Atomes

 

 

Bonjour,

 

Nous allons parler ici des atomes. Qu’est ce qu’un atome ? Depuis la nuit des temps, les hommes se demandent ce qui compose les choses qui les entourent, des fleurs aux nuages, en passant pas les étoiles ou la lune.
Il y a plusieurs millénaires, il est plus que probable que certains peuples aient étudiés la notion de « grains composant la matière », mais ce n’est que seulement dans la Grèce antique, au V ème siècle avant J-C, que le concept apparaît pour la première fois avec Leucippe, Démocrite et Épicure. A propos des atomes et de la vision de l’époque, ces anciens penseurs faisaient référence à des objets ultimement insécables, en effet, les philosophes de l’époque pensaient que la matière ne pouvait pas se diviser indéfiniment, qu’il fallait qu’à un moment donné, quelque chose soit élémentaire. La question reste d’ailleurs d’actualité, bien que nous ayons aujourd’hui la preuve que les atomes ne sont pas des particules élémentaires.

Vers le XVIII ème siècle, des scientifiques anglais commencèrent à analyser les réactions de certains éléments avec d’autres, produisant des gaz, afin de faire des mesures de volumes et de poids. C’est ainsi que trois chimistes britanniques, Henry Cavendish, Joseph Black, et Joseph Priestley découvrirent les gaz CO2 (dioxyde de carbone), H2 (dihydrogène), N2 (diazote)  et O2 (dioxygène).

En 1775, Antoine Laurent de Lavoisier, un des chimistes les plus connu de l’histoire, énonce que « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme », ce qui signifie en d’autres termes que :

  • La masse se conserve lors d’une réaction chimique
  • Les substances se décomposent en éléments, autrement dit, ces éléments changent simplement d’ordre.

De cette affirmation est réellement née la chimie et l’étude de l’atome.

 

Voici comment nous allons vous présenter ce chapitre. Attention, ce chapitre est une introduction, certaines notions que nous verrons ici, ne seront que traitées plus en détails dans d’autres chapitres (Ne vous inquiétez pas, nous préciserons lesquels aux endroits et moments adéquats) :

  • Définition et propriétés de base d’un atome.
  • Eléments chimiques et numéro atomique.
  • Masse atomique et masse atomique relative.
  • Nombre d’Avogadro et mole.
  • Ions et isotopes.

 

Définition et propriétés de base d’un atome :

Un atome, dans sa définition formelle, est la plus petite partie d’un corps simple pouvant se combiner chimiquement avec un autre. Les gaz, les solides, et les liquides, ont comme composants élémentaires, des atomes.
En ce qui concerne les différences et les propriétés physiques et chimiques de ces éléments,  elles sont déterminées par les atomes qui les constituent et leur arrangement tridimensionnel, autrement dit, leur forme géométrique dans l’espace.
Contrairement à l’étymologie du mot grec « atomos », qui veut dire insécable, les atomes sont bels et bien divisibles, car ils sont eux même constitués de particules subatomiques.

A quoi ressemble un atome ? Eh bien, en réalité, nous n’avons jamais observé directement un atome. Il est possible en revanche, grâce à des microscopes ultra performants, comme ceux utilisant l’effet tunnel, de pouvoir apercevoir la couche électronique en forme de nuage de probabilité, de l’atome d’hydrogène par exemple. Nous expliquerons évidemment plus bas ce qu’est la couche électronique ainsi que le nuage de probabilité de présence de l’électron.
Il faut savoir que 99,9% de la masse d’un atome se trouve dans son noyau, qui est constitué de protons et de neutrons, en effet, les électrons se distribuent dans ce qu’on appel le nuage électronique, et qui en revanche lui, peut s’étendre jusqu’à 10 000 ou 100 000 fois plus loin que le noyau lui même. Bizarrement, le volume d’un atome, qui est plus ou moins sphérique, est majoritairement vide.

