CE QUI SE CACHE DERRIÈRE LA MASSE
Dans le tableau périodique on retrouve pour chaque élément la masse atomique.
En fait, pour être plus précis la masse atomique moyenne, parce qu’elle prend en considération tous les isotopes de l’élément.
Elle se calcule en unité de masse.
La masse atomique relative
1) L’unité de masse (u) a été établie par convention a 1/12 de la masse d’un atome de Carbone 12 soit 1,66x10-24g environ la masse d’un proton ou environ la masse d’un neutron.
Donc compter le nombre de protons et le nombre de neutrons = masse de l’atome en unité de masse (u) synonyme = nombre de masse.
2) On dit que la masse atomique est RELATIVE car la masse atomique des autres éléments a été calculée en comparant avec la masse du carbone 12.
b) les isotopes1) définition : Les isotopes sont les atomes d’un même élément dont le nombre de neutron est différent.
2) exemple :
La masse atomique moyenne
Définition : Dans la nature plusieurs isotopes d’un même élément peuvent être retrouvés et chacun d’eux possède une masse atomique relative différente, il est donc nécessaire de faire une moyenne de ces valeurs en tenant compte des proportions de leur présence (abondance).
Exemple :
La mole
La mole est une quantité précise de particules. Elle correspond à 6,02x1023. Il correspond exactement au nombre d’atomes présents dans 12g de carbone 12. On appelle ce nombre aussi la constante ou le nombre d’Avogadro. NA =1 mole = 6,03x1023 particules.
Cette connaissance nous permet de calculer le nombre de molécules présentes dans différentes quantités.
La masse molaire= la masse d’une mole de particules en g.
Avec cette information nous pourrons transformer des masses en grammes en mole et vice-versa. P.53-54