Chemistry · Livre 1 · Grades 1–12

La chimie à l’école — Années 1 à 12

La chimie à l’école — Années 1 à 12 · Grades 1–12

16À l’intérieur de l’atome

En 1909, dans un laboratoire de Manchester, on bombarda une feuille d’or épaisse de quelques centaines d’atomes avec un faisceau de minuscules particules rapides. Presque toutes la traversèrent tout droit, comme si l’or était vide. Mais environ une sur plusieurs milliers rebondit en arrière. « C’était comme si l’on tirait un obus de quinze pouces sur une feuille de papier de soie et qu’il revenait vous frapper », dit Ernest Rutherford, dont les élèves avaient réalisé l’expérience. L’atome, le morceau de matière insécable, avait une structure — et il était presque entièrement vide.

Rappel

Toute la matière est faite d’atomes, d’une centaine de sortes différentes, chacune ayant un symbole comme H\ce{H}, C\ce{C}, O\ce{O}, Fe\ce{Fe}. Les atomes s’assemblent en molécules, décrites par des formules comme HX2O\ce{H2O} (Chapitre 11).

16.1 Noyau et électrons

Définition 16.1 (Noyau et électron)

Tout atome possède un cœur minuscule et lourd, le noyau, qui porte une charge électrique positive. Autour de lui se déplacent des particules beaucoup plus légères, les électrons, qui portent chacun la même charge négative, −e-e.

Proposition 16.2 (Un atome est neutre)

Un atome, dans son ensemble, ne porte aucune charge électrique : la charge positive de son noyau est exactement compensée par les charges négatives de ses électrons. La charge ee est minuscule : e=1.60×10−19 Ce = 1.60 \times 10^{-19}\,\mathrm{C} (le coulomb, unité de charge, relève du livre de physique).

Un atome, sans respect de l’échelle. Si le noyau était dessiné de la taille du point rouge, le nuage d’électrons mesurerait quelques centaines de mètres.
Un atome, sans respect de l’échelle. Si le noyau était dessiné de la taille du point rouge, le nuage d’électrons mesurerait quelques centaines de mètres.

16.2 Protons et neutrons

Définition 16.3 (Proton, neutron, nucléon)

Le noyau est formé de deux sortes de particules : les protons, qui portent chacun la charge +e+e, et les neutrons, qui ne portent pas de charge. Protons et neutrons, qui ont presque la même masse, sont appelés ensemble nucléons.

Définition 16.4 (Numéro atomique et nombre de masse)

Le nombre de protons d’un noyau est le numéro atomique, noté ZZ. Le nombre de nucléons (protons et neutrons ensemble) est le nombre de masse, noté AA. Le nombre de neutrons est N=A−ZN = A - Z.

Notation 16.5 (L’écriture conventionnelle du noyau)

Un atome dont le noyau est donné s’écrit avec son symbole, le nombre de masse en haut à gauche et le numéro atomique en bas à gauche : XZAX2Z2AX\ce{^{A}_{Z}X}. Par exemple, X612X26212C\ce{^{12}_{6}C} a 6 protons et 12−6=612 - 6 = 6 neutrons ; X2656X226256Fe\ce{^{56}_{26}Fe} a 26 protons et 30 neutrons.

Méthode 16.6 (Lire l’écriture conventionnelle d’un noyau)

Pour XZAX2Z2AX\ce{^{A}_{Z}X} :

  1. protons : ZZ ;
  2. neutrons : A−ZA - Z ;
  3. électrons de l’atome neutre : ZZ, autant que de protons.

Pour X1123X211223Na\ce{^{23}_{11}Na} : 11 protons, 12 neutrons, 11 électrons.

Lire l’écriture conventionnelle d’un noyau : cet atome de chlore a 17 protons, 35 - 17 = 18 neutrons, et 17 électrons quand il est neutre.
Lire l’écriture conventionnelle d’un noyau : cet atome de chlore a 17 protons, 35−17=1835 - 17 = 18 neutrons, et 17 électrons quand il est neutre.

16.3 L’élément chimique et ses isotopes

Définition 16.7 (Élément chimique)

Un élément chimique est l’ensemble de tous les atomes, et de tous les atomes chargés qui en dérivent, qui ont le même numéro atomique ZZ. Chaque élément a un nom et un symbole : tout atome possédant 6 protons est un atome de carbone, C\ce{C} ; tout atome possédant 8 protons est un atome d’oxygène, O\ce{O}.

