ChimieFiche 3 · Noyau atomique, atome
Chimie · Fiche 3

Noyau atomique, atome

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Ce que tu sauras faire

  • décrire la structure d'un atome (noyau + nuage électronique) et son caractère essentiellement lacunaire ;
  • identifier les trois particules — proton, neutron, électron — par leur charge et leur masse ;
  • définir et calculer le numéro atomique ZZ et le nombre de masse AA, et compter p+p^{+}, n0n^{0}, e−e^{-} ;
  • distinguer un atome neutre d'un ion (cation / anion) et déterminer la composition d'un ion ;
  • reconnaître des isotopes et calculer une masse atomique relative moyenne ;
  • établir la configuration électronique en couches (K, L, M, N…) et repérer les électrons de valence ;
  • relier la stabilité des gaz nobles à la règle de l'octet, et lire les tendances du tableau périodique.

1Introduction : l'atome, un monde de vide

Toute la matière qui nous entoure — l'air, l'eau, les métaux, notre propre corps — est constituée de briques élémentaires appelées atomes. Comprendre la chimie commence donc par comprendre l'architecture de l'atome : de quoi est-il fait, comment se mesure-t-il, et comment ses constituants gouvernent-ils son comportement. C'est tout l'objet de cette fiche.

Deux régions : le noyau et le nuage électronique

Définition1.1atome

Un atome est la plus petite particule d'un élément chimique qui en conserve les propriétés. Il est formé de deux régions très différentes :

  • un noyau central, minuscule et très dense, qui rassemble les protons et les neutrons (on les appelle ensemble les nucléons) ;
  • un nuage électronique qui entoure le noyau, dans lequel les électrons « gravitent » à grande distance, répartis sur des couches.
Définition1.2nucléon

On appelle nucléon toute particule présente dans le noyau. Il n'en existe que deux sortes : le proton et le neutron. Les électrons ne sont jamais dans le noyau. Cette dernière phrase, en apparence anodine, est la source de nombreux pièges (voir l'exemple 4).

Un atome est surtout fait de vide

Si l'on pouvait agrandir un atome jusqu'à la taille d'un grand stade, son noyau n'aurait que la taille d'une bille placée au centre du terrain : tout le reste serait du vide, parcouru par quelques électrons. Le diamètre d'un noyau est de l'ordre de 10−15 m10^{-15}\,\mathrm{m}, alors que la distance noyau–électrons est environ cent mille fois (10510^5) plus grande. Le constituant principal, en volume, d'un atome est donc… le vide.

figure

Figure 1 : l'atome est essentiellement lacunaire — le noyau (point central) est ∼105\sim 10^5 fois plus petit que l'atome entier.

Exemplele constituant principal d'un atome quelconque

Question. Quel est le constituant principal d'un atome quelconque : les électrons, les protons, les neutrons, ou le vide ?

Raisonnement. Comparons les ordres de grandeur. Le diamètre du noyau vaut environ 10−15 m10^{-15}\,\mathrm{m}. La distance qui sépare le noyau des électrons est environ 10510^5 fois plus grande, soit de l'ordre de 10−10 m10^{-10}\,\mathrm{m}. Or le volume croît comme le cube de la dimension : l'espace « habité » par les électrons est donc environ (105)3=1015(10^5)^3 = 10^{15} fois plus volumineux que le noyau. Entre ce noyau minuscule et ces quelques électrons lointains, il n'y a… rien.

Conclusion. Le constituant principal (en volume) d'un atome est le vide. La matière « pleine » que nous percevons au quotidien est, à l'échelle atomique, presque entièrement vide.

2Les constituants de l'atome : proton, neutron, électron

Trois particules suffisent à décrire l'atome. Deux d'entre elles (proton, neutron) vivent dans le noyau ; la troisième (électron) peuple le nuage électronique. On les caractérise par deux grandeurs : leur charge électrique et leur masse.

Charge et masse des trois particules

Définition2.1charge élémentaire

La charge élémentaire, notée ee, est la plus petite quantité de charge électrique que l'on rencontre à l'état libre. Sa valeur est

e=1,6×10−19 C.e = 1{,}6\times 10^{-19}\,\mathrm{C}.

Le proton porte la charge +e+e, l'électron la charge −e-e (opposée), et le neutron est neutre (charge nulle).

