Calcul de la Masse Atomique Moyenne
Contexte : L'étude des IsotopesAtomes d'un même élément chimique qui possèdent le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons..
Dans la nature, la plupart des éléments chimiques existent sous la forme d'un mélange de plusieurs isotopes. Bien que ces isotopes aient les mêmes propriétés chimiques, leur masse diffère en raison d'un nombre variable de neutrons. La masse atomique que l'on trouve dans le tableau périodique n'est donc pas la masse d'un seul atome, mais une moyenne pondérée des masses de ses isotopes naturels, en fonction de leur abondance respective. Cet exercice vous guidera à travers le calcul de cette valeur fondamentale pour l'élément Bore.
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à calculer l'une des valeurs les plus fondamentales en chimie. Comprendre comment la masse atomique moyenne est déterminée est essentiel pour les calculs stœchiométriques et la compréhension de la composition de la matière.
Objectifs Pédagogiques
- Comprendre et définir la notion d'isotope et d'abondance naturelle.
- Maîtriser la formule de la masse atomique moyenne pondérée.
- Savoir appliquer cette formule à des données réelles, issues par exemple d'un spectromètre de masse.
Données de l'étude
Propriétés du Bore
| Caractéristique | Valeur |
|---|---|
| Symbole Chimique | B |
| Numéro Atomique (Z) | 5 |
| Configuration Électronique | [He] 2s² 2p¹ |
Résultats de la Spectrométrie de Masse
| Isotope | Masse Isotopique (u.m.a) | Abondance Naturelle (%) |
|---|---|---|
| Bore-10 | 10,0129 | 19,9 |
| Bore-11 | 11,0093 | 80,1 |
Questions à traiter
- Calculer la contribution pondérée du Bore-10 à la masse atomique moyenne.
- Calculer la contribution pondérée du Bore-11 à la masse atomique moyenne.
- En utilisant les résultats précédents, déterminer la masse atomique moyenne du bore.
- Comparer la valeur calculée à celle généralement indiquée dans le tableau périodique (environ 10,81 u.m.a) et commenter la précision de votre calcul.
- Imaginez un échantillon de bore enrichi contenant 60% de Bore-11. Quelle serait sa nouvelle masse atomique moyenne ?
Les bases sur la Masse Atomique
Pour résoudre cet exercice, il est essentiel de comprendre deux concepts clés : les isotopes et la moyenne pondérée.
1. Les Isotopes
Les isotopes sont des atomes qui partagent le même nombre de protons (et donc appartiennent au même élément chimique) mais qui ont un nombre différent de neutrons. Par conséquent, leur nombre de masse (protons + neutrons) est différent, ce qui leur confère des masses atomiques distinctes. L'abondance naturelle d'un isotope est le pourcentage de cet isotope par rapport à la quantité totale de l'élément dans la nature.
2. Formule de la Masse Atomique Moyenne
La masse atomique moyenne d'un élément est la somme des masses de ses isotopes, chacune multipliée par son abondance naturelle (exprimée sous forme décimale).
\[ \text{Masse atomique moyenne} = \sum (\text{masse}_{\text{isotope}} \times \text{abondance}_{\text{isotope}}) \]
Où le symbole \(\sum\) (sigma) signifie "somme de".
Correction : Calcul de la Masse Atomique Moyenne
Question 1 : Calculer la contribution pondérée du Bore-10
Principe (le concept physique)
La contribution d'un isotope à la masse moyenne est sa propre masse "pondérée" (multipliée) par sa fréquence d'apparition (son abondance). C'est la première étape du calcul de la moyenne, où l'on détermine le "poids" de chaque composant dans le total.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
En sciences, une moyenne pondérée est utilisée lorsque tous les éléments d'un ensemble n'ont pas la même importance. Ici, l'abondance naturelle joue le rôle de "coefficient de pondération". Un isotope très abondant aura une plus grande influence (un plus grand "poids") sur la masse atomique finale qu'un isotope rare. C'est le même principe que le calcul de la moyenne de notes avec des coefficients.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Pensez à la masse moyenne comme à un 'barycentre' sur une ligne graduée. Chaque isotope est un point sur cette ligne, et son abondance représente la "masse" que l'on place à ce point. L'isotope le plus abondant va "tirer" la moyenne (le point d'équilibre) vers sa propre masse.