Voici l’image d’un atome d’hydrogène à partir de capteurs et d’une expérience de microscopie de photoïonisation :

 

Nous allons brièvement présenter les particules composants les atomes. Ce n’est pas le sujet de ce chapitre, et nous les verrons plus en détails dans le chapitre consacré sur le modèle standard de la physique des particules.
Il est cependant nécessaire d’en introduire les principales composant les atomes :

  • Le proton noté p+ : Le proton est une particule subatomique composite (c’est à dire composée d’autres particules), de charge positive. Elle est la particule la plus commune de l’univers, et sa durée de vie est théoriquement infinie. La dimension du proton est toujours contestée aujourd’hui, mais on peut l’estimer à 10^-15 mètres ou entre 0,84 et 0,88 fm.
  • Le neutron noté n0 : Le neutron est une particule subatomique composite de charge nulle. Lorsqu’un neutron est à l’extérieur d’un atome, sa durée de vie est limitée, de l’ordre de 10 à 15min, et lorsqu’il se désintègre, il y a formation d’un proton, d’un électron et d’un neutrino électronique (Nous verrons ce phénomène plus en détails dans le chapitre sur la radioactivité). La dimension du neutron est relativement la même que celle d’un proton, 10^-15m.
  • L’électron noté e : Au contraire du proton et du neutron, l’électron est une particule élémentaire. Jusqu’à preuve du contraire, l’électron n’est pas composé d’autres particule et est donc insécable. Il possède une charge négative. En théorie, étant donné que l’électron est stable et que sa désintégration violerait la conservation de la charge électrique, sa durée de vie devrait être infinie, cependant, on estime la limite inférieure de la vie moyenne de l’électron à environ 2.1 × 10^36 secondes. En ce qui concerne sa taille, c’est assez compliqué… Le CNRS (Centre national de recherche scientifique), estime sa dimension comme étant nulle. Il s’agirait en fait de considérer l’électron comme un « point » mathématique.

*A noter que nous évitons volontairement de parler d’autres propriétés des particules, tels que la masse (dont nous allons parler plus bas) ou le spin. Comme spécifié plus haut, un chapitre entier sera dédié aux particules subatomiques et à leur modèle standard.

 

Eléments chimiques et numéro atomique :

Nous avons vu les bases de ce qu’était un atome, à présent, nous allons voir qu’il en existe différente sortes, qu’on appelle « éléments chimiques », et qui sont classés selon un modèle bien spécifique. On appelle ce modèle le tableau périodique des éléments de Mendeleïev, la conception de ce dernier étant attribuée au chimiste russe Dmitri Ivanovitch Mendeleïev.

Comment ce classement est -il fait ? Tout d’abord, voici à quoi ressemble le tableau entier :

L’image en taille originale ici.

La première remarque que l’on peut faire, est que les éléments chimiques de types similaires, ont la même couleur et se trouve souvent sur un même bloc.

En fait, le tableau périodique classe les éléments chimiques en fonction de leur nombre de protons. Par exemple, l’hydrogène, le premier élément du tableau, se trouvant tout en haut à gauche, ne possède qu’un proton. C’est l’élément chimique le plus simple mais aussi le plus léger que l’on connaisse et le plus répandu dans l’univers.
Comment voit-on le nombre de protons que possède un atome ? Grâce au numéro qui se trouve dans le haut droit dans sa case, qui est communément appelé, le « numéro atomique », par exemple, l’atome de Cuivre, « Cu », est de numéro atomique 29, il possède donc 29 protons.

Autre exemple, et qui démontre vraiment l’unicité des éléments par rapport à leur nombre de protons, si on prend l’atome de carbone, de numéro atomique 6 (qui a 6 protons), et qu’on lui ajoute un proton, nous ne serions plus en présence de carbone, mais d’azote. Chaque élément chimique que nous connaissons est défini par son nombre de protons, lorsqu’on lui en ajoute ou retire, il n’est plus ce même élément chimique.