Définition 16.8 (Isotopes)

Des atomes d’un même élément qui ont des nombres de neutrons différents, et donc des nombres de masse différents, sont des isotopes de cet élément. Ils ont le même ZZ et des AA différents.

Exemple 16.9 (Isotopes du carbone et de l’hydrogène)

Le carbone naturel contient environ 98.9 %98.9\,\% de carbone 12, X612X26212C\ce{^{12}_{6}C}, et 1.1 %1.1\,\% de carbone 13, X613X26213C\ce{^{13}_{6}C}, avec une trace de carbone 14, X614X26214C\ce{^{14}_{6}C}, dont la lente transformation en un autre noyau sert à dater le bois et les os anciens (la radioactivité relève du livre de physique). L’hydrogène a trois isotopes : X11X2121H\ce{^{1}_{1}H}, sans aucun neutron, de loin le plus courant ; le deutérium X12X2122H\ce{^{2}_{1}H}, quelques atomes sur cent mille ; et le tritium X13X2123H\ce{^{3}_{1}H}.

Proposition 16.10 (Les isotopes ont la même chimie)

La chimie d’un atome dépend de ses électrons, et les isotopes d’un élément ont le même nombre d’électrons. Les isotopes réagissent donc de la même façon : l’eau fabriquée avec du deutérium a presque exactement l’aspect et le comportement de l’eau ordinaire.

Les noyaux des trois isotopes de l’hydrogène : un proton chacun, et 0, 1 ou 2 neutrons.
Les noyaux des trois isotopes de l’hydrogène : un proton chacun, et 0, 1 ou 2 neutrons.

16.4 Tailles et masses

Proposition 16.11 (Le noyau est minuscule et contient presque toute la masse)

Un atome mesure environ 10−10 m10^{-10}\,\mathrm{m} ; son noyau, de 10−15 m10^{-15}\,\mathrm{m} à 10−14 m10^{-14}\,\mathrm{m} : il est dix mille à cent mille fois plus petit. Les masses des particules sont

mp=1.673×10−27 kg,mn=1.675×10−27 kg,me=9.11×10−31 kg.m_p = 1.673 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg},\qquad m_n = 1.675 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg},\qquad m_e = 9.11 \times 10^{-31}\,\mathrm{kg}.

Un proton est environ 1836 fois plus lourd qu’un électron : plus de 99.9 %99.9\,\% de la masse d’un atome se trouve donc dans son noyau.

Exemple 16.12 (Une bille dans un stade)

Si le noyau d’un atome était une bille de 1 cm1\,\mathrm{cm}, l’atome mesurerait environ 1 cm×100 000=1 km1\,\mathrm{cm} \times 100\,000 = 1\,\mathrm{km} : une bille au milieu d’un immense stade, avec quelques grains de poussière — les électrons — qui tourbillonnent autour des tribunes. La matière est surtout faite de vide.

Méthode 16.13 (La masse d’un atome)

Comme les protons et les neutrons ont presque la même masse et que les électrons sont très légers, la masse d’un atome est proche de A×1.67×10−27 kgA \times 1.67 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg}, où AA est son nombre de masse. Un atome de carbone 12 : 12×1.67×10−27=2.00×10−26 kg12 \times 1.67 \times 10^{-27} = 2.00 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}.

16.5 Une brève histoire du modèle de l’atome

Histoire des sciences — De l’insécable au noyau, 1897–1932

En 1897, J. J. Thomson découvrit l’électron, une particule bien plus légère que n’importe quel atome : on pouvait donc couper les atomes. Il se représenta l’atome comme une boule de matière positive parsemée d’électrons. En 1909–1911, l’expérience de la feuille d’or de l’équipe de Rutherford montra que la charge positive et presque toute la masse se trouvent dans un noyau minuscule. En 1913, Niels Bohr proposa que les électrons occupent des niveaux d’énergie fixes autour de lui, et en 1932 James Chadwick découvrit le neutron.

Ernest Rutherford (1871–1937).
L’expérience de la feuille d’or : la plupart des particules la traversent tout droit ; quelques-unes sont déviées ; de très rares rebondissent sur un noyau.

16.6 Exercices

Exercice 16.1 ★

Nomme les particules du noyau et les particules qui l’entourent, avec le signe de leur charge.

Solution

Solution de Exercice 16.1.

Dans le noyau : des protons (positifs) et des neutrons (sans charge). Autour : des électrons (négatifs).

