Chapitre I : STRUCTURE DE L`ATOME - Sen

Chapitre I : STRUCTURE DE L’ATOME – CONSTITUANTS
DE LA MATIERE
Introduction
Le concept d’atomes fut émis il y a environ 2500 ans par certains philosophes Grecs qui
pensaient, sans aucune preuve scientifique, que la matière est composée de très petites particules
indivisibles : « atomos ». C’est la plus petite partie d’un corps simple pouvant se combiner
chimiquement avec une autre. La théorie atomiste soutient l’idée d’une matière composée de
« grains » indivisibles (contre l’idée d’une matière indéfiniment sécable) et est connue depuis
l’Antiquité. La théorie atomique n’a été considérée comme une hypothèse scientifique sérieuse
qu’au début du 20éme siècle.
L’atome est ainsi le plus petit grain de matière et est globalement neutre comme l’est la
matière. Nous connaissons à l’heure actuelle 112 atomes ou éléments, les plus répandus sont ceux
qui ont un numéro atomique faible. L’hydrogène est, ainsi, le corps le plus abondant (75% des
atomes) dans l’univers. La plupart des atomes de nombre atomique élevé ont été créés par réactions
nucléaires et se désintègrent très rapidement, on ne peut donc pas les trouver dans la nature.
I.1 Mise en évidence des particules fondamentales
I.1.1 L’électron – Expérience de J.J. Thomson
Lorsqu’on établit une forte différence de potentiel (40 000V) entre deux électrodes métalliques
placées aux extrémités d’une ampoule de verre contenant un gaz raréfié, un faisceau de particules
chargées se propagent de l’électrode négative (cathode) à l’électrode positive (anode). Ces rayons
émis issus de la cathode ont été appelés « rayons cathodiques ».
Ces rayons sont formés de particules transportant de l’énergie, se propagent suivant des trajectoires
rectilignes et sont constitués de particules chargées négativement. En 1891, Stoney a donné le nom
d’électrons aux particules constituant les rayons.
Les expériences de Thomson et Millikan, nous ont permis de déterminer la charge e et la masse me
de l’électron : e = 1,602.10-19 C ; me = 9,109.10-31 kg.
I.1.2 Le noyau – Expérience de Rutherford
a) Mise en évidence expérimentale et interprétation
Un faisceau de particules α, émis par une source radioactive, est envoyé sur une mince feuille d’or.
On observe que la presque quasi-totalité des noyaux traversent la feuille d’or sans être déviés. Un

petit nombre de particule α (environ 1/100) est fortement dévié, et une très faible proportion
(environ 1/20 000) est renvoyée en arrière.
L’atome est surtout constitué de vide, puisque la plupart des rayons α traversent la feuille
d’or, comme s’il n’y avait pas d’obstacle
Il existe un centre positif dans l’atome appelé noyau car certaines particules α sont
repoussées. La masse de l’atome est concentrée au niveau du noyau.
Le noyau est extrêmement petit et dense puisqu’il n’y a qu’une très petite portion des
particules qui rebondissent.
b) Constitution du noyau
Après la mise en évidence du noyau, on s’est aperçu que celui-ci n’est pas une particule
simple. Il est constitué de particules élémentaires stables appelées nucléons, qui peuvent se
présenter sous deux formes à l’état libre, le neutron et le proton.
Les protons sont chargés positivement : qp = +e = 1,602.10-19 C
La masse du proton : mp = 1,673.10-27 kg  1836 me
Les neutrons sont de charge nulle, leur masse est : mn = 1,675.10-27 kg
c) Les quarks (1975)
Pendant longtemps, les physiciens ont pensé que les nucléons sont des particules
fondamentales c'est-à-dire indivisibles et sans structure interne. Il a fallu près de 50 ans après la
découverte des nucléons pour que l’existence des quarks soit prouvée expérimentalement. En effet,
la physique des particules décrit les nucléons comme des baryons composés de particules
élémentaires appelées quarks.
Il existe six sortes de quarks : le quark up (u), le quark down (d), le quark strange (s), le quark
charmé (c), le quark beau (b) et le quark top (t). Leurs masses ne sont pas connues avec précision
mais leurs charges sont des multiples fractionnaires de la charge élémentaire.
Seuls les quarks up, down et strange existent dans la nature, les 3 autres sont artificiels (crées
en laboratoire).
Quarks d u s c b t
Charges -1/3e +2/3e -1/3e +2/3e -1/3e +2/3e
Les nucléons sont ainsi composés de quarks.
- Les protons sont constitués de 2 quarks up et d’un quark down (uud), sa charge électrique
est donc : qp = +⅔e + ⅔e - ⅓e = +e
-Les neutrons sont constitués d’un quark up et de 2 quarks down (udd), sa charge électrique
vaut ainsi : qn = +⅔e - ⅓e - ⅓e = 0
-Le rayon des quarks est environ 1000 fois plus petit que celui du proton.
Dans l’atome, il y a différentes forces ou interactions. Les quarks sont liés entre eux par des
interactions fortes qui compensent les forces répulsives existant entres les protons chargés
positivement ce qui permet aux noyaux atomiques de rester stables.
I.2 Caractéristiques de l’atome
I.2.1 Représentation
L’atome est constitué d’électrons et de nucléons (protons et neutrons). Les protons et les
électrons ont des charges égales en valeur absolue mais de signe contraire. Ce qui explique la
neutralité de l’atome qui est caractérisé par :
-Son nombre de masse A ou nombre de nucléons
-Son nombre de protons Z ou nombre d’électrons ou encore numéro atomique
-Son nombre de neutrons N