Masse atomique et masse atomique relative :

Parlons à présent de la masse atomique et de la masse atomique relative, que sont elles ?

Avant de parler de la masse d’un atome, il faut parler de la masse des particules qui les composent.

  • La masse du proton est de 1.672622 × 10^-27 kg.
  • La masse du neutron est de 1.67493 × 10^-27 kg.
  • La masse de l’électron est de 9.109 × 10^-31 kg.

On se dit que pour calculer la masse totale atomique d’un atome, il suffit de faire la somme du nombre de protons, de neutrons et d’électrons dans le dit atome. Le raisonnement n’est pas faux, cependant, il n’est pas très pratique pour deux raisons.
La première est la masse négligeable de l’électron dans le résultat. En effet, ajouter un ou même plusieurs électrons au calcul, ayant chacun une masse 10 000 fois inférieure à celle d’un proton ou d’un neutron ne change guère le résultat de la masse totale.
La deuxième raison est le nombre de chiffres après la virgule qui ne facilitent pas la tâche. Pour cette raison, les scientifiques ont introduit la notion d’unité de masse atomique (u.m.a) ou simplement (u).
Comment cela se présente il ?
Prenons par exemple un atome de carbone. L’atome de carbone (12C), présente 6 protons, 6 neutrons et 6 électrons.
Avec l’utilisation de l’unité de masse atomique, on peut considérer les électrons comme négligeable, ne pas les prendre en compte, et estimer que protons et neutrons valent 1 u.m.a, par conséquent, on peut écrire que 12C = 12 u et donc que 1 proton = 1u et 1 neutron = 1u.

Si on prend maintenant le cas du carbone 13 ou 13C. Le carbone 13 est un isotope du carbone 12, c’est à dire qu’il possède autant de protons et d’électrons, mais plus ou moins de neutrons, dans ce cas de figure, il en possède un de plus, d’ou la notation carbone 13. Si on veut mesure son u.m.a, il suffit de prendre en compte son neutron en plus et d’écrire : 6 protons + 7 neutrons = 13u.
De même pour le carbone 14, dont nous évoquerons le sujet dans le chapitre sur la radioactivité, il faut prendre en compte les deux neutrons supplémentaire cette fois, on a donc que 14C = 14u.

Qu’en est-il de la masse relative ? Qu’est ce que cela défini ?

Il s’agit du nombre se trouvant au dessous du nom de l’élément en question, par exemple :

Entouré en rouge, est le numéro de masse atomique relative du Silicium (Silicon en anglais). Vous vous posez probablement la question, pourquoi n’est il pas exactement de 28 u.m.a si il a 14 protons et 14 neutrons ?
La réponse est qu’il existe des isotopes du Silicium sur Terre, 4 principalement (Il en existe 23 connus dans l’univers, mais leur présence et leur durée de vie sur terre sont tellement négligeables qu’ils ne sont pas pris en compte) et que la masse atomique d’un élément est en fait la moyenne pondérée de tous ses isotopes notables sur Terre :
– Le Silicium 28 (28SI), qui est l’atome de Silicium, stable et étant l’isotope présent en majorité sur Terre.
– Le Silicium 29 (29SI), qui est l’isotope 29 du Silicium, stable également.
– Le Silicium 30 (30SI), isotope 30 du Silicium, qui est stable aussi.
– Le Silicium 32 (32SI), isotope 32 du Silicium, instable dans l’absolu, mais ayant une demi-vie de 170 ans.

Nous verrons plus en détails plus bas ce qu’est un isotope, et dans le chapitre sur la radioactivité, nous définirons avec précision la notion de demi-vie.

