2 Les éléments et les atomes - théorie

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2.1 Vocabulaire à apprendre à maîtriser après ce chapitre
L’atome
Atome Elément Proton
Neutron Nucléons Electron
Nuage Particule (subatomique) Symbole (complet)
Charge électrique relative Tableau périodique Masse
Numéro atomique Masse atomique Nombre de masse
Isotope Isotope naturel Isotope radioactif
Isotope artificiel Abondance (relative) Stable
La structure électronique de l’atome
Structure électronique Orbitale Couche (électronique)
Couche externe Période Colonne
Ligne Nombre romain Electron périphérique
Electron externe Elément de transition Type d’élément
Famille de l’élément Métal Non métal
Gaz rare Gaz inerte Halogène
Métal alcalin Métal alcalino-terreux Formule de Lewis
2.2 Compétences à acquérir au cours de ce chapitre
A la fin de ce chapitre vous devrez être capable de
• Citer et situer dans l’atome, les particules subatomiques.
• Citer et reconnaître les caractéristiques des particules subatomiques.
• Différencier un élément, d’un atome et vice-versa.
• Citer et reconnaître le symbole du numéro atomique et du nombre de masse.
• Associer le numéro atomique d’un élément/atome avec sa place dans le tableau
périodique, son nombre de proton et son nombre d’électron.
• Calculer le nombre de neutron ou de proton d’un atome à partir de son nombre de
masse.
• Déterminer, à l’aide du tableau périodique, le nombre de proton, d’électron, la
masse atomique, le nom, le symbole, le type et la famille d’un élément.
• Définir les termes : isotopes, isotope naturel, isotope artificiel, isotope radioactif.
• Trouver dans la table CRM, lire et utiliser les tableaux intitulés :’’Quelques isotopes
naturels’’ et ’’Quelques isotopes radioactifs’’.

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• Calculer la masse atomique moyenne d’un élément à partir de sa composition
isotopique.
• Déterminer le nombre de couches d’électrons d’un élément/atome.
• Déterminer, à l’aide du tableau périodique, le nombre d’électrons sur la couche
externe d’un élément, ainsi que la combinaison (paires ou célibataires) des
électrons.
• Représenter de façon simplifiée (orbitales + électrons) la couche externe des
éléments.
• Citer les noms des familles d’éléments suivants : métal alcalin, métal
alcalinoterreux, halogène, gaz rares.
• Associer les noms des familles d’éléments avec les éléments qui correspondent à
ces familles.
• Dessiner les formules de Lewis de tous les éléments du tableau périodiques à
l’exception des éléments (métaux) de transition.
2.3 Composition et structure des atomes
L'atome est la plus petite partie d'un élément possédant les propriétés chimiques de cet
élément. En chimie, les atomes sont les ‘’briques’’ de base qui constituent la matière. Ils
forment les molécules.
Autrement dit un élément peut être composé de un ou plusieurs atomes différents.
Pour comprendre les propriétés chimiques des éléments, il est nécessaire de connaître la
structure de l'atome. Le modèle suivant, tout en ne représentant pas vraiment l'atome réel,
nous permet de comprendre les grandes lignes de sa structure.
L'atome de n'importe quel élément comprend deux
parties :
1) le noyau : il se trouve au centre de l'atome et en
contient presque toute la masse.
Il se compose de nucléons qui sont:
a) protons (symbole "p
+
") particules positives
b) neutrons (symbole "n
o
") particules neutres.
2) Les électrons (symbole "e
-
"), particules négatives
et très légères, qui se déplacent
autour du noyau.
Les électrons sont en nombre égal à celui des protons, ce qui rend l'atome
électriquement neutre.
Le diamètre de l'atome est environ 10 000 (mais cela peut aller jusqu'à 100 000`) fois
plus grand que celui de son noyau, ce qui implique que la plus grande partie de l'atome
est constituée de VIDE ! Ainsi, si on représentait par une orange le noyau d'un atome de
zinc, ses électrons périphériques tourneraient à 5 km de son centre.

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Caractéristiques des particules subatomiques (particules de l'atome)
Les protons, neutrons et électrons ont tous une masse qui peut être exprimées en kg ou
en g (voir la table CRM). Cependant les chimistes expriment les masses des particules
subatomiques en unité de masse atomique [u].
Il est possible de passer des unités de masse atomique en unité de masse par la relation
suivante : 1 [u] correspond à environ 1,66
.
10
-24
g
Le proton et le neutron ont tous les deux une masse de 1 [u]. La masse de l’électron étant
environ mille fois plus petite que celle d’un proton et d’un neutron, les chimistes la
considère comme étant nulle.
particules
symbole
Masse (u)
Charge
électrique
relative (*)
Nombre de
particules
Noyau : protons
neutrons p
+
1 +1 Z
n
o
1 0 N
Nuage électronique :
électron e
-
≈ 0 (**) -1 Z
(*) Conventionnellement, on utilise en chimie la charge d'un électron (e = 1,6022·10
-19
C)
comme unité.
(**) Note : la masse d'un électron est environ 1840 fois plus faible que celle d'un proton.
Autrement dit, elle est négligeable.
2.4 Historique des modèles de l'atome
Dans l'histoire des sciences, plusieurs modèles de l'atome ont été développés, au fur et à
mesure des découvertes des propriétés de la matière. Le modèle de l’atome le plus
proche de la réalité expérimentale actuelle a été élaboré, il y a moins d’une centaine
d’années, dans la première moitié du 20
ème
siècle. La complexité de ce modèle est telle
que l’atome n’est pas représentable par un dessin. Il ne peut qu’être décrit par une
équation mathématique. Cette équation est tellement complexe qu’elle n’a été, à ce jour
résolue, que pour un seul atome, le premier du tableau périodique, l’atome d’hydrogène.
A défaut de pouvoir utiliser le modèle le plus proche de la réalité, aujourd'hui encore, on
utilise d’anciens modèles de l’atome. Même s’ils sont partiellement faux, ils sont
cependant plus simples et ils facilitent la compréhension, donc l'apprentissage et la
réflexion.
C’est lors l'antiquité grecque, que les philosophes proposèrent, pour la première fois, le
principe selon lequel la matière pouvait se fractionner en petits morceaux jusqu'à obtenir
des grains insécables (qu’on ne peut pas casser). C’est d’ailleurs le mot grec ‘’atomos’’,
signifiant ‘’ qui ne peut être divisé ‘’, qui donna son nom aux atomes.
Noyau de l’atome d’hélium
proton
neutron
Cependant il fallut attendre la fin du 19
ème
siècle,
pour que ce principe soit repris par les physiciens
de l’époque et que des études soient menées
pour déterminer si l’atome existait et que son
concept soit développé. Les premiers modèles
de l’atome, complètement erronés, le présentait
comme une sphère pleine parce que la matière
est continue à l’œil nue. Il fallut attendre le début
du 20
ème
siècle, avec l’expérience de Rutherford