Normes (la référence réglementaire)
Les masses atomiques des éléments et les données isotopiques sont des valeurs standardisées, périodiquement évaluées et publiées par la Commission sur les Abondances Isotopiques et les Poids Atomiques (CIAAW) de l'IUPAC (Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée). Ce sont les références mondiales en la matière.
Formule(s) (l'outil mathématique)
On applique une partie de la formule générale de la moyenne pondérée, spécifique à la contribution d'un seul isotope :
Hypothèses (le cadre du calcul)
Pour ce calcul, nous posons les hypothèses suivantes :
- Les données de masse isotopique et d'abondance fournies par la spectrométrie de masse sont exactes.
- L'échantillon analysé est parfaitement représentatif de la composition isotopique naturelle du bore.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Nous extrayons les données spécifiques au Bore-10 de l'énoncé.
| Paramètre | Valeur | Unité |
|---|---|---|
| Masse du Bore-10 | 10,0129 | u.m.a |
| Abondance du Bore-10 | 19,9 | % |
Astuces (Pour aller plus vite)
Pour vérifier rapidement l'ordre de grandeur de votre résultat : 19,9% est très proche de 20%, soit 1/5. La contribution du Bore-10 devrait donc être approximativement égale à sa masse divisée par 5 (10 / 5 = 2). Le résultat final devrait être proche de 2 u.m.a.
Schéma (Avant les calculs)
Le diagramme de la spectrométrie de masse nous donne une représentation visuelle des données d'entrée. On se concentre sur la barre correspondant au Bore-10.
Abondance de l'isotope Bore-10
Calcul(s) (l'application numérique)
Avant tout, on convertit le pourcentage d'abondance en sa forme décimale, qui est la forme mathématique utilisable dans la formule.
Conversion de l'abondance en décimal
On applique ensuite la formule pour calculer la contribution :
Calcul de la contribution du Bore-10
Schéma (Après les calculs)
Ce schéma illustre comment la masse de l'isotope (barre pleine) est réduite à sa contribution (barre hachurée) en lui appliquant le facteur de son abondance.
Visualisation de la Contribution du Bore-10
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Le Bore-10, bien qu'ayant une masse de ~10 u.m.a, ne "pèse" que pour environ 1,99 u.m.a dans la masse moyenne finale. Cette valeur est bien inférieure à sa masse réelle, ce qui illustre parfaitement l'effet de sa faible abondance (seulement 19,9%) dans le mélange naturel.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur la plus fréquente est de multiplier directement par le pourcentage (19,9) au lieu de sa forme décimale (0,199). Cela conduirait à un résultat 100 fois trop grand et physiquement incohérent. Pensez toujours à convertir les pourcentages !
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Fiche Mémo - Question 1 :
- Concept Clé : Contribution pondérée d'un isotope.
- Formule Essentielle : \(\text{Contribution} = \text{masse} \times (\%\text{abondance} / 100)\).
- Point de Vigilance : Toujours convertir le pourcentage en décimal.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le Bore-10 a une très haute probabilité d'absorber des neutrons lents. Cette propriété unique en fait un matériau crucial dans les barres de contrôle des réacteurs nucléaires pour réguler ou arrêter les réactions de fission en chaîne.
FAQ (pour lever les doutes)
Voici les questions fréquentes sur cette étape :
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si l'abondance du Bore-10 était de 25%, quelle serait sa contribution ?
