le noyau représente la quasi-totalité de la masse de l’atome, un seul proton ou un seul neutron a une masse d’environ \(1 \ : \text{amu}\). Cependant, comme le montrent les exemples de l’hélium et du soufre, les masses des atomes individuels ne sont pas tout à fait des nombres entiers. Cela est dû au fait que la masse d’un atome est très légèrement affectée par les interactions des différentes particules à l’intérieur du noyau et qu’elle inclut également la petite masse ajoutée par chaque électron.

Comme indiqué dans la section sur les isotopes, la plupart des éléments se présentent naturellement sous la forme d’un mélange de deux isotopes ou plus. Voici la liste (voir le tableau ci-dessous) des isotopes naturels de plusieurs éléments ainsi que le pourcentage d’abondance naturelle de chacun d’entre eux.

For some elements, one particular isotope is much more abundant than any other isotopes. For example, naturally occurring hydrogen is nearly all hydrogen-1, and naturally occurring oxygen is nearly all oxygen-16. Pour de nombreux autres éléments, cependant, plus d’un isotope peut exister en quantités substantielles. Le chlore (numéro atomique 17) est un gaz toxique de couleur vert jaunâtre. Environ trois quarts de tous les atomes de chlore ont 18 neutrons, ce qui leur donne un numéro de masse de 35. Environ un quart de tous les atomes de chlore ont 20 neutrons, ce qui leur donne un numéro de masse de 37. Si vous deviez simplement calculer la moyenne arithmétique des masses atomiques précises, vous obtiendriez environ 36.

Comme vous pouvez le constater, la masse atomique moyenne donnée dans la dernière colonne du tableau ci-dessus est nettement inférieure. Pourquoi ? La raison est que nous devons prendre en compte les pourcentages d’abondance naturelle de chaque isotope afin de calculer ce que l’on appelle la moyenne pondérée. La masse atomique d’un élément est la moyenne pondérée des masses atomiques des isotopes naturels de cet élément. Les masses atomiques moyennes sont les valeurs que nous voyons sur le tableau périodique.

La moyenne pondérée est déterminée en multipliant le pourcentage d’abondance naturelle par la masse réelle de l’isotope. Cette opération est répétée jusqu’à ce qu’il y ait un terme pour chaque isotope. Pour le chlore, il n’y a que deux isotopes naturels, il n’y a donc que deux termes.