Chapitre I : STRUCTURE DE L ATOME CONSTITUANTS DE LA MATIERE

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1 Chapitre I : STRUCTURE DE L ATOME CONSTITUANTS DE LA MATIERE Introduction Le concept d atomes fut émis il y a environ 2500 ans par certains philosophes Grecs qui pensaient, sans aucune preuve scientifique, que la matière est composée de très petites particules indivisibles : «atomos». C est la plus petite partie d un corps simple pouvant se combiner chimiquement avec une autre. La théorie atomiste soutient l idée d une matière composée de «grains» indivisibles (contre l idée d une matière indéfiniment sécable) et est connue depuis l Antiquité. La théorie atomique n a été considérée comme une hypothèse scientifique sérieuse qu au début du 20 éme siècle. L atome est ainsi le plus petit grain de matière et est globalement neutre comme l est la matière. Nous connaissons à l heure actuelle 112 atomes ou éléments, les plus répandus sont ceux qui ont un numéro atomique faible. L hydrogène est, ainsi, le corps le plus abondant (75% des atomes) dans l univers. La plupart des atomes de nombre atomique élevé ont été créés par réactions nucléaires et se désintègrent très rapidement, on ne peut donc pas les trouver dans la nature. I.1 Mise en évidence des particules fondamentales I.1.1 L électron Expérience de J.J. Thomson Lorsqu on établit une forte différence de potentiel (40 000V) entre deux électrodes métalliques placées aux extrémités d une ampoule de verre contenant un gaz raréfié, un faisceau de particules chargées se propagent de l électrode négative (cathode) à l électrode positive (anode). Ces rayons émis issus de la cathode ont été appelés «rayons cathodiques». Ces rayons sont formés de particules transportant de l énergie, se propagent suivant des trajectoires rectilignes et sont constitués de particules chargées négativement. En 1891, Stoney a donné le nom d électrons aux particules constituant les rayons. Les expériences de Thomson et Millikan, nous ont permis de déterminer la charge e et la masse m e de l électron : e = 1, C ; m e = 9, kg. I.1.2 Le noyau Expérience de Rutherford a) Mise en évidence expérimentale et interprétation Un faisceau de particules α, émis par une source radioactive, est envoyé sur une mince feuille d or. On observe que la presque quasi-totalité des noyaux traversent la feuille d or sans être déviés. Un

2 petit nombre de particule α (environ 1/100) est fortement dévié, et une très faible proportion (environ 1/20 000) est renvoyée en arrière. L atome est surtout constitué de vide, puisque la plupart des rayons α traversent la feuille d or, comme s il n y avait pas d obstacle Il existe un centre positif dans l atome appelé noyau car certaines particules α sont repoussées. La masse de l atome est concentrée au niveau du noyau. Le noyau est extrêmement petit et dense puisqu il n y a qu une très petite portion des particules qui rebondissent. b) Constitution du noyau Après la mise en évidence du noyau, on s est aperçu que celui-ci n est pas une particule simple. Il est constitué de particules élémentaires stables appelées nucléons, qui peuvent se présenter sous deux formes à l état libre, le neutron et le proton. Les protons sont chargés positivement : q p = +e = 1, C La masse du proton : m p = 1, kg 1836 m e Les neutrons sont de charge nulle, leur masse est : m n = 1, kg c) Les quarks (1975) Pendant longtemps, les physiciens ont pensé que les nucléons sont des particules fondamentales c'est-à-dire indivisibles et sans structure interne. Il a fallu près de 50 ans après la découverte des nucléons pour que l existence des quarks soit prouvée expérimentalement. En effet, la physique des particules décrit les nucléons comme des baryons composés de particules élémentaires appelées quarks. Il existe six sortes de quarks : le quark up (u), le quark down (d), le quark strange (s), le quark charmé (c), le quark beau (b) et le quark top (t). Leurs masses ne sont pas connues avec précision mais leurs charges sont des multiples fractionnaires de la charge élémentaire. Seuls les quarks up, down et strange existent dans la nature, les 3 autres sont artificiels (crées en laboratoire). Quarks d u s c b t Charges -1/3e +2/3e -1/3e +2/3e -1/3e +2/3e Les nucléons sont ainsi composés de quarks. - Les protons sont constitués de 2 quarks up et d un quark down (uud), sa charge électrique est donc : q p = +⅔e + ⅔e - ⅓e = +e - Les neutrons sont constitués d un quark up et de 2 quarks down (udd), sa charge électrique vaut ainsi : qn = +⅔e - ⅓e - ⅓e = 0 - Le rayon des quarks est environ 1000 fois plus petit que celui du proton. Dans l atome, il y a différentes forces ou interactions. Les quarks sont liés entre eux par des interactions fortes qui compensent les forces répulsives existant entres les protons chargés positivement ce qui permet aux noyaux atomiques de rester stables. I.2 Caractéristiques de l atome I.2.1 Représentation L atome est constitué d électrons et de nucléons (protons et neutrons). Les protons et les électrons ont des charges égales en valeur absolue mais de signe contraire. Ce qui explique la neutralité de l atome qui est caractérisé par : - Son nombre de masse A ou nombre de nucléons - Son nombre de protons Z ou nombre d électrons ou encore numéro atomique - Son nombre de neutrons N

