Constitution et structure des atomes

Constitution et structure des atomes
Architecture moléculaire – Semestre 1 – Chapitre 1 Page 1
I] Les particules élémentaires essentielles
L’électron, le proton et le neutron suffisent au chimiste pour décrire les édifices stables de
notre monde matériel : atomes, molécules, cristaux.
Le modèle atomique de PERRIN-RUTHERFORD (1901-1909) décrit l’atome comme un mini
système solaire.
atome
(rayon  10-10m)
noyau
composé de A nucléons
nucléon = proton ou neutron
A= nombre de masse
rayon  10-14m
électrons
charge : e = 1,6.10-19C
masse : me = 5,5.10-4u = 9,1.10-31kg
 mp/1835  mn/1835
rayon  10-16m
Z protons
Z = numéro atomique = nombre de
charges
charge du proton : e = 1,6.10-19C
masse : mp = 1,0073u = 1,672.10-27kg
rayon  1015
N neutrons
charge : nulle
masse : mn = 1,0087u = 1,675.10-27kg
rayon  1015
Par définition, A = Z + N
+ 
1u 
 A  masse atome en uma ou d’une mole d’atomes en g.
Pour un atome, électriquement neutre, le nombre d’électrons est égal au nombre Z de
protons.
Pour un ion, le nombre d’électrons est différent du nombre Z de protons.
Donc il est bon de retenir que Z est caractéristique du nombre de protons et non du
nombre d’électrons.
TD1 Structure atomique
1 : Quels sont les principaux constituants du noyau atomique ?
Les protons et les neutrons
Quels sont les points communs et les différences entre ces divers constituants ?

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Leurs masses et rayons sont très proches, en revanche, le proton est électriquement chargé
positivement alors que le neutron n’est pas chargé.
Quel rapport y a-t-il entre le nombre de protons et le nombre d’électrons dans un élément ?
Le nombre d’électrons et de protons est le même pour un atome (car il est électriquement
neutre). Ce qui n’est pas le cas pour un ion.
Ces édifices ainsi bâtis baignent dans un flux de photons avec lesquels ils peuvent interagir.
Ces photons, de masse nulle, d’énergie h , se déplacent à la vitesse de la lumière.
Citons enfin les neutrinos, qui servent de catalyseurs aux réactions thermonucléaires dans le
soleil. Ce sont des particules de charge nulle de masse quasiment nulle, difficiles à détecter car elles
interagissent trop faiblement avec la matière.
II] Représentation de l’atome
On appelle nucléide un atome dont Z et A sont fixés ; notation 
Les atomes ayant le même nombre d’électrons (donc même Z) mais un nombre de
nucléons A différents sont appelés isotopes. ( classement des éléments dans le tableau
périodique par Z croissant.
Notation des isotopes :  ;  ; ; 
4 3 2 1
Ils ont les mêmes propriétés chimiques, sauf en ce qui concerne les propriétés qui ont leur
origine au niveau du noyau (radioactivité, possibilités de fusion, …).
On appelle élément un mélange naturel d’isotopes. Sa notation dans le tableau périodique
est 
 masse de l’élément naturel.
TD1 Structure atomique
2 : Calculez le nombre de nucléons, protons, neutrons, électrons des atomes et des ions
suivants : 
6
12 ; 
11
23 ; 
8
16 ; 3+
13
27 ; 2+
30
62 ; 
53
127
6
12 : A = 12 donc 12 nucléons. Z = 6 donc 6 protons. A = Z+N donc N = A-Z = 6 neutrons. C’est
un atome donc électriquement neutre d’où Z = é = 6 électrons.
11
23 : Avec le même raisonnement : 23 nucléons, 11 protons, 12 neutrons, 11 électrons.
8
16 : 16 nucléons, 8 protons, 8 neutrons et 8 électrons.
3+
13
27 : il s’agit d’un ion chargé positivement (= cation), on a donc A = 27 nucléons, Z = 13
protons , N = 14 neutrons et Z – 3 = 10 électrons (car 3 charges positives).
2+
30
62 : 62 nucléons, 30 protons, 32 neutrons, 30-2 = 28 électrons (car 2 charges positives)
53
127 : 127 nucléons, 53 protons, 74 neutrons, 53+1 = 54 électrons (car une charge négative)
Exemple 1 : l’hydrogène naturel est un mélange de trois isotopes :
1
1 : hydrogène (1 proton) 99,985% atomique

