Constitution et structure des atomes I] Les particules élémentaires essentielles L’électron, le proton et le neutron suffisent au chimiste pour décrire les édifices stables de notre monde matériel : atomes, molécules, cristaux. Le modèle atomique de PERRIN-RUTHERFORD (1901-1909) décrit l’atome comme un mini système solaire. atome -10 (rayon 10 m) noyau composé de A nucléons nucléon = proton ou neutron A= nombre de masse -14 rayon 10 m Z protons Z = numéro atomique = nombre de charges -19 charge du proton : e = 1,6.10 C -27 masse : mp = 1,0073u = 1,672.10 kg rayon 10−15 𝑚 électrons -19 charge : e = 1,6.10 C -31 masse : me = 5,5.10-4u = 9,1.10 kg mp/1835 mn/1835 -16 rayon 10 m N neutrons charge : nulle -27 masse : mn = 1,0087u = 1,675.10 kg −15 rayon 10 𝑚 Par définition, A = Z + N 𝑚𝑒 ≪ 𝑚𝑝 𝑜𝑢 𝑚𝑛 ⇒ 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑒 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑛𝑜𝑦𝑎𝑢 𝑍𝑚𝑝 + 𝑁𝑚𝑛 𝑚𝑝 𝑚𝑛 1u A masse atome en uma ou d’une mole d’atomes en g. Pour un atome, électriquement neutre, le nombre d’électrons est égal au nombre Z de protons. Pour un ion, le nombre d’électrons est différent du nombre Z de protons. Donc il est bon de retenir que Z est caractéristique du nombre de protons et non du nombre d’électrons. TD1 Structure atomique 1 : Quels sont les principaux constituants du noyau atomique ? Les protons et les neutrons Quels sont les points communs et les différences entre ces divers constituants ? Architecture moléculaire – Semestre 1 – Chapitre 1 Page 1 Constitution et structure des atomes Leurs masses et rayons sont très proches, en revanche, le proton est électriquement chargé positivement alors que le neutron n’est pas chargé. Quel rapport y a-t-il entre le nombre de protons et le nombre d’électrons dans un élément ? Le nombre d’électrons et de protons est le même pour un atome (car il est électriquement neutre). Ce qui n’est pas le cas pour un ion. Ces édifices ainsi bâtis baignent dans un flux de photons avec lesquels ils peuvent interagir. Ces photons, de masse nulle, d’énergie h, se déplacent à la vitesse de la lumière. Citons enfin les neutrinos, qui servent de catalyseurs aux réactions thermonucléaires dans le soleil. Ce sont des particules de charge nulle de masse quasiment nulle, difficiles à détecter car elles interagissent trop faiblement avec la matière. II] Représentation de l’atome On appelle nucléide un atome dont Z et A sont fixés ; notation 𝐴𝑍 𝑋 Les atomes ayant le même nombre d’électrons (donc même Z) mais un nombre de nucléons A différents sont appelés isotopes. ( classement des éléments dans le tableau périodique par Z croissant. Notation des isotopes : 𝐴1𝑍 𝑋 ; 𝐴2𝑍 𝑋 ; 𝐴3𝑍 𝑋; 𝐴4 𝑍𝑋 Ils ont les mêmes propriétés chimiques, sauf en ce qui concerne les propriétés qui ont leur origine au niveau du noyau (radioactivité, possibilités de fusion, …). On appelle élément un mélange naturel d’isotopes. Sa notation dans le tableau périodique est 𝑌 masse de l’élément naturel. 𝑍 TD1 Structure atomique 2 : Calculez le nombre de nucléons, protons, neutrons, électrons des atomes et des ions 16 27 3+ 62 − suivants : 126𝐶 ; 23 ; 30 𝑍𝑛 2+ ; 127 11 𝑁𝑎 ; 8𝑂 ; 13 𝐴𝑙 53 𝐼 12 6𝐶 : A = 12 donc 12 nucléons. Z = 6 donc 6 protons. A = Z+N donc N = A-Z = 6 neutrons. C’est un atome donc électriquement neutre d’où Z = é = 6 électrons. 23 11 𝑁𝑎 : Avec le même raisonnement : 23 nucléons, 11 protons, 12 neutrons, 11 électrons. 16 8𝑂 : 16 nucléons, 8 protons, 8 neutrons et 8 électrons. 27 3+ : il s’agit d’un ion chargé positivement (= cation), on a donc A = 27 nucléons, Z = 13 13 𝐴𝑙 protons , N = 14 neutrons et Z – 3 = 10 électrons (car 3 charges positives). 