ParticuleLocalisationChargeMasse (approx.)
Proton p+\ p^{+}noyau+e=+1,6×10−19 C+e = +1{,}6\times 10^{-19}\,\mathrm{C}≈1,7×10−27 kg\approx 1{,}7\times 10^{-27}\,\mathrm{kg}
Neutron n0\ n^{0}noyau00 (neutre)≈1,7×10−27 kg\approx 1{,}7\times 10^{-27}\,\mathrm{kg}
Électron e−\ e^{-}nuage électronique−e=−1,6×10−19 C-e = -1{,}6\times 10^{-19}\,\mathrm{C}≈9,1×10−31 kg\approx 9{,}1\times 10^{-31}\,\mathrm{kg}

Figure 2 : carte d'identité des trois particules subatomiques.

Deux faits essentiels se lisent dans ce tableau :

  • le proton et le neutron ont quasiment la même masse (≈1,7×10−27 kg\approx 1{,}7\times 10^{-27}\,\mathrm{kg}) : ce sont eux qui font, à eux deux, presque toute la masse de l'atome ;
  • l'électron est environ 2000 fois plus léger que le proton : sa contribution à la masse de l'atome est négligeable.
Formule2.1rapport des masses électron / proton
 m(e−)m(p+)=9,1×10−31 kg1,7×10−27 kg≈0,0005 \boxed{\ \dfrac{m(e^{-})}{m(p^{+})} = \dfrac{9{,}1\times 10^{-31}\,\mathrm{kg}}{1{,}7\times 10^{-27}\,\mathrm{kg}} \approx 0{,}0005\ }
où :
  • m(e−)m(e^{-}) : masse d'un électron, en kilogrammes (kg\mathrm{kg}) ;
  • m(p+)m(p^{+}) : masse d'un proton, en kilogrammes (kg\mathrm{kg}) ;
  • le rapport est un nombre sans unité : l'électron pèse environ 55 dix-millièmes de la masse d'un proton, soit ∼1/2000\sim 1/2000.

Figure 3 : le noyau ne contient que des nucléons (protons + neutrons), jamais d'électrons.

Exemples détaillés

Exempleélectron contre proton : charge et masse

Question. Par rapport à la charge et à la masse d'un proton, que possède un électron ?

Charge. Le proton porte +e+e, l'électron porte −e-e : les charges sont opposées (contraires), mais de même valeur absolue e=1,6×10−19 Ce = 1{,}6\times 10^{-19}\,\mathrm{C}.

Masse. On compare les deux masses :

m(e−)m(p+)=9,1×10−31 kg1,7×10−27 kg≈0,0005.\frac{m(e^{-})}{m(p^{+})} = \frac{9{,}1\times 10^{-31}\,\mathrm{kg}}{1{,}7\times 10^{-27}\,\mathrm{kg}} \approx 0{,}0005.

L'électron a donc une masse beaucoup plus faible (environ 20002000 fois) que celle du proton.

Conclusion. L'électron a une charge contraire et une masse plus faible que le proton. (C'est la bonne réponse du QCM 7 : proposition B.) Attention au piège « pas de masse » : l'électron est très léger, mais sa masse n'est pas nulle.

Exemplela masse d'un proton est à peu près celle… d'un neutron

Question. La masse d'un proton est à peu près identique à celle de quelle particule ?

Raisonnement. On lit le tableau de la figure 2 : le proton et le neutron ont tous deux une masse d'environ 1,7×10−27 kg1{,}7\times 10^{-27}\,\mathrm{kg}, tandis que l'électron est mille fois plus léger. Donc

m(n0)≈m(p+)≈1,7×10−27 kg.m(n^{0}) \approx m(p^{+}) \approx 1{,}7\times 10^{-27}\,\mathrm{kg}.

Conclusion. La masse d'un proton est quasiment identique à celle d'un neutron (QCM 8 : proposition C). Ni l'électron (trop léger), ni le deutéron (qui est un noyau formé d'un proton et d'un neutron, donc deux fois plus lourd) ne conviennent.

Exemplecharge d'un ensemble de 101210^{12}1012 protons

Question. Quelle est la charge électrique, en coulombs, d'un ensemble de 101210^{12} protons ?

Étape 1 — charge d'un seul proton. L'électron porte −1,6×10−19 C-1{,}6\times 10^{-19}\,\mathrm{C} ; le proton porte la charge opposée, donc

1 p+ ⟶ +1,6×10−19 C.1\,p^{+} \ \longrightarrow\ +1{,}6\times 10^{-19}\,\mathrm{C}.