Autre exemple. Sur terre par exemple, le carbone est présent sous forme de deux isotopes, le carbone 12, ayant une u.m.a de 12, présent à 98.89%, et le carbone 13, avec une u.m.a de 13,0034 présent à 1.110%. Il y a aussi du carbone 14 sur terre, mais nous ne le compterons pas dans cet exemple tant son abondance est négligeable. Comment calculer le taux global d’atomes de carbone sur terre ?
C’est simple, on pose : 0,9889 × 12,000 + 0,011 × 13,0034 et on trouve ≈ 12,01. L’élément carbone a donc une masse atomique relative de 12,01.

Nombre d’Avogadro et Mole :

Ah… La mole… Cette notion pose souvent problème dans le secondaire. Effectivement, si ce concept est mal expliqué, on peut vite s’emmêler les pinceaux lors d’exercices et dans de nombreuses applications en physique-chimie.

Ce qu’il faut comprendre, c’est que la mole n’est rien d’autre qu’une unité de mesure inventée par le chimiste Amedeo Avogadro, pour simplifier les calculs de masses atomiques.
Le nombre d’Avogadro vaut 6.02 × 10^23, mais qu’est ce que cela veut dire ?

On sait que l’atome de carbone a 12 nucléons (Un nucléon désigne une particule présente dans le noyau atomique, donc soit un proton, soit un neutron). On sait également qu’une unité de masse atomique équivaut à la masse d’un nucléon de telle sorte que 12C = 12 u.m.a = 12 nucléons.

Revenons en à la mole. Une mole d’un élément représente 6.02 × 10^23 entités élémentaires (cela peut correspondre à des atomes, des ions, ou encore des molécules). La valeur de la mole se base sur l’atome de carbone 12, c’est à dire ? Pour convertir la masse atomique en grammes pour faciliter les calculs, Avogadro s’est basé sur l’atome de carbone, et a décidé qu’une mole de carbone valait 12 grammes. Pratique ! La masse atomique du carbone 12 est également égale à 12 ! Si on prend maintenant 2 moles de carbone, cela veut dire que nous avons 24 grammes de carbone 12.
Dit autrement, 1 mole de 12C, ou 6.02 × 10^23 atomes de 12C = 12g, mais, 1 moles de petits poids, c’est également 6.02 × 10^23 atomes de petits poids. Il s’agit simplement d’une unité, qui permet de travailler avec des grandeurs plus facile à appréhender.

Il est d’ailleurs tout aussi facile de se représenter ceci pour tous les autres éléments chimiques, l’aluminium par exemple, a une masse atomique de 27, ce qui veut dire qu’une mole d’aluminium fait 27 grammes.

 

Numéro atomique Z et isotopes :

Le numéro atomique, représenté par la lettre Z, est le nombre de protons dans le noyau :

Il peut arriver qu’un atome possède plus ou moins de protons qu’il ne possède de neutrons, par exemple, l’atome de tritium, est ce qu’on appelle un isotope, il est un isotope de l’hydrogène. Qu’est ce que cela veut dire ?
Cela veut dire que l’atome en question répond au critère du nombre de protons qui le défini, mais qu’il possède plus, ou moins de neutrons. Le tritium par exemple, possède 1 proton, il n’est donc pas dans une case différente de l’hydrogène qui en possède un également, mais il en est tout de même différent. L’atome de tritium, à la différence de l’atome d’hydrogène, possède 2 neutrons, alors que l’hydrogène n’en possède pas.
Pour cela, les scientifiques ont décidé d’appeler ces déclinaisons d’atomes connus, des isotopes. Attention, il faut savoir qu’un atome est un isotope, mais un isotope n’est pas forcément un atome dans le sens de sa représentation dans le tableau périodique. Exemple ? L’hydrogène est représenté dans le tableau, il est lui même un isotope de l’élément chimique hydrogène. Le tritium lui, est également un isotope, mais n’est pas représenté dans le tableau, pourquoi ?
L’hydrogène est ce qu’on appelle l’isotope le plus stable de l’élément, (on peut aussi l’appeler le « Protium ») sa durée de vie est théoriquement infinie, donc, il est choisi comme référence. En revanche, le tritium n’étant pas stable, il finit par se désintégrer, il n’est donc pas un candidat adéquat pour représenter tous les isotopes de l’atome. On pourrait citer un autre isotope de l’hydrogène, le deutérium, qui pour sa part, possède un seul neutron.

