Masse
Quantité de matière d'un corps; rapport constant qui existe entre les forces qui sont appliquées à un corps et les accélérations correspondantes.
Unité et remarque
Unité : Kg ; ne pas confondre avec le poids.
Dans cette vidéo, nous allons voir ce qu'est la masse atomique relative (ou la masse moyenne pondérée) de tout élément donné.
Souvenez-vous ,pour tout élément, la masse d'un atome est concentrée dans son noyau. Le noyau est constitué de protons et de neutrons. Chacune de ces particules subatomiques possède une masse de 1. Le nombre atomique est le nombre de protons présent dans un noyau. Il nous sert également à identifier l'élément dans le tableau périodique.
Par exemple, vous pouvez utilisez le tableau périodique pour savoir que le numéro atomique des atomes de carbone est 6, ainsi ses atomes possèdent toujours 6 protons. Dans la nature, 99 % des atomes de carbones possèdent 6 neutrons dans leur noyau. Donc, au total, quel est le nombre de masse de cet isotope du carbone ? Mettez pause, réfléchissez et reprenez dès que vous êtes prêt.
La réponse est :le nombre de masse est 12 unités de masse atomique (c'est à dire 6 protons + 6 neutrons) et l'isotope est appelé carbone 12.
Mais qu'en est-il des 1 % restant ? C'est un mélange constitué en grand partie d'isotopes carbone 13 et d'isotopes carbones 14 (qui sont radioactifs). Ils sont utilisés pour dater des objets, dont des restes humains, provenant des fouilles archéologiques. Selon vous combien de protons et de neutrons les isotopes carbones 13 et carbones 14 contiennent-ils respectivement ?
Mettez pause, réfléchissez et choisissez une réponse parmi les suivantes.
La combinaison correcte est la C ; un isotope carbone 13 possède 6 protons et 7 neutrons alors qu'un isotope carbone 14 possède 6 protons et 8 neutrons. Aviez-vous trouvé ?
Lorsque vous regardez le tableau périodique, les masses atomiques relatives (ou masses moyennes pondérées) peuvent être estimées avec une précision d'au moins 3 chiffres décimaux. Ces masses représentent la masse moyenne des isotopes d'un élément. Plus l'abondance relative d'un isotope est élevée, plus sa pondération est importante. Ainsi, pour toute chose faite de carbone (y compris vous et moi), 99 % de cet échantillon contient l'isotope carbone 12. Cela signifie que la masse atomique relative du carbone ou sa masse moyenne pondérée est plus proche de 12 que de 13 ou de 14, qui sont des isotopes de pondération plus faible. Si vous prenez un balancier, plus l'abondance relative d'un isotope particulier est élevée, plus la masse moyenne pondérée est proche de la masse de cet isotope particulier .
Voici la question. Les masses isotopiques de l'uranium, un combustible nucléaire, et leurs abondances isotopiques vous sont données ci-après. Lequel de ces isotopes possède la pondération la plus élevée ? Pouvez-vous deviner la masse atomique relative d'un échantillon d'uranium ?
Isotope : 238U et Abondance isotopique /% : 99.27
Isotope : 235U et Abondance isotopique /% : 0.72
Isotope : 234U et Abondance isotopique /% : 0.01
La réponse est que l'uranium 238 possède la pondération la plus élevée car il est le plus abondant. Lorsqu'on calcule la masse atomique relative, on trouve 237,99, ce qui est très proche de l'uranium 238. Aviez-vous trouvé ?
En résumé, la masse moyenne pondérée d'un élément est celle indiquée dans le tableau périodique, elle représente une moyenne pondérée (ou masse atomique relative) de l'ensemble des masses isotopiques de cet élément.
Lorsqu'il existe un isotope dont l'abondance isotopique est largement supérieure à celle des autres , la masse moyenne pondérée de cet élément est plus proche de la masse de cet élément particulier.