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#Transformations_matière

Les isotopes d’un même élément diffèrent par leurs masses ( appelées masses isotopiques ).

La masse des atomes étant très faible, on préfère souvent utiliser une échelle de masses adaptée. La référence de cette échelle relative est l’atome 126C pour lequel la masse atomique vaut 12 uma (unité de masse atomique avec 1 uma = 1,661.10−27 kg). Toutes les masses atomiques sont ensuite définies par rapport à cette valeur. L’atome de carbone 126C possède une masse atomique entière (l’unité de masse atomique est définie comme 1/12 de sa masse). On ne sera pas surpris de rencontrer des masses atomiques non entières pour d’autres atomes. En effet, la masse d’un ensemble de nucléons assemblés dans un noyau n’est pas égale à la somme des masses des nucléons isolés (car il y a existence d’un défaut de masse).

Pour un élément naturellement présent sous forme d’un mélange d’isotopes ( naturels ), la masse atomique est la moyenne pondérée des masses de chaque isotope, chacune de celles-ci étant multipliée par son abondance naturelle. Par exemple, pour le chlore constitué par un mélange d’atomes 3517Cl (abondance naturelle égale à 75,77 % , masse atomique égale à 34,9689 uma) et d’atomes 3717Cl (abondance naturelle égale à 24,23 %, masse atomique égale à 36,9659 uma) , la masse atomique est calculée par : \(m(Cl) ~\simeq ~ \left( 34,97 \times { 75,77 \over 100 } \right )~+~ \left( 36,97 \times { 24,23 \over 100 } \right )~ \simeq ~ 35,45 ~~\text{uma}\) .

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owner: DeSoule976 - (no access) - Chimie Tout-en-un MPSI-PTSI_cprepas.blogspot.com.pdf, p85


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