Exercice 16.2 ★

Donne le nombre de protons, de neutrons et d’électrons de X816X28216O\ce{^{16}_{8}O}, X1327X213227Al\ce{^{27}_{13}Al} et X2040X220240Ca\ce{^{40}_{20}Ca}.

Solution

Solution de Exercice 16.2.

X816X28216O\ce{^{16}_{8}O} : 8 protons, 8 neutrons, 8 électrons. X1327X213227Al\ce{^{27}_{13}Al} : 13, 14, 13. X2040X220240Ca\ce{^{40}_{20}Ca} : 20, 20, 20.

Exercice 16.3 ★

Pourquoi un atome est-il électriquement neutre ?

Solution

Solution de Exercice 16.3.

Il possède autant d’électrons (charge −e-e chacun) que de protons (charge +e+e chacun) : les charges se compensent.

Exercice 16.4 ★

Un atome possède 26 protons et 30 neutrons. Écris l’écriture conventionnelle de son noyau (l’élément est le fer, Fe\ce{Fe}).

Solution

Solution de Exercice 16.4.

A=26+30=56A = 26 + 30 = 56 : X2656X226256Fe\ce{^{56}_{26}Fe}.

Exercice 16.5 ★★

X1735X217235Cl\ce{^{35}_{17}Cl} et X1737X217237Cl\ce{^{37}_{17}Cl} sont-ils le même élément ? Sont-ils isotopes ? Explique.

Solution

Solution de Exercice 16.5.

Oui : les deux ont Z=17Z = 17, ce sont donc deux atomes de chlore. Ils ont des nombres de masse différents (18 et 20 neutrons) : ce sont des isotopes.

Exercice 16.6 ★★

X614X26214C\ce{^{14}_{6}C} et X714X27214N\ce{^{14}_{7}N} sont-ils isotopes ? Explique.

Solution

Solution de Exercice 16.6.

Non : ils ont des numéros atomiques différents (6 et 7), ce sont donc des éléments différents, le carbone et l’azote. Des isotopes ont le même ZZ.

Exercice 16.7 ★★

Calcule, en écriture scientifique, la masse approchée d’un atome de X2656X226256Fe\ce{^{56}_{26}Fe}.

Solution

Solution de Exercice 16.7.

56×1.67×10−27≈9.35×10−26 kg56 \times 1.67 \times 10^{-27} \approx 9.35 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}.

Exercice 16.8 ★★

Dans l’expérience de la feuille d’or, pourquoi la plupart des particules traversent-elles l’or tout droit ?

Solution

Solution de Exercice 16.8.

Un atome est surtout fait de vide : le noyau est minuscule, si bien que la plupart des particules ne rencontrent aucun noyau sur leur chemin et traversent tout droit.

Exercice 16.9 ★★

Combien de fois un noyau de 10−15 m10^{-15}\,\mathrm{m} est-il plus petit qu’un atome (10−10 m10^{-10}\,\mathrm{m}) ? Écris la réponse sous forme d’une puissance de dix.

Solution

Solution de Exercice 16.9.

10−10/10−15=10510^{-10} / 10^{-15} = 10^{5} : cent mille fois plus petit.

Exercice 16.10 ★★

Pourquoi les isotopes d’un élément ont-ils la même chimie ?

Solution

Solution de Exercice 16.10.

La chimie dépend des électrons, et les isotopes d’un élément ont le même nombre d’électrons (le même ZZ).

Exercice 16.11 ★★★

Un atome de fer possède 26 électrons. Calcule leur masse totale, puis la fraction de la masse d’un atome de X2656X226256Fe\ce{^{56}_{26}Fe} qu’ils représentent (utilise la masse trouvée à l’exercice 7).

Solution

Solution de Exercice 16.11.

26×9.11×10−31=2.37×10−29 kg26 \times 9.11 \times 10^{-31} = 2.37 \times 10^{-29}\,\mathrm{kg}. Fraction : 2.37×10−29/9.35×10−26≈2.5×10−42.37 \times 10^{-29} / 9.35 \times 10^{-26} \approx 2.5 \times 10^{-4}, soit environ 0.025 %0.025\,\% de la masse.

Exercice 16.12 ★★★

Le cuivre naturel contient 69.15 %69.15\,\% de cuivre 63 et 30.85 %30.85\,\% de cuivre 65. Sur 10 000 atomes de cuivre, combien y en a-t-il de chaque isotope ? Quel est le nombre moyen de nucléons par atome de cuivre ?