Étape 2 — multiplier par le nombre de protons. La charge totale est simplement proportionnelle au nombre de protons :

Q=1012×(+1,6×10−19 C)=+1,6×10 12−19 C=+1,6×10−7 C.Q = 10^{12} \times (+1{,}6\times 10^{-19}\,\mathrm{C}) = +1{,}6\times 10^{\,12-19}\ \mathrm{C} = +1{,}6\times 10^{-7}\,\mathrm{C}.

Conclusion. Q=+1,6×10−7 CQ = +1{,}6\times 10^{-7}\,\mathrm{C}. Dans le QCM 9, cette valeur exacte n'est pas proposée parmi A–D (qui contiennent des erreurs de signe ou d'exposant) : la bonne réponse est donc E. « Autre ». La leçon : un cation (charge positive) provient d'un excès de protons sur les électrons, et la charge totale se calcule en additionnant les charges élémentaires.

3Numéro atomique ZZZ et nombre de masse AAA

Pour identifier sans ambiguïté un atome, deux nombres entiers suffisent : son numéro atomique ZZ et son nombre de masse AA.

Le numéro atomique ZZZ

Définition3.1numéro atomique ZZ

Le numéro atomique ZZ est le nombre de protons contenus dans le noyau. C'est la véritable « carte d'identité » de l'élément : c'est ZZ, et lui seul, qui définit de quel élément il s'agit (tous les atomes de carbone ont Z=6Z = 6, tous ceux d'oxygène ont Z=8Z = 8, etc.).

Formule3.1numéro atomique
 Z=n(p+) et, pour un atome neutre, n(e−)=n(p+)=Z \boxed{\ Z = n(p^{+})\ } \qquad\text{et, pour un atome neutre,}\qquad \boxed{\ n(e^{-}) = n(p^{+}) = Z\ }
où :
  • ZZ : numéro atomique, nombre entier sans unité ;
  • n(p+)n(p^{+}) : nombre de protons dans le noyau ;
  • n(e−)n(e^{-}) : nombre d'électrons ; l'égalité n(e−)=n(p+)n(e^{-}) = n(p^{+}) n'est vraie que si l'atome n'est pas chargé (atome neutre).

Le nombre de masse AAA

Définition3.2nombre de masse AA

Le nombre de masse AA est le nombre total de nucléons, c'est-à-dire la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons présents dans le noyau. Comme les nucléons portent presque toute la masse de l'atome, AA est un bon indicateur de cette masse — d'où son nom.

Formule3.2nombre de masse
 A=n(p+)+n(n0) ⟺ n(n0)=A−Z \boxed{\ A = n(p^{+}) + n(n^{0})\ } \qquad\Longleftrightarrow\qquad \boxed{\ n(n^{0}) = A - Z\ }
où :
  • AA : nombre de masse (= nombre de nucléons), entier sans unité ;
  • n(p+)n(p^{+}) : nombre de protons (=Z=Z) ;
  • n(n0)n(n^{0}) : nombre de neutrons ;
  • conséquence directe : pour trouver le nombre de neutrons, on soustrait ZZ de AA.
Définition3.3notation symbolique d'un noyau

On résume l'identité d'un noyau par la notation

ZAX\prescript{A}{Z}{\mathrm{X}}

où X\mathrm{X} est le symbole de l'élément, ZZ (en bas à gauche) le numéro atomique, et AA (en haut à gauche) le nombre de masse. Par exemple, 1735Cl\prescript{35}{17}{\mathrm{Cl}} se lit : « chlore, Z=17Z = 17, A=35A = 35 », soit 1717 protons et 35−17=1835 - 17 = 18 neutrons.

Attentionne pas confondre AA et ZZ

ZZ compte uniquement les protons ; AA compte tous les nucléons (protons et neutrons). On a toujours A≥ZA \ge Z, et le nombre de neutrons s'obtient par différence n(n0)=A−Zn(n^{0}) = A - Z. Le numéro atomique ZZ est en bas, le nombre de masse AA en haut dans la notation ZAX\prescript{A}{Z}{\mathrm{X}}.

Remarqueoù lire ces nombres dans le tableau périodique ?

Dans une case du tableau périodique, le nombre entier qui accompagne le symbole est le numéro atomique ZZ. Le nombre décimal affiché (par ex. 24,3124{,}31 pour le magnésium) est la masse atomique relative moyenne de l'élément (voir §7) : en l'arrondissant à l'entier le plus proche, on retrouve en pratique le nombre de masse AA de l'isotope le plus courant (ici A=24A = 24).

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  • 4. La case du tableau périodique : lire la carte d'identité d'un élément
  • 5. Les ions : cations et anions
  • 6. Les isotopes
  • … et 6 de plus

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