2 SYSTEMATIQUE ATOMIQUE ET STRUCTURE NUCLEAIRE

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1 2 SYSTEMATIQUE ATOMIQUE ET STRUCTURE NUCLEAIRE Dans ce chapitre, les principes et la systématique de la physique nucléaire et atomique sont brièvement résumés, afin d introduire l existence et les caractéristiques des isotopes. 2.1 STRUCTURE ATOMIQUE ET TABLEAU PERIODIQUE DES ELEMENTS Les atomes consistent en un noyau entouré d électrons. Comparé au diamètre d un atome, qui est de l ordre de 10-8 cm, la taille d un noyau est extrêmement petite (~ cm). La concentration de matière dans le noyau correspond principalement à deux types de particules, neutrons et protons, qui ont la même masse. Le neutron ne porte aucune charge électrique, alors que le proton est chargé positivement. Le nombre de protons (Z), le nombre atomique, est égal au nombre d électrons entourant le noyau. Les électrons ont une masse qui est d environ 1/1800 de celle de la masse du proton et une charge équivalente mais négative, ce qui fait que l atome est neutre. Les atomes auxquels ils manquent un ou plusieurs électrons sont identifiés comme des ions positifs, les atomes dont le nombre d électrons excède le nombre atomique étant appelés ions négatifs. Les protons et neutrons, pierres de base de la construction du noyau, sont nommés nucléons. La somme des nombres de protons et neutrons (N) dans un noyau est le nombre de masse nucléaire : A = Z + N (2.1) La notation décrivant un noyau spécifique (= nucléide) d un élément X est: A Z X N Parce que les propriétés chimiques d un élément (X) sont, à la base, déterminées par le nombre d électrons dans l atome, le nombre atomique Z caractérise cet élément. Ainsi, écrire A X seul définit le noyau. Le nuage d électrons circulant autour du noyau est bien structuré et correspond à des enveloppes, chacune contenant un nombre maximal d électrons. Les propriétés chimiques d un atome sont ainsi déterminées par le nombre d électrons sur la couche électronique la plus externe et incomplètement remplie. A cause de cette systématique, tous les atomes peuvent être rangés dans un Tableau Périodique des Eléments (présenté en partie sur la Fig. 2.1). 25

2 Chapitre 2 Fig. 2.1 Partie du tableau périodique des éléments, contenant les éléments légers. Sont aussi représentées les configurations électroniques de ces atomes. 2.2 STRUCTURE DU NOYAU ATOMIQUE Les noyaux atomiques sont agglomérés par les forces extrêmement importantes qui existent entre les nucléons (protons et neutrons) avec une très faible variation. Puisque des forces électriques répulsives (Coulomb) existent entre les protons, la présence de neutrons est nécessaire pour stabiliser le noyau. Dans les nucléides les plus abondants des éléments légers, le nombre de protons et de neutrons sont égaux. Les noyaux tels que H1 2He2 6C6 7N7 8O8 sont stables, comme celui ayant un seul proton ( 1 H = hydrogène). Pour les éléments lourds, le nombre de neutrons excède largement le nombre de protons: 238 U contient seulement 92 protons, tandis que le plus grand nucléide, l isotope du plomb 208 Pb, a un nombre atomique de 82. Les instabilités sont causées par un excès de protons ou de neutrons. Des exemples de tels noyaux instables ou radioactifs sont H 2 et 6C8 Pour les éléments légers, un faible excès de neutrons ne va pas nécessairement produire une instabilité du noyau : C7, 7N8, 8O9, 8O10 26

3 Structure Atomique et Nucleaire Fig. 2.2 Partie de la classification des nucléides, contenant les éléments légers. Les isotopes d un élément (même Z) sont trouvés dans les lignes horizontales, les isobares (même A) le long de ligne diagonales, les isotones (même N) dans les colonnes verticales. Les isotopes radioactifs naturels de H, Be, and C sont sur-imprimés en gris. Pour ces noyaux «asymétriques» (Z N), toutefois, la probabilité de formation pendant la «création» de ces éléments, -nucléosynthèse-, est faible, avec pour conséquence une plus faible concentration de ces nucléides. Les isotopes stable et radioactif des éléments légers présents naturellement sont indiqués dans la partie de la Charte des Nucléides (Fig. 2.2). Une autre partie, montrant quelques nucléides lourds, est donnée en Fig Notons que dans la zone des A élevés, les gammes de N et Z sont loin d être égales ( 238 U avec Z=92 et N=146). 2.3 ISOTOPES STABLES ET RADIOACTIFS Les noyaux atomiques d un élément contenant des nombres différents de neutrons sont appelés isotopes (ισο τοποs = à la même place dans la table périodique des éléments). De nombreux éléments ont deux ou plus d isotopes stables présents naturellement. En général, les noyaux avec des nombres identiques de protons et/ou neutrons sont plus stables. Les noyaux pour lesquels le nombre de protons et/ou neutrons correspond à un nombre spécifique, appartenant à la série de ce que l on appelle les 27