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en 1911, pour qu’un modèle pertinent de l’atome soit enfin développé.
Rutherford bombarde une feuille d'or avec
des noyaux d'hélium appelés aussi particules
alpha (rappel le noyau est chargé
positivement).
Il constate que :
a) Une très faible proportion des particules
alpha émises traversent la feuille d’or. La
matière n’est donc pas continue, mais
contient donc des trous permettant le
passage des particules Autrement dit,
l’atome contient des zones de vide.
b) Certains noyaux sont déviés et
rebroussent même chemin. Il en conclut
que les noyaux d’hélium chargés positi-
vement rencontrent des îlots très concentrés de matière chargée positivement qui les
repoussent. Ainsi naitra le concept d’un noyau positif.
Combinant ces résultats expérimentaux avec ceux de J. J. Thomson qui établit en 1897
que la matière contient des électrons, Rutherford en déduit le modèle atomique
planétaire :
Modèle planétaire
L'atome est constitué d'un noyau positif très
petit et d'électrons tournant autour. Le reste
étant ‘’constitué’’ de vide.
Cependant ce modèle pose un gros
problème : Selon les lois de la physique
connues à l’époque, en tournant autour du
noyau, les électrons devraient perdre de
l'énergie au cours du temps et se rapprocher
progressivement, pour finir par s'écraser sur
le noyau, après quelques années. Hors les
atomes qui nous entourent existent depuis
des milliards d’années !
En 1913, Niels Bohr élabore un nouveau modèle ; le
modèle atomique quantique:
Dans ce modèle, les électrons sont toujours sur des
orbites, mais ces dernières ont des rayons définis et
il n'existe que quelques orbites ’’autorisées’’;
Autrement dit les électrons ne peuvent plus se
rapprocher progressivement du noyau, au cours du
temps, mais seulement sauter d’une orbite à l’autre;
et lorsque l'électron est sur l'orbite la plus basse, il ne
peut ni descendre plus bas et ni s'écraser sur le
noyau. Ainsi, les échanges d'énergie correspondent à
des sauts entre les orbites définies.
Même si ce modèle est en adéquation avec les
résultats expérimentaux, il ne peut pas être expliqué
par les lois de la physique classique.
Modèle atomique quantique

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Bien que loin de représenter la réalité, le modèle quantique est celui le plus couramment
utilisé pour représenter un atome.
Représentation simpliste de l’atome
d’hélium selon le modèle de
Schrödinger
C’est seulement après le développement de
la mécanique quantique (par opposition à la
mécanique de la physique classique) dans la
première moitié du 20
ème
siècle, permettant
d’expliquer certaines observations expéri-
mentales sur la matière, en contradiction
avec certaines lois de la physique classique,
que l’atome pourra être modélisé au plus
près de la réalité. En effet, en 1926,
Schrödinger modélise l'électron non pas
seulement comme une particule, mais aussi
comme une onde. Les électrons dans
l'atome, ne sont donc plus des boules
tournant autour du noyau, mais ils forment un
‘’nuage’’ qui entoure le noyau.
2.5 Le nombre ( ou numéro ) atomique Z
Le numéro atomique correspond au nombre de protons contenus dans le noyau de
l'atome. Puisque l'atome est électriquement neutre, il indique aussi le nombre
d'électrons.
Dans le tableau périodique, chaque élément est caractérisé par un nombre atomique Z
(numéro d'ordre) qui représente le nombre de protons de chacun de ses atomes.
2.6 Le nombre de masse A (nombre de nucléons)
Le nombre de masse A correspond à la somme du nombre de protons et du nombre de
neutrons d'un noyau.
Le nombre de masse est un nombre entier qui ne figure pas dans le tableau
périodique. On utilise le nombre de masse pour connaître la composition du noyau d’un
atome et déterminer son nombre de neutron (ou son nombre de proton si on connaît le
nombre de neutron).
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Cl
35,453
CHLORE
Numéro
atomique Z
= nombre de protons
Symbole de l'élément
Masse atomique
(masse moyenne des
isotopes de l'élément)
Nom de l'élément