Question 2 : Calculer la contribution pondérée du Bore-11
Principe (le concept physique)
De la même manière que pour le Bore-10, nous calculons la part du Bore-11 dans la masse moyenne en pondérant sa masse par son abondance naturelle. Il s'agit de la deuxième et dernière pièce du puzzle avant de pouvoir les assembler.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Puisque le Bore-11 est l'isotope le plus abondant (plus de 80%), on s'attend intuitivement à ce que sa contribution à la masse moyenne soit bien plus significative que celle du Bore-10. La masse atomique moyenne finale devrait donc être beaucoup plus proche de 11 que de 10. Le calcul de sa contribution va quantifier précisément cette influence dominante.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
C'est une excellente occasion de développer un réflexe d'estimation. Avant même de calculer, observez les données : le Bore-11 est environ quatre fois plus abondant que le Bore-10 (80% vs 20%). Sa contribution devrait donc être, en ordre de grandeur, quatre fois plus importante.
Normes (la référence réglementaire)
La méthodologie de calcul est universelle et suit les principes de base des statistiques et de la chimie physique, conformes aux recommandations de l'IUPAC pour la détermination des poids atomiques.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La formule reste rigoureusement identique à la question précédente, appliquée aux nouvelles données :
Hypothèses (le cadre du calcul)
Les hypothèses restent inchangées : les données sont considérées comme exactes et représentatives.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Nous utilisons les données concernant le Bore-11 issues du tableau de l'énoncé.
| Paramètre | Valeur | Unité |
|---|---|---|
| Masse du Bore-11 | 11,0093 | u.m.a |
| Abondance du Bore-11 | 80,1 | % |
Astuces (Pour aller plus vite)
Approximation rapide : 80,1% est proche de 80% (soit 4/5). La contribution devrait être environ 4/5 de la masse de l'isotope 11 (11 * 0,8 = 8,8). Votre résultat final doit être très proche de 8,8 u.m.a.
Schéma (Avant les calculs)
On se concentre maintenant sur la seconde barre, bien plus haute, du diagramme de spectrométrie de masse.
Abondance de l'isotope Bore-11
Calcul(s) (l'application numérique)
D'abord, la conversion de l'abondance en format décimal.
Conversion de l'abondance en décimal
Ensuite, le calcul de la contribution pondérée :
Calcul de la contribution du Bore-11
Schéma (Après les calculs)
Comme pour le Bore-10, ce schéma illustre la pondération de la masse de l'isotope par son abondance.
Visualisation de la Contribution du Bore-11
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Comme attendu, la contribution du Bore-11 (8,8184 u.m.a) est bien plus importante que celle du Bore-10. Elle représente la majeure partie de la masse atomique finale, ce qui confirme que l'isotope le plus abondant dicte majoritairement la valeur de la masse atomique moyenne.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
La même vigilance que pour la question 1 s'applique : ne pas oublier de diviser le pourcentage par 100. Une autre erreur possible serait une faute de frappe en recopiant la masse isotopique. Relisez toujours vos données avant de calculer.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Fiche Mémo - Question 2 :
- Concept Clé : L'isotope le plus abondant a la plus forte contribution.
- Formule Essentielle : Identique à Q1.
- Point de Vigilance : Double-vérifier les chiffres recopiés.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
L'enrichissement isotopique, c'est-à-dire le processus de modification de l'abondance naturelle des isotopes, est une technologie clé dans le domaine nucléaire. L'uranium utilisé dans les centrales est "enrichi" en isotope U-235, qui est fissile, par rapport à l'U-238, beaucoup plus abondant mais non fissile.
FAQ (pour lever les doutes)
Voici les questions fréquentes sur cette étape :
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si l'abondance du Bore-11 était de 75%, quelle serait sa contribution ?
