Bien que tous les atomes d’un élément aient le même nombre de protons, les atomes individuels peuvent avoir des nombres de neutrons différents. Ces différents atomes sont appelés isotopes. Tous les atomes de chlore (Cl) ont 17 protons, mais il existe des isotopes de chlore avec 15 à 23 neutrons. Seuls deux isotopes du chlore existent en quantités significatives dans la nature: ceux avec 18 neutrons (75,53% de tous les atomes de chlore trouvés dans la nature), et ceux avec 20 neutrons (24,47%). Pour écrire le symbole d’un isotope, placez le numéro atomique en indice et le numéro de masse (protons plus neutrons) en exposant à gauche du symbole atomique. Les symboles des deux isotopes naturels du chlore sont écrits comme suit: \ (^ {35} _ {17} {\ rm Cl} \) et \ (^ {37} _ {17} {\ rm Cl} \) . L’indice est quelque peu inutile, car tous les atomes de chlore ont 17 protons; les symboles isotopiques sont généralement écrits sans indice, comme dans 35Cl et 37Cl. En discutant de ces isotopes, les termes chlore-35 et chlore-37 sont utilisés pour les différencier. En général, pour qu’un atome soit stable, il doit avoir plus de neutrons que de protons. Les noyaux avec trop de l’un ou l’autre type de particule fondamentale sont instables et se décomposent radioactivement.
La masse totale d’un atome est appelée son poids atomique, et est approximative somme des masses de ses protons, neutrons et électrons constituants. Lorsque les protons, les neutrons et les électrons se combinent pour former un atome, une partie de leur masse est convertie en énergie et émise. (C’est la source d’énergie dans les réactions de fusion nucléaire. Parce que l’atome ne peut pas être décomposé en ses particules fondamentales à moins que l’énergie pour la masse manquante ne soit fournie de l’extérieur, cette énergie est appelée l’énergie de liaison du noyau.
Exemple \ (\ PageIndex {2} \):
Calculez la masse perdue lorsqu’un atome de carbone-12 est formé à partir de protons, d’électrons et de neutrons.
Solution
Parce que le numéro atomique de chaque atome de carbone est 6, le carbone-12 a 6 protons et donc 6 électrons. Pour trouver le nombre de neutrons, nous soustrayons le nombre de protons du nombre de masse: 12 – 6 = 6 neutrons. Les données du tableau 1-1 peuvent être utilisées pour calculer la masse totale de ces particules:
Protons: 6 x 1,00728 amu = 6,04368 u
Neutrons: 6 x 1,00867 amu = 6,05202 u
Electrons: 6 x 0,00055 amu = 0,00330 u
Masse totale des particules = 12,09900 u
Cependant, par la définition de l’échelle des unités de masse atomique, la masse d’un atome de carbone-12 est exactement 12 amu. Par conséquent, 0,0990 u de masse a disparu dans le processus de construction de l’atome à partir de ses particules.
Chaque isotope d’un élément est caractérisé par un numéro atomique (le nombre de protons), une masse nombre (le nombre total de protons et de neutrons) et un poids atomique (masse de l’atome en unités de masse atomique). Étant donné que les pertes de masse lors de la formation d’un atome sont faibles, le nombre de masse est généralement le même que le poids atomique arrondi à l’entier le plus proche (par exemple, le poids atomique du chlore-37 est 36,966, arrondi à 37). S’il y a plusieurs isotopes d’un élément dans la nature, alors le poids atomique observé expérimentalement (le poids atomique naturel) est la moyenne pondérée des poids des isotopes. La moyenne est pondérée en fonction du pourcentage d’abondance des isotopes. Le chlore se présente dans la nature sous la forme de 75,53% de chlore-35 (34,97 u) et 24,47% de chlore-37 (36,97 u), de sorte que la moyenne pondérée des poids des isotopes est (07553 x 34,97 u) + (0,2447 x 36,97 u) = 35,46 u . Les poids atomiques trouvés dans les tableaux périodiques sont tous des moyennes pondérées des isotopes présents dans la nature, et ce sont les chiffres utilisés pour le reste de cet article, sauf lorsque nous discutons spécifiquement d’un isotope. En général, tous les isotopes d’un élément se comportent de la même manière chimiquement. Leurs comportements diffèrent en ce qui concerne les propriétés sensibles à la masse telles que les taux de diffusion.
Exemple \ (\ PageIndex {3} \):
Le magnésium (Mg) a trois isotopes naturels: 78,70% de tous les atomes de magnésium ont un poids atomique de 23,985 u, 10,13% ont un poids atomique de 24,986 u et 11,17% ont un poids atomique de 25,983 u. Combien de protons et de neutrons sont présents dans chacun de ces trois isotopes? Comment les symboles de chaque isotope sont-ils écrits? Enfin, quelle est la moyenne pondérée des poids atomiques?
Solution
Il y a 12 protons dans tous les isotopes du magnésium. L’isotope dont le poids atomique est de 23,985 u a un nombre de masse de 24 (protons et neutrons), donc 24 à 12 protons donnent 12 neutrons. Le symbole de cet isotope est 24Mg. De même, l’isotope dont le poids atomique est de 24,986 amu a un nombre de masse de 25, 13 neutrons et 25Mg comme symbole. Le troisième isotope (25,983 amu) a un nombre de masse de 26, 14 neutrons et 26Mg comme symbole. Le poids atomique moyen est calculé comme suit:
(0,7870 x 23,985) + (0,1013 x 24,986) + (0,1117 x 25,983) = 24.31 u
Contributeurs et attributions
- Dickerson, Richard E. et Gray, Harry B. et Haight, Gilbert P (1979) Principes chimiques .