Avec A = Z + N
La notation adoptée pour un élément X est : AZX mais il arrive de trouver assez souvent AX.
I.2. Eléments chimiques – Nucléides – Isotopes
Chaque valeur du numéro atomique Z définit un élément chimique. Un élément chimique est
l’ensemble des atomes ayant le même numéro atomique Z.
Exemple : 126C ; 168O ; 5224Cr.
Un nucléide est l’ensemble des atomes dont les noyaux contiennent le même nombre de
protons Z et le même nombre de neutrons N. Il est dont caractérisé par le couple (A, Z).
Exemple : l’élément O est constitué de 3 nucléides : 16O ; 17O ; 18O.
Isotopes : on appelle isotopes deux nucléides ayant le même nombre de protons et des nombres de
neutrons ‘donc des nombres de masse) différents. Exemple : 168O ; 178O ; 188O, le carbone C.
Isobares : on appelle isobares deux nucléides ayant le même nombre de nucléons (A) mais des
nombres de protons et de neutrons différents. Deux isobares correspondent toujours à deux éléments
différents. Ex : 147N ; 146C.
Isotones : on appelle isotones deux nucléides ayant le même nombre de neutrons 3515P et 3717Cl.
Miroirs : deux isobares tels que le nombre de neutrons de l’un est égal au nombre de protons de l’autre
et inversement sont dit noyaux miroirs. AZ1X1 et AZ2X2 et N1=Z2 et N2=Z1. 3316S et 3317Cl.
Isotopes isomères : deux isotopes qui ont le même nombre de masse A et même numéro atomique Z
mais différents par leur niveau d’énergie, sont différenciés par la notation AZX*
Exemple : 22688Ra* → 22688Ra + ɣ
Une vingtaine d’éléments n’ont qu’un seul isotope naturel dans leur famille (4Be, 9Fe, 11Na, 13Al, 15P,
79Au). Il existe 118 éléments connus et plus de 1700 nucléides dont 300 sont naturels et le reste
artificiel.
I.2.2 Mole et masse molaire
La mole : les particules atomiques ont des dimensions extrêmement petites par rapport à l’échelle
humaine. Pour obtenir des quantités de matière mesurables adaptées à notre échelle, une unité relative
à la matière a été adoptée : la mole.
Définition : la mole est la quantité de matière d’un système contenant autant de particules (atomes,
molécules, ions…) qu’il y a d’atomes dans 12g de 126C.
Le nombre de particules contenues dans une mole est le nombre d’Avogadro : N = 6,0221.1023
Masse molaire atomique : la masse molaire atomique est la masse d’une mole d’atomes c'est-à-dire la
masse de N atomes.
On montre que la masse molaire (en g) et la masse atomique (en uma) s’expriment numériquement par
le même nombre :
Soient MX et mX la masse molaire et la masse d’un atome d’un élément X quelconque. On a :
Si M = X g/mol alors m = X/N (g) or 1/N = 1 uma => m = X uma.
I.2.3 Unité de masse atomique, masse atomique, unité d’énergie
a) Unité de masse atomique
L’utilisation du kg (unité de masse dans le SI) n’est pas commode pour mesurer la masse d’un
atome, des unités chimiques plus faciles à manipuler ont donc été adoptées ; l’élément de référence
étant le carbone 12 : l’unité de masse atomique (u.m.a ou u).
Définition : l’u.m.a équivaut au douzième de la masse d’un atome de carbone 12.
1u.m.a = 1/N (g) = 10-3/N (kg) = 1,6605.10-27 kg
Dans cette unité, la masse du proton est de 1,00759 u.m.a, celle du neutron est de 1,00898 u.m.a et
celle de l’électron 0,000548 u.m.a.
b) Masse atomique