4 Chapitre 2 nombres magiques 2, 8, 20, 28, 50, 82, et 126, ont une stabilité relativement grande et, en conséquence, sont largement représentés dans la nature. Ces nombres magiques peuvent être expliqués par un modèle nucléaire de «carapace» avec des boucliers de nucléons fermés dans le noyau, semblables aux boucliers d électrons fermés dans les atomes, qui sont la base de la périodicité dans le tableau périodique des éléments. Un exemple de l importance de ces nombres magiques est la présence importante des isotopes du plomb: le plus gros des nucléides, 208 Pb (avec Z = 82 et N = 126) est doublement magique. Plus particulièrement, les noyaux inégaux sont instables et ont une faible chance d existence naturelle. La plupart des éléments à Z-irréguliers ont seulement un ou au mieux deux isotopes stables. Le premier postulat qui indique que les propriétés chimiques des éléments dépendent seulement du nombre atomique, impliquant que les propriétés chimiques des isotopes sont équivalentes, nécessite des révisions si on regarde dans le détail. Le fait est que des concentration relatives variables en isotopes sont observées dans la nature. Il y a deux causes pour expliquer ce phénomène: 1) les caractéristiques chimiques et physiques des isotopes d un élément ne sont pas exactement égales, induisant des propriétés chimiques et physiques légèrement différentes (et en conséquence des concentrations différentes) -- pour les molécules isotopiques, i.e. les molécules qui contiennent les différents isotopes de cet élément ; 2) si les isotopes concernés sont radioactifs, le processus de décroissance radioactive provoque la diminution de la concentration des molécules isotopiques avec le temps; ceci peut induire des différences de concentration qui sont beaucoup plus importantes que celles causées par les processus isotopiques mentionnés ci-dessus --1)--. Ces phénomènes seront discutés séparément dans les chapitres suivant. 2.4 MASSE ET ENERGIE Il n est pas aisé d utiliser la masse réelle des atomes et des molécules. En lieu et place, nous définissons la masse atomique comme la masse exprimée en unité de masse atomique ( uma). A l origine, elle était équivalente à la masse d un proton; plus tard, pour des raisons pratiques, l unité de masse atomique a été définie comme le douzième (1/12) de la masse de l atome de 12 C: 1 uma = x kg (2.2) En chimie, il est aujourd hui plus facile d utiliser la quantité en mole, définie comme le nombre de gramme d un élément équivalent à son poids atomique. Le nombre d atomes dans une mole de cet élément ou le nombre de molécules dans une mole d un composé chimique donné est alors constant, pour n importe quelle substance, et donné par le nombre d Avogadro = x Si nous ajoutons maintenant les masses atomiques des éléments unitaires qui forment un noyau X donné, par exemple pour le 12 C qui est formé de 6 protons et 6 neutrons, il apparaît que la masse atomique de X est plus petite que la somme des 12 particules qui le constituent: 28 6 protons = 6 x uma = uma

5 Structure Atomique et Nucleaire 6 neutrons = 6 x uma = uma masse totale = uma comparée à A de 12 C = uma (par définition) différence = uma Ce que l on appelle défaut de masse a été converti en énergie de liaison, énergie potentielle stockée dans le noyau pour assurer la cohésion des particules entre elles. Cette équivalence de masse et d énergie a été définie par Einstein, dans sa théorie de la relativité, telle que: E B = Mc 2 (2.3) avec E B l énergie de liaison, M la masse, et c la vitesse de la lumière ( x 10 8 m/s). Selon cette définition, l équivalence entre masse et énergie est exprimée comme: 1 uma MeV (million electronvolt) (2.4) avec 1 ev = x J (unité de charge électrique = charge d un électron = C). Toutes les énergies en physique nucléaire, telles que les énergies des particules après décroissance nucléaire, sont présentées en MeV ou kev (kilo ou 10 3 électronvolt). Dans le cas de notre exemple du 12 C, l énergie de liaison est de uma MeV/uma = MeV or 7.68 MeV par nucléon. 29

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