Question 3 : Déterminer la masse atomique moyenne du bore
Principe (le concept physique)
La masse atomique moyenne est l'aboutissement du processus : c'est la somme de toutes les contributions pondérées individuelles. On assemble les pièces du puzzle calculées aux questions 1 et 2 pour obtenir l'image complète.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La valeur que nous calculons est la masse d'une mole d'atomes de bore, exprimée en grammes par mole (g/mol), si l'on ignore la subtile différence entre u.m.a et g/mol. C'est cette valeur qui est utilisée dans tous les calculs de stœchiométrie (les calculs de quantités de matière en chimie) pour convertir des masses en moles et vice-versa.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Une fois le calcul effectué, vérifiez toujours que votre résultat final se situe bien ENTRE les masses des isotopes qui le composent. La masse moyenne doit obligatoirement être comprise entre 10,0129 et 11,0093 u.m.a. Si ce n'est pas le cas, vous avez fait une erreur de calcul.
Normes (la référence réglementaire)
Le calcul final suit une définition mathématique standard et est la méthode approuvée par l'IUPAC pour établir les masses atomiques standard des éléments.
Formule(s) (l'outil mathématique)
On additionne simplement les résultats des deux questions précédentes, ce qui correspond à la formule complète :
Hypothèses (le cadre du calcul)
Les hypothèses restent inchangées.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
On réutilise les résultats finaux (non arrondis pour plus de précision) des calculs précédents.
| Paramètre | Valeur (u.m.a) |
|---|---|
| Contribution du Bore-10 | 1,9925671 |
| Contribution du Bore-11 | 8,8184493 |
Astuces (Pour aller plus vite)
En regardant les données, la masse moyenne sera proche de 11 (car 80% d'abondance) mais légèrement "tirée vers le bas" par la présence de l'isotope 10. Le résultat devrait donc être un peu supérieur à 10,8 (puisque 80% de 11 est 8,8 et 20% de 10 est 2, la somme simple donne 10,8).
Schéma (Avant les calculs)
Ce schéma montre les deux contributions calculées précédemment, prêtes à être additionnées pour former la masse atomique moyenne totale.
Addition des Contributions Pondérées
Calcul(s) (l'application numérique)
On effectue la somme des deux contributions, en conservant le maximum de décimales pour la précision.
Calcul de la masse atomique moyenne
Schéma (Après les calculs)
On peut visualiser le résultat comme le point d'équilibre (barycentre) sur l'axe des masses, qui est bien plus proche de 11 que de 10.
Position de la Masse Moyenne
Réflexions (l'interprétation du résultat)
La masse atomique moyenne de 10,811 u.m.a n'est la masse d'AUCUN atome de bore individuel. C'est une valeur statistique qui représente la masse moyenne d'un atome dans un grand échantillon. Ce résultat confirme quantitativement l'influence majeure de l'isotope Bore-11.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Attention à ne pas arrondir les résultats intermédiaires des questions 1 et 2 trop tôt. L'addition de valeurs déjà arrondies peut entraîner une perte de précision significative sur le résultat final. Gardez les décimales et n'arrondissez qu'à la toute fin, selon la précision demandée.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Fiche Mémo - Question 3 :
- Concept Clé : Sommation des contributions pondérées.
- Formule Essentielle : \(M_{\text{moy}} = \sum (M_{\text{iso}} \times Ab_{\text{déc}})\).
- Point de Vigilance : Ne pas arrondir prématurément. Le résultat final doit être entre les masses des isotopes.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La datation au Carbone-14, utilisée pour dater des objets organiques, est basée sur la désintégration d'un isotope rare, le Carbone-14. En mesurant le rapport entre le C-14 restant et le C-12 stable, les scientifiques peuvent déterminer l'âge d'un fossile ou d'un artefact.
FAQ (pour lever les doutes)
Voici les questions fréquentes sur cette étape :
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Avec les résultats des précédents "À vous de jouer" (25% de B-10 et 75% de B-11), quelle serait la masse atomique moyenne ?
