Structure de l'atome - Chapitre I | Classes préparatoires MP1

Faculté des Sciences de Monastir
Classes préparatoires MP1
Chapitre I : Structure de l’atome
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Chapitre I : Structure de l’atome
I. Généralités et définitions
1. L’atome et l’élément chimique
La matière est formée d’une association de particules très petites appelées atomes. Chaque
atome est désigné par son nom et son symbole.
Exemple : Carbone C , Azote N , Oxygène O , …
Les atomes diffèrent par leurs structures et leurs masses et n’existent pas souvent à l’état
libre. Ils s’associent avec d’autres pour former des molécules.
On a des molécules monoatomiques (les gaz rares : He , Ar , Ne , …) , diatomiques (H2 , O2,
NaCl , HCl , …) et des molécules polyatomiques ( H2O , H2SO4 , …).
2. Constitution de l’atome
La structure atomique est schématisée par un noyau central autour duquel un ou plusieurs
électrons sont en mouvement.
Le noyau contient essentiellement deux types de particules appelées "Nucléons" :
- Les protons de charge électrique positive
- Les neutrons de charge nulle
L’électron autour du noyau porte une charge négative.
Le noyau comprend :
A (nombre de masse) nucléons = Z (numéro atomique) protons + N neutrons
Sa taille est de l’ordre de l’angström (1Å = 10-10 m)
Atome
Noyau
10-10 m
10-15 m
Tableau 1 – Dimensions caractéristiques du noyau et de l’atome
Proton
Neutron
Électron
Charge (C)
+e
0
−e
Masse (kg)
1,6726.10−27
1,6749.10−27
9,1094.10−31
Tableau 2 – Constituants élémentaires de l’atome
Charge élémentaire : e = 1, 6.10−19 C
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Remarque : la masse des e- est très faible par rapport à celle des neutrons ou des protons,
nous pourrons donc la négliger.
Masse du proton ≈ Masse du Neutron ≈ 1840 Masse de l’électron
3. Caractéristiques de l’atome
a. Représentation
À chaque élément chimique, on associe un symbole : 𝐗
𝐙
𝐀
Avec :
* Z : numéro atomique
* A : nombre de masse (avec A = Z + N)
b. Isotopes
Ce sont des atomes de même numéro atomique Z et de nombre de masse A différent. Un
élément peut avoir donc un ou plusieurs isotopes.
Exemple :
- les isotopes du carbone : C
6
12 , C
6
13 , C
6
14
- les isotopes de l’hydrogène : H
1
1, H
1
2, H
1
3
L’hydrogène naturel contient toujours 99,985 %
en masse de 1H, 0,015 % de 2H (appelé aussi
deutérium), et 10-7 % de 3H (appelé aussi tritium).
c. Unité de masse atomique u.m.a
La masse atomique est égale à la somme des masses des constituants de l'atome.
matome = Z.me + Z.mp + N.mn (en kg)
= (Z + N).mp = (Z + N).mn
= A.mp = A.mn
L'utilisation de cette unité n'est pas commode, car l’atome étant très petit, on préfère utiliser la
masse molaire atomique qui correspond à la masse d’une mole d’atomes.
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La mole est la quantité de matière qui contient un nombre N d'atomes. Ce nombre est appelé
Nombre d'Avogadro NA : NA = 6,0221. 1023
Par définition, l'unité de masse atomique qu'on note u.m.a est le 1/12 de la masse d'un atome de
carbone 12.
Une mole de C pèse par convention 12g
Un atome de carbone pèse 12
NA g
1 u.m.a = 1
12 . 𝑚𝐶 = 1 12 . 12 NA = 1 NA
Soit donc : 1 u.m.a = 1
NA = 1,66 . 10-24 g = 1,66 . 10-27 kg
On aura donc : mp = 1,0072 u.m.a et mn = 1,0086 u.m.a
d. Masse molaire et masse molaire relative
La masse d'une mole d'atomes d'un élément est appelée la masse molaire de l'atome. Dans le
cas général, un élément possède un ou plusieurs isotopes, donc la masse molaire sera la
somme des proportions relatives à chaque isotope.
- Masse atomique :
m = ∑ (xi . mi) (u.m.a)
- Masse molaire :
M = ∑ (xi . Mi) (g.mol-1)
xi : Abondance naturelle de l’isotope ‘’ i ‘’ de masse Mi
Soit l’exemple du carbone :
Nombre de masse
12
13
14
Abondance
98,89%
1,1%
0,01%
⇒ M(C) = (12* 0,98) + (13* 0,011) + (14* 0,0001) = 12,01 g.mol-1
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Application :
La masse molaire atomique du chlore vaut 35,453 g.mol-1. Sachant que le chlore est un mélange
des isotopes 35Cl et 37Cl dont les masses molaires atomiques valent respectivement 34,96885
g.mol-1 et 36,96590 g.mol-1 ; calculer les proportions de ces isotopes dans le chlore naturel.
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II. Modèle classique de l’atome
1. Modèle de Rutherford
La structure de l’atome a été déterminée à la suite de modèles successifs de plus en plus
élaborés. Chaque modèle est conçu pour expliquer les faits expérimentaux connus à une époque.
En 1903, Thomson a proposé un modèle globulaire de l’atome. Il décrit l’atome
comme étant une boule d’électricité positive à l’intérieur de laquelle gravitent
des électrons.
Vers 1911, RUTHERFORD expliquait une expérience réalisée précédemment
qui se révéla fondamentale.
Lorsqu'on bombarde une feuille d'or, d'épaisseur voisine du micromètre, par une source
émettrice de particules alpha, on constate que la majorité des particules passe à travers la
feuille.
Toutefois, il n'en demeure pas moins que certaines particules sont violemment déviées et
retournent du côté de la source.
La diffusion des particules α par
une feuille d’or a mis en évidence
le caractère lacunaire de l’atome
(présence de vide dans l’atome)
Rejet du modèle
globulaire de
Thomson
Ainsi donc, il y a dans l'atome un "noyau", positif, tout petit, autour duquel gravite un nuage
négatif, constitué d'électrons sur des trajectoires circulaires (orbites) : modèle planétaire.
Insuffisance du modèle de Rutherford : Il y a perte
d’énergie lors du mouvement des électrons autour du
noyau. Les électrons finissent par tomber sur le noyau.
Un électron en accélération émet un rayonnement, il y a
perte d’énergie et l’électron tombera sur le noyau.
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