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1
2 : deutérium D (1 proton + 1 neutron) 0,015%
1
3 : tritium T (1 proton + 2 neutrons) traces
Dans le tableau périodique, il est noté : 
11,0079
Exemple 2 : le carbone naturel est un mélange de trois isotopes :
6
12 6 protons + 6 neutrons 98,89%atomique
6
13 6 protons + 7 neutrons 1,11% atomique
6
14 6 protons + 8 neutrons traces
Dans le tableau périodique, il est noté : 
612,011
Certains isotopes d’un élément chimique sont instables et donnent lieu à des désintégrations
nucléaires au bout d’un certain temps ,
6
14
1
3 :
6
14  + 
1
0
7
14
1
1+ 
1
0
0
1
Ils sont utilisés pour :
 La datation 
6
14 
 Des méthodes d’analyses chimiques (RMN, 
6
13 ) ou biologiques
 Les applications médicales (iode dans la thyroïde)
L’existence des isotopes explique que l’on n’ait classé qu’environ 100 éléments dans le
tableau périodique, alors qu’il existe plus de 300 atomes stables.
III] Masse des atomes
III-/ Masse d’un élément naturel
La masse d’un élément naturel monoatomique constitué de 3 isotopes a / b / c, de
pourcentage atomiques (ou abondance isotopique naturelle) x / y / z, et de masses atomiques Ma
/ Mb / Mc, est la moyenne pondérée des masses des différents isotopes.
=+ + = 
Exemples :
Oxygène naturel
99,76%
0,04%
0,2%
15,995
16,9992
17,9993
Masse de l’oxygène naturel monoatomique : =15,9994
Carbone naturel
98,89%
1,11%
traces
12
13,0063
14,0032
Masse du carbone naturel monoatomique : =12,0112
La masse de ces éléments naturels monoatomique est proche de la masse de l’isotope le plus
abondant.

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Par contre, s’il n’y a pas d’isotope prépondérant, la masse molaire atomique d’un élément
peut s’écarter plus nettement de la masse d’un des isotopes.
Chlore naturel
75,4%
24,6%
34,96
36,96
Masse du chlore naturel monoatomique :  =35,45
III-/ Définition de l’unité de masse atomique (u ou uma)
La masse d’un atome est si faible en unité SI (kg), que l’on a défini une unité de masse à
l’échelle atomique : l’unité de masse atomique.
On a défini auparavant la masse molaire qui correspond à la masse d’une mole d’atomes
identiques.
1 mole d’atomes = N atomes = 6,022.1023 atomes, où N = nombre d’Avogadro
L’échelle relative des masses est basée sur l’isotope 
6
12 ; une mole de cet isotope a une
masse de 12,000g.
L’uma est le douzième de la masse d’un isotope12 du carbone.
Or, une mole (ou N atomes) de cet isotope a une masse de 12,000g, donc 1 atome de cet
isotope a une masse de 12
 g.
1 u = 
 ×
=    =  ,. = ,. 
Remarques : si un atome a une masse  , une mole de cet atome a une masse
de , soient  × 1
 grammes, soient x grammes.
Donc la masse d’un atome en uma et la masse d’une mole de cet atome en gramme
s’expriment par le même chiffre.
Pour le noyau d’un atome ou d’un nucléide 
, en théorie,  =+ .
En effet, la masse expérimentale du noyau est toujours inférieure à la masse théorique, car il
y a eu libération d’énergie lors de la formation du noyau. On parle alors de défaut de masse du
noyau, m, qui est positif si l’on adopte la définition :  =   é
La somme des énergies des nucléons qui constituent le noyau est supérieure à l’énergie
expérimentale du noyau. La différence représente l’énergie à fournir au noyau pour le scinder en
protons et neutrons. Elle est appelée énergie de liaison (ou de cohésion) et est positive : = ²
où c est la vitesse de la lumière.
= 1,0073   = 1,0087  1
      +    × 1 + × 1  
   é    .