Question 4 : Comparer le résultat avec la valeur du tableau périodique
Principe
Cette étape consiste à valider notre calcul en le comparant à la valeur de référence scientifiquement établie et universellement acceptée, qui est celle du tableau périodique des éléments.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La comparaison à une valeur de référence est une démarche scientifique fondamentale. Elle permet de valider un modèle de calcul, de vérifier la qualité des données de mesure, et d'évaluer l'incertitude d'un résultat. Un écart faible entre la valeur calculée et la valeur de référence indique une bonne précision et une bonne exactitude.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Lorsque vous comparez deux nombres en science, ne vous contentez pas de dire "c'est proche". Essayez de quantifier l'écart, par exemple en calculant un pourcentage d'erreur relative. Cela donne une mesure objective de la qualité de votre résultat.
Hypothèses (le cadre du calcul)
Pour cette comparaison, nous formulons l'hypothèse suivante :
- La valeur de masse atomique fournie par le tableau périodique est considérée comme la référence exacte et sans incertitude pour les besoins de cet exercice.
Schéma (Avant les calculs)
Ce schéma positionne notre valeur calculée et la valeur de référence sur un axe pour visualiser leur proximité avant d'analyser l'écart.
Comparaison des valeurs de masse atomique
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Notre résultat calculé est de 10,811 u.m.a. La valeur standard pour le bore est généralement donnée comme 10,81 u.m.a. Les deux valeurs sont extrêmement proches. La légère différence peut provenir de l'arrondi des masses isotopiques et des abondances fournies dans l'énoncé, ou de variations mineures dans la composition isotopique naturelle du bore selon les sources.
Schéma (Après les calculs)
Le schéma met en évidence l'écart minuscule entre les deux valeurs, confirmant la validité de notre approche.
Écart entre les valeurs
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Fiche Mémo - Question 4 :
- Concept Clé : Validation par comparaison à une référence.
- Point de Vigilance : Comprendre que les petites différences entre les valeurs calculées et les standards sont normales et dues aux incertitudes de mesure et aux arrondis.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La masse atomique de certains éléments dans le tableau périodique est donnée comme un intervalle ! C'est le cas pour le bore, dont la masse est officiellement notée [10,806 ; 10,821]. Cela reflète le fait que son abondance isotopique naturelle varie légèrement sur Terre.
FAQ (pour lever les doutes)
Voici les questions fréquentes sur cette étape :
Résultat Final
Question 5 : Calculer la masse pour un échantillon enrichi
Principe (le concept physique)
Cet exercice de pensée montre comment la masse atomique moyenne n'est pas une constante universelle, mais dépend directement de la composition isotopique de l'échantillon. On applique la même méthode, mais avec de nouvelles valeurs d'abondance.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
L'enrichissement isotopique est le processus qui consiste à modifier artificiellement la proportion des isotopes d'un élément. Cette technique est fondamentale dans de nombreux domaines de haute technologie, comme le nucléaire (enrichissement de l'uranium) ou la médecine (production d'isotopes pour l'imagerie médicale). Le calcul de la masse molaire de ces matériaux enrichis est crucial pour leur manipulation.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
N'oubliez jamais que les abondances des isotopes d'un même élément sont liées. Si l'une augmente, l'autre (ou les autres) doit diminuer pour que le total reste à 100%. C'est une vérification simple mais essentielle pour ne pas faire d'erreur de logique.
Normes (la référence réglementaire)
Il n'y a pas de norme réglementaire pour un échantillon enrichi car sa composition est, par définition, non standard. Cependant, la méthode de calcul de sa masse molaire reste la même, basée sur les principes fondamentaux de la chimie.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La formule de la moyenne pondérée est toujours d'actualité, car le principe de calcul ne change pas.
Hypothèses (le cadre du calcul)
Nous supposons que la nouvelle composition de l'échantillon est exactement celle donnée dans l'énoncé.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Les masses isotopiques ne changent pas, mais les abondances si.
| Isotope | Masse (u.m.a) | Nouvelle Abondance (%) |
|---|---|---|
| Bore-11 | 11,0093 | 60 |
| Bore-10 | 10,0129 | 40 |
Note : Si l'abondance de Bore-11 est de 60%, celle du Bore-10 est nécessairement de 100% - 60% = 40%.