62 2+ : 62 nucléons, 30 protons, 32 neutrons, 30-2 = 28 électrons (car 2 charges positives) 30 𝑍𝑛 127 − 53 𝐼 : 127 nucléons, 53 protons, 74 neutrons, 53+1 = 54 électrons (car une charge négative) Exemple 1 : l’hydrogène naturel est un mélange de trois isotopes : 1 hydrogène (1 proton) 99,985% atomique 1𝐻 : Architecture moléculaire – Semestre 1 – Chapitre 1 Page 2 Constitution et structure des atomes 2 1𝐻 3 1𝐻 : deutérium D (1 proton + 1 neutron) 0,015% : tritium T (1 proton + 2 neutrons) traces 1 1,0079 Dans le tableau périodique, il est noté : 𝐻 Exemple 2 : le carbone naturel est un mélange de trois isotopes : 12 6 protons + 6 neutrons 98,89%atomique 6𝐶 13 6 protons + 7 neutrons 1,11% atomique 6𝐶 14 6 protons + 8 neutrons traces 6𝐶 6 12,011 Dans le tableau périodique, il est noté : 𝐶 Certains isotopes d’un élément chimique sont instables et donnent lieu à des désintégrations nucléaires au bout d’un certain temps 31𝐻, 146𝐶 : 14 14 0 6𝐶 ⟶ 7𝑁 + −1𝑒 1 1 0 0𝑛 ⟶ 1𝑝 + −1𝑒 Ils sont utilisés pour : La datation 146𝐶 Des méthodes d’analyses chimiques (RMN, 136𝐶 ) ou biologiques Les applications médicales (iode dans la thyroïde) L’existence des isotopes explique que l’on n’ait classé qu’environ 100 éléments dans le tableau périodique, alors qu’il existe plus de 300 atomes stables. III] Masse des atomes III-/ Masse d’un élément naturel La masse d’un élément naturel monoatomique constitué de 3 isotopes a / b / c, de pourcentage atomiques (ou abondance isotopique naturelle) x / y / z, et de masses atomiques Ma / Mb / Mc, est la moyenne pondérée des masses des différents isotopes. 𝑴 = 𝒙𝑴𝒂 + 𝒚𝑴𝒃 + 𝒛𝑴𝒄 = Exemples : 𝟏𝟔 Oxygène naturel 𝟖𝑶 99,76% 𝒙𝒊 15,995 𝑴𝒊 Masse de l’oxygène naturel monoatomique : 𝑀𝑂 = 15,9994 𝟏𝟐 Carbone naturel 𝟔𝑪 98,89% 𝒙𝒊 12 𝑴𝒊 Masse du carbone naturel monoatomique : 𝑀𝐶 = 12,0112 𝒙𝒊 𝑴𝒊 𝟏𝟕 𝟖𝑶 𝟏𝟖 𝟖𝑶 0,04% 16,9992 0,2% 17,9993 𝟏𝟑 𝟔𝑪 𝟏𝟒 𝟔𝑪 1,11% 13,0063 traces 14,0032 La masse de ces éléments naturels monoatomique est proche de la masse de l’isotope le plus abondant. Architecture moléculaire – Semestre 1 – Chapitre 1 Page 3 Constitution et structure des atomes Par contre, s’il n’y a pas d’isotope prépondérant, la masse molaire atomique d’un élément peut s’écarter plus nettement de la masse d’un des isotopes. 𝟑𝟕 𝟑𝟓 Chlore naturel 𝟏𝟕𝑪𝒍 𝟏𝟕𝑪𝒍 75,4% 24,6% 𝒙𝒊 34,96 36,96 𝑴𝒊 Masse du chlore naturel monoatomique : 𝑀𝐶𝑙 = 35,45 III-/ Définition de l’unité de masse atomique (u ou uma) La masse d’un atome est si faible en unité SI (kg), que l’on a défini une unité de masse à l’échelle atomique : l’unité de masse atomique. On a défini auparavant la masse molaire qui correspond à la masse d’une mole d’atomes identiques. 1 mole d’atomes = N atomes = 6,022.1023 atomes, où N = nombre d’Avogadro L’échelle relative des masses est basée sur l’isotope 126𝐶 ; une mole de cet isotope a une masse de 12,000g. L’uma est le douzième de la masse d’un isotope12 du carbone. Or, une mole (ou N atomes) de cet isotope a une masse de 12,000g, donc 1 atome de cet isotope a une masse de 1u= 𝟏 12 𝑁 𝟏𝟐 ×𝟏𝟐 𝑵 g. = 𝟏 𝑵 𝟏 𝒈 = 𝟔,𝟎𝟐𝟐.𝟏𝟎𝟐𝟑 𝒈 = 𝟏, 𝟔𝟔𝟎𝟔. 𝟏𝟎−𝟐𝟕 𝒌𝒈 Remarques : si un atome a une masse 𝑥 𝑢𝑚𝑎, une mole de cet atome a une masse de𝑁𝑥 𝑢𝑚𝑎, soient 𝑁𝑥 × 1 𝑁 grammes, soient x grammes. Donc la masse d’un atome en uma et la masse d’une mole de cet atome en gramme s’expriment par le même chiffre. Pour le noyau d’un atome ou d’un nucléide 𝐴𝑍 𝑋, en théorie, 𝑚𝑡ℎ = 𝑍𝑚𝑝 + 𝐴 − 𝑍 𝑚𝑛 . En effet, la masse expérimentale du noyau est toujours inférieure à la masse théorique, car il y a eu libération d’énergie lors de la formation du noyau. On parle alors de défaut de masse du noyau, m, qui est positif si l’on adopte la définition : 𝜟𝒎 = 𝒎𝒕𝒉 − 𝒎𝒆𝒙𝒑é La somme des énergies des nucléons qui constituent le noyau est supérieure à l’énergie expérimentale du noyau. La différence représente l’énergie à fournir au noyau pour le scinder en protons et neutrons. Elle est appelée énergie de liaison (ou de cohésion) et est positive : 𝐄 = 𝚫𝐦𝐜² où c est la vitesse de la lumière. 𝑚𝑝 = 1,0073 𝑢 𝑒𝑡 𝑚𝑛 = 1,0087 𝑢 ≈ 1𝑢 ′ ⟹ 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 𝑑 𝑢𝑛 𝑛𝑜𝑦𝑎𝑢 ≈ 𝑍𝑚𝑝 + 𝐴 − 𝑍 𝑚𝑛 ≈ 𝑍 × 1 + 𝐴 − 𝑍 × 1𝑢 ≈ 𝐴𝑢 ⟹ 𝐴 𝑒𝑠𝑡 𝑎𝑝𝑝𝑒𝑙é 𝒏𝒐𝒎𝒃𝒓𝒆 𝒅𝒆 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒆 . Architecture moléculaire – Semestre 1 – Chapitre 1 Page 4