UE 3A BioPhysique

PACES – UE3A – Dr K. METARI – IPECO – Année 2016-2017
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UE 3A
BioPhysique
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Introduction au chapitre Rayonnements Ionisants.
Rappels de Cours
PHYSIQUE NUCLEAIRE
Depuis 1896, date à laquelle H. Becquerel réussit à impressionner une plaque
photographique en l’absence de lumière, le physicien a fortement progressé dans
le domaine de la physique nucléaire et ses applications. La radioactivité (propriété
pour certains éléments de se transformer en d’autres éléments) est une propriété
du noyau ; elle n’est donc pas affectée par la combinaison chimique dans laquelle
intervient l’élément radioactif.
♦ 1896 : Découverte fortuite de la Radioactivité naturelle de l’uranium par Henri
Becquerel. Il met en évidence les rayonnements émis par l’uranium naturel.
♦ 1898-1899 : Découverte de 2 autres éléments radioactifs, le polonium et le
radium, isolés par Pierre et Marie Curie.
♦ 1919 : Première transmutation artificielle par Lord Ernest Rutherford :
14
7
N +
4
2
He →
16
8
O +
2
1
H.
♦ 1934 : Production d’éléments radioactifs artificiels par Irène et Frédéric Joliot
Curie.
♦ 1942 : Radioactivité : production de rayonnement et de chaleur spontanément
par certains éléments.
♦ 1946 : Bombes atomiques sur Hiroshima et Nagasaki.
I- Structure de la matière.
A- Connaissances générales.
Quel que soit l’état (solide, liquide ou gazeux) la matière est constituée de
substances résultant de l’association de molécules identiques pour les corps purs
ou différentes pour les corps composés.
Les molécules sont elles-mêmes obtenues par la réunion de plusieurs atomes,
identiques ou non.
Les quelques 109 éléments identifiés à ce jour se répartissent en fonction de leur
structure électronique et de leurs propriétés chimiques dans le tableau périodique
de Mendeleieff.
Chaque case de ce tableau correspond à un atome parfaitement défini. L’atome
est constitué par un noyau autour duquel gravitent les électrons ; le noyau est lui-
même constitué par des nucléons : protons et neutrons.
Un atome quelconque X est caractérisé par deux nombres :

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- A : représente le nombre total de nucléons dans le noyau, on l’appelle aussi
nombre de masse puisque c’est le noyau qui renferme pratiquement toute la
masse de l’atome.
- Z : correspond au nombre de protons contenus dans le noyau, on lui donne
aussi le nom de numéro atomique, car c’est son numéro d’ordre dans la
classification périodique.
C’est Z qui détermine le nom de l’atome ; la différence N = A – Z correspond au
nombre de neutrons. Par convention, on a adopté l’écriture suivante :
nombre de nucléons
nombre de protons
X : symbole de l’atome.
Les caractères A et Z inscrits à gauche du nom de l’atome concernent uniquement
le noyau, la partie de droite est réservée aux électrons et aux liaisons chimiques.
Lorsque l’atome est électriquement neutre, il y a Z électrons tournant autour d’un
noyau renfermant Z protons.
Constituants du nucléon.
On pense à l’heure actuelle que les protons et les neutrons sont composés de
constituants encore plus élémentaires, que l’on appelle les quarks (les électrons
apparaissant expérimentalement, du moins pour l’instant, comme véritablement
élémentaires).
Au début des années 1960, on a supposé qu’il y avait 3 types de quarks, notés :
u (up) d (down) s (strange).
(Voir les charges au tableau suivant).
D’autres types c (charme) et b (beauté) ont été découverts depuis. L’existence de
charges fractionnaires peut paraître surprenante, mais semble être liée à des
propriétés de symétrie très fondamentales.
Quark u d s c b
Charge (en
unités de e)
2/3 – 1/3 – 1/3 2/3 – 1/3
Spin (en
unités de
h)
1/2 1/2 1/2 1/2 1/2
Parmi toute une classe de particules (les hadrons), sensibles à l’interaction
nucléaire, le neutron et le proton seraient donc constitués de 3 quarks (qui se lient
par l’intermédiaire de gluons) : - udd : pour le neutron.
- uud : pour le proton.
On pense maintenant qu’il existe encore un autre type de quark t (top), et
également que l’on ne pourra jamais observer les quarks de façon isolée, mais