Astuces(Pour aller plus vite)
Puisque la proportion de l'isotope léger (B-10) a augmenté (de ~20% à 40%), la nouvelle masse moyenne devrait être plus faible que la masse naturelle. Elle va se "déplacer" en direction de 10. Estimation : (10 * 0.4) + (11 * 0.6) = 4 + 6.6 = 10.6 u.m.a.
Schéma (Avant les calculs)
Un diagramme circulaire (camembert) est idéal pour visualiser la nouvelle répartition des abondances dans l'échantillon enrichi.
Nouvelle Répartition Isotopique (Échantillon Enrichi)
Calcul(s) (l'application numérique)
On refait le calcul complet avec les nouvelles abondances.
Calcul de la masse moyenne de l'échantillon enrichi
Schéma (Après les calculs)
Le point d'équilibre de la masse moyenne s'est déplacé vers la gauche (vers 10) par rapport à l'échantillon naturel, car la proportion de l'isotope lourd (Bore-11) a diminué.
Position de la Nouvelle Masse Moyenne
Réflexions (l'interprétation du résultat)
En diminuant la proportion de l'isotope le plus lourd (le Bore-11, passé de 80.1% à 60%), la masse atomique moyenne de l'échantillon a logiquement diminué, passant de 10.811 u.m.a à 10.611 u.m.a. Cela démontre que la masse atomique moyenne est une propriété extrinsèque d'un échantillon, et non une constante intrinsèque de l'élément.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur la plus commune ici serait d'oublier de recalculer l'abondance du Bore-10 (100% - 60% = 40%) et de réutiliser par inadvertance l'ancienne valeur de 19.9%. Assurez-vous que la somme de vos nouvelles abondances fait bien 100%.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Fiche Mémo - Question 5 :
- Concept Clé : La masse atomique moyenne dépend de la composition de l'échantillon.
- Formule Essentielle : Toujours la même formule de moyenne pondérée.
- Point de Vigilance : Mettre à jour TOUTES les abondances pour que leur somme soit 100%.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
L'eau lourde, utilisée dans certains types de réacteurs nucléaires comme modérateur, est de l'eau (H₂O) où les atomes d'hydrogène normaux (protium) sont remplacés par son isotope lourd, le deutérium. Sa masse molaire est donc plus élevée (~20 g/mol contre ~18 g/mol pour l'eau normale).
FAQ (pour lever les doutes)
Voici les questions fréquentes sur cette étape :
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Quelle serait la masse atomique moyenne si l'échantillon contenait 90% de Bore-11 ?
Outil Interactif : Simulateur d'Isotopes
Utilisez le curseur pour modifier l'abondance naturelle de l'isotope Bore-10. L'abondance du Bore-11 et la masse atomique moyenne se mettront à jour automatiquement. Observez comment la masse moyenne se rapproche de 10 ou 11 selon l'isotope dominant.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Qu'est-ce qui différencie deux isotopes d'un même élément ?
2. La masse atomique dans le tableau périodique représente :
3. Un élément a deux isotopes : 60% avec une masse de 20 u.m.a et 40% avec une masse de 22 u.m.a. Quelle est sa masse atomique moyenne ?
4. Pour calculer une moyenne pondérée, l'abondance en pourcentage doit d'abord être :
5. Si un élément n'avait qu'un seul isotope naturel, sa masse atomique moyenne serait :
- Isotope
- Atomes d'un même élément chimique (même nombre de protons) qui possèdent un nombre différent de neutrons. Ils ont donc des masses différentes.
- Unité de masse atomique (u.m.a)
- Unité de masse standard utilisée pour les atomes et les molécules. Elle est définie comme un douzième de la masse d'un atome de carbone-12.
- Abondance naturelle
- Le pourcentage de la présence d'un isotope spécifique d'un élément dans la nature.
- Spectrométrie de masse
- Une technique analytique utilisée pour mesurer le rapport masse sur charge des ions. Elle permet de déterminer les masses des particules et l'abondance relative des isotopes.
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