Je pense que l'énoncé incomplet. Pour résoudre cet exercice il faut connaitre  la proportion de chacun des deux isotopes. Tout ce que l'on peut dire au vu des données c'est que son nombre de masse est supérieur à 114.

Bonjour ,
Ou alors , si pour votre exercice , vous devez vous faire des recherches par vous même , vous cherchez la composition  de l'indium naturel .

Merci pour vos réponses,
Cependant Barbidoux, comment parvenez vous à déterminer "au vu des données" que le nombre de masse doit-être supérieur à 114?
Je ne comprends pas très bien les isotopes, seulement que le numéro atomique Z est identique, le reste m'échappe un peu.
Merci par avance
Mimi

L'indium (Z=49) dont la masse atomique est 114,82 uma n'est formé que de deux isotopes. Sachant qu'un des deux isotopes est 113In, quel est l'autre isotope?
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Si l'indium était formé du seul isotope 113 sa masse atomique serait  égale celle de cet isotope  soit 112.904 uma. Si l'autre isotope était l'isotope 114 la masse de l'indium, mélange des deux isotopes serait comprise entre 113 et 114 uma. Comme cette masse vaut 114.82 uma on peut en déduire que l'indium naturel est un mélange d'isotope de nombre de masse 113 et d'un isotope dont le nombre de masse est supérieur à 114.

Il existe deux isotopes de l'indium. Celui qui a un nombre de masse égal à 113 et dont la masse vaut  112.904 uma et  celui qui a un nombre de masse égal à 115 et une mase égale à 114.905 uma ce qui permet d'affirmer  que l'isotope de nombre de masse 115 est majoritaire dans l'indium naturel.

Pour calculer la proportion de chaque isotope il suffit de poser x= pourcentage d'isotope 113 et de  résoudre l'équation 112.903*x+114.904*(1-x)=114.82 ce qui donnerait x=0.043=4.3% ce qui correspond bien à la valeur qui est donnée dans la littérature qui est composé de 4.2% d'isotope 113 et 95.8% d'isotope 115.