Module 2 – Les quantités chimiques

2.1. Quantité d’atomes ou de molécules (pages 162 –168)

Rappels : • Isotope :

• Nombre de masse :

• Masse atomique :

   La _______________ est la moyenne des ________________ d’après l’abondance relative des ________ d’un élément donné.

• Un appareil nommé ____________________  (p. 166) peut déterminer la masse des isotopes et en déterminer l’abondance (le pourcentage de chaque isotope).

 • Pour calculer la masse atomique (moyenne) d’un élément, on a besoin de la masse de chaque isotope ainsi que de leur abondance relative. 

Masse atomique moyenne =

(% d’isotope #1 x masse #1) + (% d’isotope #2 x masse #2)

100

Note moyenne =

(% (valeur) #1 x note#1) + (% (valeur) #2 x note#2)

100

Tests : 70% de la note Leçons écrites: 30% de la note Quelle sera ta moyenne ?

80%

60%

Note moyenne =

(% (valeur) #1 x note#1) + (% (valeur) #2 x note#2) 100

+ (30 x 60 )

+ 1800 u

% % (70 x 80 )100

5600100

74.00

La note moyenne sera de 74 %

Ex : Pour l’élément argent, si 51.8% des atomes ont une masse de 106.9 u et que 48.2% ont une masse de 108.9 u, quelle est la masse atomique moyenne de l’argent ?

• Isotope #1 : masse ______________       abondance relative : 

_________• Isotope #2 : masse ______________     

  abondance relative : _________

Masse atomique moyenne =

(% d’isotope #1 x masse #1) + (% d’isotope #2 x masse #2)

100

+(48.2 x 108.9 u )

+ 5248.98 u

% % (51.8 x 106.9 u ) 100

5537.42 u100

107.8 u

La masse atomique moyenne de l’argent est de 107.8 u

Masse atomique moyenne =

(% d’isotope #1 x masse #1) + (% d’isotope #2 x masse #2)

100

+ (80 x 11.0 u )

+ 880 u

% % (20 x 10.0 u ) 100

200 u

100

10.8 u

La masse atomique moyenne du bore est de 10.8 u

• Exercices page 167 # 1 à 4 et page 170 # 2 (bas de la page)

• On peut aussi faire le contraire, c’est à dire déduire l’abondance relative de chaque élément (voir exemple page 169) (Pour un défi, essaie page 170 # 5,7,8 )***