i) Par rapport à ses isotopes
La masse atomique d’un élément est la masse d’un atome de cet élément à l’état naturel, en prenant en
compte l’abondance relative (Xi) de tous ses isotopes, on a : mat = Xi.mi avec Xi = 1
Exemple : Masse atomique relative de l’oxygène.
M(16O) = 15,9944 → % = 99,762 ; M(17O) = 16,9994 → % = 0,038 ; M(18O) = 17,9994 → % = 0,2
Mat(O) = [(99,762 x 15,994) + (0,038 x 16,999) + (0,2 x 17, 999)] / 100 = 15,999 u.m.a
ii) Par rapport au noyau
La masse atomique est égale à la somme des masses des constituants de l’atome :
mat = mnoy + Z.me= Z.mp + N.mn + Z.me
Sachant que la masse des électrons est très négligeable devant celle du noyau, on a : mat  mnoy.
Comme le kg, l’unité d’énergie, le joule, n’est pas adapté à l’échelle atomique et on utilise l’électron-
volt (eV) comme unité d’énergie en physique des particules.
Définition : l’eV est l’énergie acquise par un électron soumis à un potentiel électrique de 1V.
Ainsi, on a 1eV = 1,6.10-19 J. Les multiples sont le keV = 103 eV, le MeV = 106eV, le GeV = 109eV…
I.3 Isotopes et Spectrographes de masse
I.3.1 Isotopes
Les atomes d’un même élément ne sont pas tous identiques ? Si le nombre de protons est le
même pour tous, le nombre de neutrons que contient le noyau peut varier. Deux atomes qui ont le
même numéro atomique Z et qui ne diffèrent que par le nombre de neutrons sont appelés isotopes
(isos= égal, topos = lieu ; les isotopes occupent la même place dans le tableau périodique).
C’est en 1912 que J.J Thomson a mis en évidence l’existence des isotopes en utilisant un tube
à décharge.
Les rayons produits dans le tube à décharge sont soumis à l’action simultanée d’un champ
électrique E et d’une induction magnétique B, on observe sur un écran des courbes paraboliques.
Pour un dispositif expérimental donné E, B et L sont des constantes on a alors :
y = Cte.(m/q)x² qui est l’équation de la parabole que décrit un ion sur un écran.
J.J Thomson constate que pour certains éléments naturels, les ions se répartissent sur plusieurs
arcs de paraboles. Etant donné que les ions avaient la même charge, il en déduit que pour un élément
donné, on avait des atomes ayant le même nombre d’électrons, mais des masses différentes : ce sont
des isotopes. Ainsi les ions ayant le même rapport m/q se répartissent sur un même arc de parabole.
Cependant le dispositif de J.J Thomson a un inconvénient car des ions ayant le même rapport
e/m peuvent se disperser sur toute la longueur d’un arc assez long de parabole en fonction de leur
vitesse. Pour éviter cette dispersion des ions, d’autres montages tendant à focaliser les ions sur une
droite ou sur un cercle sont réalisés.
I.3.2 Spectrographes de masse
Le spectrographe de masse est un appareil qui permet de trier les ions de masses et/ou de
charges différentes. Il comprend quatre parties une chambre d’ionisation, une chambre d’accélération,
une chambre de déflexion et un système de détection.

-Les atomes sont d’abord ionisés (par bombardement électronique) dans la chambre
d’ionisation ce qui entraîne la formation d’entités ayant perdu un ou plusieurs électrons.
-Ces ions sont par la suite accélérés par un champ électrostatique accélérateur.
-Ils entrent par la suite dans un champ magnétique où leur mouvement est dévié suivant des
trajectoires semi-circulaires. Cette déviation est proportionnelle à m/q.
-Un écran ou tout autre détecteur permet de mettre en évidence la déviation réalisée et qui
dépend de m/q
Il existe différents types de spectrographes : J.J Thomson, Dempster, Bainbridge, Aston (Voir
annexe)… Tous ces appareils séparent par action de champs électrique et magnétique les
différents isotopes d’un même élément.
I.3.3 Antimatière
L’antimatière est l’ensemble des antiparticules des particules composant la matière
classique. Le préfixe « anti » signifie que l’antimatière est « l’opposée » de la matière. Une
anti - particule a exactement la même masse que la particule correspondante mais des
nombres de charge opposés. Par exemple, l’anti - électron est le positon, il porte une charge
électrique élémentaire positive et a la même que l’électron.
Lorsqu’une particule de matière rencontre son anti - particule, elles s’annihilent
mutuellement en libérant la totalité de leur énergie sous forme de rayonnement. La durée de
vie de l’anti - matière dans notre environnement est très faible puisqu’elle rencontre
rapidement de la matière (qui est en quantité beaucoup plus importante) et s’annihile alors.