Atome structure

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L’atome
La structure de l’atome
On représente l’atome comme étant composé de trois particules fondamentales :
-
le proton
le neutron
l’électron
Les protons et les neutrons sont regroupés dans un noyau compact, où est concentrée
sa masse, et les électrons évoluant à des distances relativement grandes autour de ce
noyau.
Nous sommes maintenant en mesure de rassembler les diverses notions et de faire une
synthèse sur la structure de l’atome.
Le numéro atomique (Z)
Le numéro atomique d’un élément désigne le nombre de protons contenus dans le
noyau de l’atome de cet élément.
Le numéro atomique d’un élément permet également de connaître :
-
le rang occupé par cet élément dans le tableau périodique.
le nombre d’électrons de l’atome, ce nombre étant le même que celui des
protons dans l’atome neutre.
Le nombre de masse (A) (masse atomique)
La découverte des neutrons et des isotopes a donné une vue plus complète du noyau.
Le nombre de masse servira à désigner la somme totale de protons et de neutrons
contenus dans le noyau d’un atome.
L’attribution du numéro atomique et du nombre de masse à un élément donné permet
d’établir la structure atomique fondamentale de cet élément.
Exemple 1 :
Quelle est la stucture d’un atome d’hydrogène, 11 H ?
Dans ce cas, le numéro atomique et le nombre de masse sont tous deux représentés
par le chiffre 1. Ainsi :
Nombre de masse = Protons + Neutrons
1
=
1
+
0
Cet atome d’hydrogène est donc constitué d’un noyau contenant un seul proton et
aucun neutron et autour duquel évolue un électron.
D’après le modèle de Bohr-Rutherford, cet atome peut être représenté de la façon
suivante :
Exemple 2 :
Quelle est la structure d’un atome d’oxygène,
16
8
O?
Nombre de masse : 16
Numéro atomique : 8
Nombre de masse = Protons + Neutrons
16
=
8
+
8
Graphiquement, cet atome peut être représenté de la façon suivante :
Exemple 3 :
Quelle est la structure d’un atome de chlore,
35
17
Cl ?
Nombre de masse : 35
Numéro atomique : 17
Nombre de masse = Protons + Neutrons
35
=
17
+
18
Graphiquement, cet atome peut être représenté de la façon suivante :
La masse atomique relative
Par une convention adoptée en 1961 par U.I.C.P.A. (l’Union internationale de chimie
pure et appliquée), la masse atomique relative d’un élément a été définie comme le
rapport de la masse de son atome au 1/12e de la masse de l’atome de carbone 12. Le
carbone 12, 126C , est l’isotope dont le noyau comprend 6 protons et 6 neutrons.
Les masses atomiques inscrites dans le tableau périodique des éléments sont des
masses atomiques relatives moyennes des isotopes de chaque élément.
Regardons l’exemple du chlore.
Le chlore a deux isotopes connus :
35
17
Cl et
37
17
Cl . Le nombre de masse du premier est
35, celui du deuxième est 37. Dans le tableau périodique, pour le chlore, on trouve une
masse de 35,5. Comment a-t-on obtenu cette valeur ?
L’analyse de spectre de masse montre que la répartition des isotopes du chlore est
d’environ 76 % pour l’isotope 35 et 24 % pour l’isotope 37.
La masse atomique relative de l’atome de chlore peut être évaluée de la façon
suivante :
76 % × 35 = 26,60
24 % × 37 = 8,88
35,48
Alors la masse relative d’un atome de sera 35,48 ou 35,5.
La masse atomique relative du Cl est donc 35,5 fois la douzième partie de la masse du
carbone 12.
Cette douzième partie de la masse atomique du carbone 12 est appelée l’unité de
masse atomique, représentée par u.m.a. La masse atomique relative d’un atome de
chlore est donc 35,5 u.m.a.
Il en est ainsi pour toutes les masses atomiques relatives inscrites dans le tableau
périodique. C’est ce qui explique que la plupart de ces valeurs ne sont pas des
nombres entiers.
Dans l’analyse des réactions chimiques, il n’est habituellement pas nécessaire de tenir
compte de l’existence des isotopes, puisqu’ils ne modifient pas de façon significative les
propriétés chimiques. En prenant comme base de calcul les masses atomiques du
tableau périodique, on tient automatiquement compte de la présence des isotopes.
Les radio-isotopes
Les isotopes d’un élément donné se comportent tous de la même façon au cours des
réactions chimiques. Si l’un deux est radioactif, on peut détecter sa présence grâce à
des instruments sensibles aux radiations.
Les isotopes radioactifs ou radio-isotopes peuvent être décelés et retracés même en
très faible concentration.
On utilise les radio-isotopes en médecine, dans la recherche et dans les industries.
Prenons l’exemple de l’iode, indispensable au bon fonctionnement de la glande
thyroïde. Quand on injecte un radio-isotope d’iode 131 dans l’organisme humain, il se
concentre au niveau de cette glande. Le médecin peut alors, grâce au scanographe et
aux images qu’il reproduit, l’examiner et diagnostiquer le moindre problème.
Une tumeur maligne de la thyroïde peut également être traitée à l’iode 131. En effet, les
cellules cancéreuses se révèlent plus vulnérables aux radiations que les cellules
saines. Des doses suffisament élevées d’iode radioactif peuvent faire diparaître une
tumeur sans que la glande thyroïde du patient en soit affectée de façon significative.
Quelques-unes des méthodes les plus récentes de diagnostic médical emploient les
radio-isotopes. Un scanographe de tomographie émettant des positrons peut
reconstituer des images d’organes, comme le cœur ou le cerveau. On injecte dans
l’organisme, par voie intraveineuse, un radio-isotope tel l’azote 13. L’appareil le retrace
dans le corps. On recueille alors des millions de données fragmentaires. À l’aide de ces
données, un ordinateur reproduit l’organe en question sur son écran.
Les chercheurs utilisent également les isotopes radioactifs pour étudier les processus
biologiques fondamenteux. Ainsi ils peuvent observer de quelle manière le phosphore
se distribue dans une plante en pleine croissance. Ils peuvent aussi étudier comment
un engrais s’assimile à un certain type de sol, en suivant les mouvements d’un radioisotope comme le phosphore 32.
Dans les industries, les isotopes radioactifs sont aussi utiles pour déceler un défaut
dans une soudure, dans la structure d’un appareil ou encore pour vérifier la durabilité
des moteurs, des outils, etc.
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