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seulement combinés à l’état de particules composites, comme dans le cas des
nucléons.
B- Les unités de la physique atomique.
On définit l’unité de masse atomique (uma) comme le 1/12
ème
de la masse de
carbone 12.
Comme une mole d’atome de carbone 12 a pour masse 12 g, on a donc :
1 uma = 1 . 12 = 1 = 1,66. 10
– 24
g. ℵ = nombre d’Avogadro.
12 ℵ ℵ
- Unité d’énergie.
On utilise fréquemment l’électronvolt (eV) qui correspond à l’énergie cinétique
acquise par un électron soumis à une différence de potentiel de 1 volt.
D’où : 1 eV = 1,6. 10
– 19
J.
- Equivalence masse– énergie.
La relation d’Einstein E = ∆m.c² permet de convertir les unités de masse en unités
d’énergie et réciproquement. Par exemple, on peut calculer que :
1 uma = 931,5 MeV/c².
C- Les particules élémentaires.
L’électron.
- Particule vraiment élémentaire.
- Appartient aux fermions (nombre quantique de spin : ± ½).
Il y a 2 classes de particules : Fermions (spin : ± ½) et les Bosons (spin : nul ou
entier).
Electron : m
e
= 9,11. 10
– 31
kg. m
e
.c² = 511 keV. q = –e = –1,6. 10
– 19
C.
Le neutron.
Conformément à la notation générale
A
Z
X, il a pour notation
1
0
n.
Sa charge est nulle, et sa masse a pour valeur : m
n
= 1,008986 uma.
m
n
= 1,8748. 10
– 27
kg. m
n
.c² = 939,57 MeV. m
n
= 1839 m
e
.
A l’extérieur du noyau, le neutron est radioactif et se désintègre en donnant un
proton, un électron et un antineutrino selon la réaction :
1
0
n →
1
1
p +
0
1−
e +
0
0
v
e
.
Chaque 12,8 mn, la moitié des neutrons présents disparaît (période T = 12,8 mn)
Le proton.
Il a pour symbole
1
1
p, c’est le noyau de l’atome d’hydrogène ; on peut donc aussi
le représenter par l’écriture
1
1
H
+
.
Sa masse est légèrement plus petite que celle du neutron et vaut :
m
p
= 1,007596 uma. m
p
= 1,6725. 10
– 27
kg. m
p
.c² = 938,28 MeV.
m
p
= 1836 m
e
.
Sa charge positive a pour valeur celle de l’électron : q = e = 1,62. 10
– 19
C.
Contrairement au neutron, le proton est stable hors du noyau (ou du moins ayant
une durée de vie supérieure à l’âge de l’Univers).

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Parmi les quelques 2000 noyaux atomiques distincts correspondant tous à
l’écriture générale
A
Z
X, les distributions des neutrons et des protons permettent
de définir des familles particulières de nucléides, on distingue :
• Les isotopes.
Ce sont des éléments qui ont même numéro atomique Z et donc même nom et
mêmes propriétés chimiques, par contre, le nombre de masse A est différent d’où
un nombre de neutrons différents. Il en résulte des propriétés physiques
différentes des noyaux, en particulier certains sont radioactifs : on dit alors que ce
sont des radio-isotopes.
Par exemple, l’hydrogène a 3 isotopes :
1
1
H (hydrogène).
2
1
H (deutérium).
3
1
H tritium (radioactif).
• Les isobares.
Ils présentent la curiosité mathématique d’avoir le même nombre de masse A avec
des numéros atomiques Z différents ; ils n’ont aucune propriété commune.
Par exemple :
14
6
C et
14
7
N.
• Les isotones.
Ils ont le même nombre de neutrons N = A – Z, sans que cela entraîne des
propriétés spéciales. Par exemple :
14
6
C,
15
7
N et
16
8
O.
• Les isomères.
Ce sont des éléments absolument identiques ; seule une différence d’énergie
permet de les distinguer ; l’un se trouve à un niveau d’énergie métastable (m)
supérieur à l’autre.
Par exemple :
m80
35
Br avec le
80
35
Br :
m80
35
Br →
80
35
Br + γ.
m9943
Tc avec le
99
43
Tc :
m9943
Tc →
99
43
Tc + γ.
Relation entre les nucléons :
La population relative entre les protons et les neutrons obéit à des lois qui
permettent de prévoir si un élément sera stable ou non.
Pour les atomes de faible masse atomique (Z < 15) le nombre de protons équilibre
le nombre de neutrons. Lorsque Z augmente, le nombre de neutrons devient
légèrement excédentaire.
Remarque :
- Il y a 2900 nucléides dont 264 stables et 2636 radioactifs.
- Dans la nature, il y a 50 isotopes radioactifs (dont à peu près 25 existent depuis
la formation de la Terre : 4,5 Milliards d’années).
- La densité d’un noyau ne dépend pas de A.
- La distribution des protons et des neutrons est uniforme.
- Le noyau étant assimilé à une sphère de rayon R, on a la relation : R
= R
0
.A
1/3
avec R
0
= 1,4. 10
– 15
m = 1,4 Fermi.