Sciences Physique

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Sciences Physiques S. ZAYYANI
Fiche de Cours
Unité : Univers
Chapitre: Ch. 4 – L’atome
L’Atome
Un peu d’histoire
Démocrite (vers 460-370 av. J.-C.), philosophe grec
o Les « atomos » : les particules de matière pure, minuscules, invisibles, indestructibles
et infinies en nombre.
o Le « vide » dans lequel se déplacent les atomos
o En grec : atomos = insécable (=unbreakable)
Aristote (vers 340 av. J.-C.), philosophe grec
o les éléments formeraient une masse continue, ce qui exclut l'existence du vide.
o conteste l’existence des atomos et son prestige est tel qu’il faut attendre le
début du XIXème siècle pour que la théorie atomistique reprenne vie
John Dalton (1805), physicien britannique
o Première théorie atomistique moderne
J. J. Thompson (1897), physicien britannique
o Découvre le premier composant de l’atome :
l’électron
Ernest Rutherford (1910), physicien Néo-Zélandais
o Découvre le rayonnement Alpha et le noyau
(=nucleus) de l’atome
James Chadwick(1932), physicien britannique
o Découvre les autres composants de
l’atome : le proton et le neutron
Einstein, Planck, Bohr, Heisenberg … (XXème siècle)
o Naissance de la théorie
Quantique(=quantum theory)
Le Noyau atomique
On a déjà établi au début d’année que l’échelle atomique (microscopique) a une structure lacunaire, c'est-à-dire
qu’un atome est presque complètement vide.

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C’est le nouvel-zélandais Earnest Rutherford qui a mis en évidence la présence d’un noyau atomique qui est
positivement chargé. Mais on a attendu jusqu’à 1932 et les résultats de James Chadwick avant découvrir ‘la vraie
structure’ du noyau, grâce à sa découverte du neutron.
Donc la théorie, ou modèle atomique actuel dit que :
 L’atome est composé des électrons (-) et le noyau (+). La charge d’un électron est notée . On peut
considérer que le noyau a un rayon de l’ordre de , c'est-à-dire de l’ordre de femtomètre (fm).
 Le noyau est constitué de particules nommées Nucléons. Il existe deux sortes de nucléons : les protons
et les neutrons.
 Le proton est positivement chargée, avec une charge égale à celle de l’électron.
 Le Neutron est électriquement neutre.
 La masse du proton, qui est égale (à peu près) à celle du neutron, est 2000 fois plus grande que celle de
l’électron. Donc la masse d’un atome est concentrée dans le noyau.
Voici un tableau récapitulatif :
Particule
Charge
Masse
Découvreur
Electron
-e
J. J. Thompson
Proton
+e
E. Rutherford
Neutron
0
J. Chadwick
Où  ; (C = Coulomb, unité de charge électrique)
Les Nombres Z et A
Les différents atomes se distinguent par le nombre de particules qui composes leur noyau, et donc on utilise les
deux nombres atomique  et  afin d’identifier les différents atomes.
  qui s’appelle le numéro atomique(=atomic number) (ou souvent nombre de charge), est le nombre
de protons contenus dans le noyau.
 , qui s’appelle parfois le numéro de masse, est le nombre de nucléons contenu dans le noyau (donc il
signifie le nombre de protons PLUS le nombre de neutrons).
On représente le noyau de l’atome de façon symbolique, on utilise son symbole chimique, qu’on note X pour le
cas général. En haut à gauche du symbole, on fait figurer le nombre de nucléons A et en bas à gauche le numéro
atomique Z : 
 Exemples :
1. Hydrogène : 1 proton  
2. Magnésium : 12 proton, 12 neutrons,  
3. Fer : 26 protons, 30 neutrons  
4. Plomb : 82 protons, 208 nucléons 

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Question : Peut-on déterminer le nombre de neutrons du noyau grâce aux nombres atomique ?
Réponse : Oui. On peut calculer le nombre de neutron avec la formule , où N signifie le
nombre de neutrons.
Question : Peut-on déterminer le nombre d’électron avec les nombres Z et A ?
Réponse : Oui (et non !). On a appris (en 3ème) que les atomes sont électriquement neutre(=electrically
neutral). Sachant que les protons et les électrons ont la même charge électrique (sauf les signes
opposés). Donc Z signifie le nombre d’électrons ainsi que de protons.
Par contre, s’il s’agit d’un ion on ne peut pas déterminer le nombre d’électron sans savoir la
charge de l’ion. On se rappelle qu’un atome qui perd des électrons acquiert une charge positive et
s’appelle un cation, alors qu’un atome qui gagne des électrons acquiert une charge négative et
s’appelle un anion. Donc si on veut déterminer le nombre d’électron d’un ion :
Question : Est-il possible d’avoir le même atome avec différent nombre Z ?
Réponse : Non. Dès que l’on change Z, on change l’atome. Cela signifie que la nature d’un atome (et d’un
élément) dépend de nombre de proton dans le noyau. En changeant le nombre de protons on
change l’élément.
Question : Est-il possible d’avoir le même atome avec différent nombre A (et par conséquent différent N)?
Réponse : Oui ! …
Un exemple très simple est l’élément d’Uranium. Le numéro atomique de cet élément est  , mais on peut
avoir différents nombre de nucléons. Les différents types d’uranium sont Uranium-235, U-237, et U-238. On dit
qu’il existe plusieurs isotopes d’Uranium.
Définition : Deux noyaux sont isotopes l’un de l’autre s’ils ont le même numéro atomique mais le même
nombre de nucléons. Exemples : L’élément Hydrogène a trois isotopes :
 . « Eau lourde », utilisée dans
les centrale nucléaire, est une molécule d’eau qui contient des atomes de Deutérium (ou de
Tritium) au lieu de Hydrogène.
Masse d’un atome
La masse des électrons est négligeable par rapport à celle des nucléons. La masse de l’atome est donc
concentrée dans son noyau. Par conséquent la masse approchée (=approximate mass) d’un atome est égale à
celle de son noyau. La masse approchée  d’un atome peut s’exprimer :

