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2nd
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Cours
Voyage à l’intérieur de l’atome
I. Structure de l’atome.
1. Historique.
Vers 1800, Dalton remarqua que beaucoup de propriétés chimiques de la transformation de la matière s’expliquaient
simplement en considérant que la matière était constituée de petits grains. Ainsi plus de 2000 ans après Leucippe et
Démocrite, les chimistes reprennent à leur compte une vielle idée, celle de l’existence des atomes. Aujourd’hui leur
existence est largement démontrée.
Ainsi, un atome est une entité électriquement neutre, constituée d’un noyau chargé positivement et, autour, d’un nuage
électronique, constitué d’électrons portant chacun une charge négative.
2. Les constituants du noyau : les nucléons.
Vers 1900, Rutherford met en évidence l’existence de charges positives (ils portent une charge +e = 1,6.10-19 C)
concentrées dans le noyau de l’atome : on les appellera les protons.
En 1935, Chadwick montre l’existence d’une autre particule appartenant au noyau, particule sans charge électrique : les
neutrons.
Ainsi, le noyau est composé de 2 types de particules : les protons et les neutrons. Ces particules sont aussi appelées
des nucléons (du latin nucléus, noyau).
 Le nombre de nucléons d’un noyau d’un atome est désigné par la lettre A.
 Le nombre de protons est appelé numéro atomique ou nombre de charges et noté Z.
 Le nombre de neutrons, noté N, vaut donc N = A – Z.
Exemple :
Le noyau de l’atome de magnésium s’écrit
24
12 Mg
3. Masse d’un atome.
La masse des électrons est négligeable par rapport à celle des nucléons :
mé = 9,11.10-31 kg et mp = mn = 1,67.10-27 kg d’où
27
31
1,67.10 1883
9,11.10
p
é
m
m
soit environ 2000 fois plus grande.
La masse d’un atome est donc pratiquement égale à celle du noyau.
Formule à démontrer.
Exemple : évaluer la masse d’un atome de mercure.
4. Notion d’isotope.
Exemple 1 : Le carbone a 3 isotopes :
12 13 14
6 6 6
;;C C C
Le carbone 14 sert à la datation d’objet ancien.
Donner la constitution de ces 3 atomes isotopes.
Le noyau d’un atome de symbole chimique X sera représenté par :
A
ZX
La masse d’un atome contenant A nucléons est pratiquement égale à A x mp
Des isotopes sont des atomes qui ont le même nombre de protons ( dons le même numéro atomique Z), mais des
nombres différents de neutrons.
Des atomes isotopes :
 possèdent le même nombre d’électrons et ont les mêmes propriétés chimiques.
 diffèrent par le nombre A de leurs nucléons : ils ont des masses différentes.

Exemple 2 : on considère les atomes suivants caractérisés par le couple (Z , A) : (8,16) ; (16,32) ; (8,18) ; (4,8) ; (4,9) ;
(8,17).
1. Combien d’éléments sont représentés ?
2. Quels sont les isotopes ?
5. Les électrons.
Vers 1880 Crookes et Thomson montrent que l’on peut extraire de la matière, des particules chargées négativement
qu’ils appelleront électrons. L’électron porte une charge négative – e = - 1,60.10-19 C exactement opposée à celle du
proton.
6. Les ions.
Un ion est un atome (ou un groupe d’atomes) qui a perdu ou gagné 1 ou plusieurs électrons. On le notera :
2A
ZX
par
exemple. Le noyau reste donc inchangé et l’atome et l’ion correspondant ont le même numéro atomique.
Exemple : déterminer la composition dd l’ion bromure Br -
II. Notion élément chimique.
(Voir chim3 TP1)
Il existe, au début de l’an 2000, 118 éléments connus dont 109 ont reçu un nom officiel et un symbole chimique (voir la
classification périodique des éléments).
118 éléments mais environ 3000 atomes différents si on compte les atomes isotopes.
Il est donc impossible, par des méthodes chimiques, de transformer le plomb en or comme le pensaient les alchimistes.
Exercices n° 1 ; 2 ; 5 ; 12 et 19 pages 256 et 257.
Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Des isotopes ont le même numéro atomique Z, ils
appartiennent donc au même élément.
Il y a conservation de l’élément chimique au cours d’une transformation chimique.