Les trois principaux isotopes de l’hydrogène

De manière générale, à quelques exceptions près, plus la différence entre le nombre de protons et de neutrons dans le noyau d’un atome est grande, moins l’atome (ou l’isotope) sera stable.
Les isotopes de références se trouvant dans le tableau périodique sont, pour une grande majorité, stables. En outre, plus le nombre de nucléons dans le noyau est élevé, moins l’atome sera stable également, et ceci, même si les protons et les neutrons sont en même nombre dans ce dernier. Ceci cependant est du à un autre phénomène dont nous reparlerons.

Nous parlions plus haut du carbone, l’isotope le plus stable du carbone est le 12C. Le fait qu’il soit le plus stable, en fait également et logiquement, le plus abondant, il est donc l’isotope de référence du carbone. Le carbone 13 ou le carbone 14 ont quant à eux, des durées de vie limitées et sont en quantité inférieur, et tout comme dans l’exemple sur l’hydrogène et ses isotopes, ils ne sont pas choisis comme référence.

 

Nombre de masse A :

Le nombre de masse A d’un atome est la somme du nombre de protons et de neutrons dans le noyau.
Pour déterminer le nombre de neutrons dans un atome, si on a le nombre Z et le nombre A, on fait N (nombre de neutrons) = A – Z.

Par exemple, pour l’atome d’uranium, A = 235 et Z = 92, alors N = 235 – 92 = 143.

 

Les ions :

A présent, nous allons vois qu’un atome peut non seulement avoir plusieurs déclinaisons vis à vis de son rapport protons-neutrons, mais également par rapport à la différence de son nombre de protons et d’électrons.
Un atome ayant un nombre plus ou moins élevé d’électrons par rapport à son nombre de protons est appelé un ion. Attention cependant, un ion ne définit pas uniquement un atome, il peut aussi définir une molécule chargée, nous verrons cela dans un autre chapitre.

Par exemple, et en nous aidant du tableau périodique, essayons de trouver un ion qui possède 16 protons, 16 neutrons, et 18 électrons.
Tout d’abord, il faut regarder le nombre de protons, c’est toujours la première chose à faire et la chose la plus significative. Il s’agit donc du soufre, et plus précisément, de son isotope 32. 18 électrons, c’est deux de plus que les protons, donc deux charges négatives de plus que de charges positives. En conclusion, il s’agit de l’ion 16S^2- (Veuillez pour la notation puissance, notre logiciel ne nous permet pas d’écrire la formule chimique correctement, il faut savoir que cela se prononce  » Ion 32 du soufre qui porte deux charges négatives ».)

Dernier exemple, on vous demande de déterminer le nombre de protons, neutrons et électrons dans l’isotope 18F^- .
On sait que N = A – Z, donc A = N + Z. On sait que le Fluor a 9 protons, donc Z = 9, et on sait qu’il s’agit de l’isotope 18 du Fluor, donc A = 18, alors N = 18 – 9 = 9.
L’isotope 18 du fluor portant une charge négative a 9 protons, 9 neutrons et 10 électrons.

 

Cette introduction aux atomes et à leurs propriétés est terminée. Nous espérons que ceci vous a permis de mieux comprendre les composants « fondamentaux » de la matière.
Bien évidemment, nous ne nous arrêtons pas là, au contraire, nous ne faisons que commencer. Si vous souhaitez en savoir plus, nous vous conseillons de continuer la lecture vers les chapitres de classifications des éléments périodique, et de structure électronique des atomes.

 

 

 

Amedeo Avogadro (1776-1856), physicien-chimiste italien et inventeur de l’unité connue sous le nom de « mole ».