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Exemple : calculer la masse approchée de l’atome de fer
Soln :  
Si on calcul la masse avec les électrons on aura
On remarque que les deux valeurs sont identiques si on les donne avec deux chiffres significatifs seulement.
Les éléments
Avec toutes les définitions que l’on a établies maintenant ; peut-on donner une définition d’un élément ?
DEFINITION : On donne le nom élément chimique à l’ensemble des particules (atomes ou ions) caractérisées par
le nombre Z de protons dans leur noyau. Considérons l’exemple suivant :
Dans les quatre cas, l’atome ou l’ion contient 29 protons dans le noyau, donc ils sont tous
différents aspects du même élément.
QUESTION :
L’alchimie est une discipline dont l’objet est l’étude de la matière et de ses transformations. L’un
des objectifs de l’alchimie est le grand œuvre, c'est-à-dire la réalisation de la pierre philosophale
(oui comme celle de Nicolas Flamel dans Harry Potter), qui permet la transmutation des métaux
comme le plomb en or. En vu de ce que l’on a vu dans ce chapitre, est-elle possible une telle
transmutation ? Pourquoi ? Comment ?

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Comment se comporte-il l’électron
Comme d’habitude, un peu d’histoire. Voici l’évolution du modèle électron de l’atome :
 J. J. Thompson et son modèle « Pouding(=pudding) » : Dans ce modèle,
l'atome est composé d'électrons (que J.J. Thomson continuait à
appeler« corpuscules », bien que George Stoney eut proposé la
dénomination d' électrons en 1894), plongés dans une « soupe » de charge
positive pour équilibrer la charge négative des électrons, comme
des prunes (plum en anglais) dans un pudding. Les électrons (comme nous
les connaissons aujourd'hui) étaient considérés comme dispersés au sein de
l'atome, mais avec de multiples structures possibles pour leurs
positionnements, comme en particulier des anneaux tournants d'électrons
(voir ci-après). L'atome était parfois considéré comme ayant un nuage de charge positive plutôt qu'une
soupe.
 Earnest Rutherford et son modèle « Planetaire » : l'atome est constitué d'un noyau positif autour duquel
tournent des électrons négatifs. Entre le noyau - très petit par rapport à l'atome (environ 100 000 fois) - et
ses électrons, un très grand vide existe. Ce modèle fut très vite mis en défaut par
les équations de Maxwell d'une part, qui prédisent que toute charge accélérée rayonne
de l'énergie, et par les expériences montrant la quantification des niveaux d'énergie
d'autre part. Problème : Un modèle basé sur la mécanique classique. Sélon les calculs
l’électrons seront captés immédiatement par le noyau.
Niels Bohr et son modèle « Bohr-ring » : Le premier modèle « quantique ». Niels Bohr propose d'ajouter
deux contraintes :
1. L'électron ne rayonne aucune énergie lorsqu'il se trouve sur
une orbite stable (ou orbite stationnaire). Ces orbites stables sont
différenciées, quantifiées. Ce sont les seules orbites sur lesquelles l'
électron peut tourner.
2. L'électron ne rayonne ou n'absorbe de l'énergie que lors d'un
changement d'orbite.
3. Pour commodité de lecture, les orbites possibles de l'électron sont
représentées dans la littérature comme des cercles de
diamètres quantifiés.
 Erwin Schrödinger et son « fonction d'onde(=wave function) » : Dans ce modèle, les électrons ne sont
plus des billes localisées en orbite, mais des nuages de probabilité de présence. Cependant la
représentation que l'on pouvait se faire d'un électron — une petite bille ? — était dictée par les formes
observées dans le monde macroscopique, transposées sans preuves dans le monde microscopique.
Image simplifiée de l'arrachement d'un électron du nuage électronique dans le modèle de Schrödinger. La notion de « trajectoire » n’est plus
valable.