Solution

Solution de Exercice 16.12.

6915 atomes de cuivre 63 et 3085 atomes de cuivre 65. Moyenne : (6915×63+3085×65)/10 000=63.6(6915 \times 63 + 3085 \times 65)/10\,000 = 63.6 nucléons.

16.7 Problème : peser le chlore

Problème 16.1

Problème du week-end — deux isotopes du chlore, la masse de chaque atome, et la masse moyenne d’un atome de chlore

Le chlore naturel est un mélange de deux isotopes, le chlore 35 et le chlore 37 : sur 1000 atomes de chlore, environ 758 sont du chlore 35 et 242 du chlore 37. On prendra pour masse d’un nucléon 1.67×10−27 kg1.67 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg} et pour masse d’un électron 9.11×10−31 kg9.11 \times 10^{-31}\,\mathrm{kg}. Le numéro atomique du chlore est 17.

Partie I — Deux noyaux.

  1. Écris l’écriture conventionnelle des noyaux des deux isotopes.
  2. Donne le nombre de protons, de neutrons et d’électrons de chacun.
  3. Pourquoi les appelle-t-on tous deux chlore ? Pourquoi sont-ils isotopes ?
  4. Un échantillon de chlore 37 réagira-t-il avec le sodium de la même façon qu’un échantillon de chlore 35 ? Explique.

Partie II — La masse de chaque atome.

  1. Calcule la masse du noyau d’un atome de chlore 35.
  2. Calcule la masse des 17 électrons, et vérifie qu’elle est négligeable devant celle du noyau.
  3. Calcule la masse d’un atome de chlore 37.
  4. Combien d’atomes de chlore 35 pèseraient 1 g1\,\mathrm{g} ? Donne la réponse en écriture scientifique.

Partie III — L’atome moyen.

  1. Quel pourcentage des atomes de chlore est du chlore 35 ? Du chlore 37 ?
  2. Sur 1000 atomes de chlore naturel, calcule la masse totale des atomes de chlore 35 et celle des atomes de chlore 37.
  3. Calcule la masse de ces 1000 atomes.
  4. Déduis-en la masse moyenne d’un atome de chlore.
Solution

Solution de Problème 16.1.

1. X1735X217235Cl\ce{^{35}_{17}Cl} et X1737X217237Cl\ce{^{37}_{17}Cl}.

2. Chlore 35 : 17 protons, 18 neutrons, 17 électrons. Chlore 37 : 17 protons, 20 neutrons, 17 électrons.

3. Les deux ont 17 protons : ils appartiennent tous deux à l’élément chlore ; ils ne diffèrent que par leur nombre de neutrons : ce sont des isotopes.

4. Oui : la chimie dépend des électrons, et les deux en ont 17.

5. 35×1.67×10−27=5.845×10−26 kg35 \times 1.67 \times 10^{-27} = 5.845 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}.

6. 17×9.11×10−31=1.55×10−29 kg17 \times 9.11 \times 10^{-31} = 1.55 \times 10^{-29}\,\mathrm{kg} : environ 4000 fois moins que le noyau, négligeable.

7. 37×1.67×10−27=6.179×10−26 kg37 \times 1.67 \times 10^{-27} = 6.179 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}.

8. 1 g=10−3 kg1\,\mathrm{g} = 10^{-3}\,\mathrm{kg} ; 10−3/5.845×10−26≈1.71×102210^{-3} / 5.845 \times 10^{-26} \approx 1.71 \times 10^{22} atomes.

9. 75.8 %75.8\,\% et 24.2 %24.2\,\%.

10. 758×5.845×10−26=4.430×10−23 kg758 \times 5.845 \times 10^{-26} = 4.430 \times 10^{-23}\,\mathrm{kg} ; 242×6.179×10−26=1.495×10−23 kg242 \times 6.179 \times 10^{-26} = 1.495 \times 10^{-23}\,\mathrm{kg}.

11. 4.430×10−23+1.495×10−23=5.925×10−23 kg4.430 \times 10^{-23} + 1.495 \times 10^{-23} = 5.925 \times 10^{-23}\,\mathrm{kg}.

12. 5.925×10−23/1000≈5.93×10−26 kg5.925 \times 10^{-23} / 1000 \approx 5.93 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg} : c’est la masse moyenne d’un atome de chlore.

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