3 Avec A = Z + N La notation adoptée pour un élément X est : A ZX mais il arrive de trouver assez souvent A X. I.2. Eléments chimiques Nucléides Isotopes Chaque valeur du numéro atomique Z définit un élément chimique. Un élément chimique est l ensemble des atomes ayant le même numéro atomique Z. Exemple : 12 6C ; 16 8O ; 52 24Cr. Un nucléide est l ensemble des atomes dont les noyaux contiennent le même nombre de protons Z et le même nombre de neutrons N. Il est dont caractérisé par le couple (A, Z). Exemple : l élément O est constitué de 3 nucléides : 16 O ; 17 O ; 18 O. Isotopes : on appelle isotopes deux nucléides ayant le même nombre de protons et des nombres de neutrons donc des nombres de masse) différents. Exemple : 16 8O ; 17 8O ; 18 8O, le carbone C. Isobares : on appelle isobares deux nucléides ayant le même nombre de nucléons (A) mais des nombres de protons et de neutrons différents. Deux isobares correspondent toujours à deux éléments différents. Ex : 14 7N ; 14 6C. Isotones : on appelle isotones deux nucléides ayant le même nombre de neutrons 35 15P et 37 17Cl. Miroirs : deux isobares tels que le nombre de neutrons de l un est égal au nombre de protons de l autre et inversement sont dit noyaux miroirs. A Z1X 1 et A Z2X 2 et N 1 =Z 2 et N 2 =Z S et 33 17Cl. Isotopes isomères : deux isotopes qui ont le même nombre de masse A et même numéro atomique Z mais différents par leur niveau d énergie, sont différenciés par la notation A ZX * Exemple : Ra * Ra + ɣ Une vingtaine d éléments n ont qu un seul isotope naturel dans leur famille ( 4 Be, 9 Fe, 11 Na, 13 Al, 15 P, 79Au). Il existe 118 éléments connus et plus de 1700 nucléides dont 300 sont naturels et le reste artificiel. I.2.2 Mole et masse molaire La mole : les particules atomiques ont des dimensions extrêmement petites par rapport à l échelle humaine. Pour obtenir des quantités de matière mesurables adaptées à notre échelle, une unité relative à la matière a été adoptée : la mole. Définition : la mole est la quantité de matière d un système contenant autant de particules (atomes, molécules, ions ) qu il y a d atomes dans 12g de 12 6C. Le nombre de particules contenues dans une mole est le nombre d Avogadro : N = 6, Masse molaire atomique : la masse molaire atomique est la masse d une mole d atomes c'est-à-dire la masse de N atomes. On montre que la masse molaire (en g) et la masse atomique (en uma) s expriment numériquement par le même nombre : Soient M X et m X la masse molaire et la masse d un atome d un élément X quelconque. On a : Si M = X g/mol alors m = X/N (g) or 1/N = 1 uma => m = X uma. I.2.3 Unité de masse atomique, masse atomique, unité d énergie a) Unité de masse atomique L utilisation du kg (unité de masse dans le SI) n est pas commode pour mesurer la masse d un atome, des unités chimiques plus faciles à manipuler ont donc été adoptées ; l élément de référence étant le carbone 12 : l unité de masse atomique (u.m.a ou u). Définition : l u.m.a équivaut au douzième de la masse d un atome de carbone 12. 1u.m.a = 1/N (g) = 10-3 /N (kg) = 1, kg Dans cette unité, la masse du proton est de 1,00759 u.m.a, celle du neutron est de 1,00898 u.m.a et celle de l électron 0, u.m.a. b) Masse atomique

4 i) Par rapport à ses isotopes La masse atomique d un élément est la masse d un atome de cet élément à l état naturel, en prenant en compte l abondance relative (X i ) de tous ses isotopes, on a : m at = X i.m i avec X i = 1 Exemple : Masse atomique relative de l oxygène. M( 16 O) = 15,9944 % = 99,762 ; M( 17 O) = 16,9994 % = 0,038 ; M( 18 O) = 17,9994 % = 0,2 M at (O) = [(99,762 x 15,994) + (0,038 x 16,999) + (0,2 x 17, 999)] / 100 = 15,999 u.m.a ii) Par rapport au noyau La masse atomique est égale à la somme des masses des constituants de l atome : m at = m noy + Z.m e = Z.m p + N.m n + Z.m e Sachant que la masse des électrons est très négligeable devant celle du noyau, on a : m at m noy. Comme le kg, l unité d énergie, le joule, n est pas adapté à l échelle atomique et on utilise l électronvolt (ev) comme unité d énergie en physique des particules. Définition : l ev est l énergie acquise par un électron soumis à un potentiel électrique de 1V. Ainsi, on a 1eV = 1, J. Les multiples sont le kev = 10 3 ev, le MeV = 10 6 ev, le GeV = 10 9 ev I.3 Isotopes et Spectrographes de masse I.3.1 Isotopes Les atomes d un même élément ne sont pas tous identiques? Si le nombre de protons est le même pour tous, le nombre de neutrons que contient le noyau peut varier. Deux atomes qui ont le même numéro atomique Z et qui ne diffèrent que par le nombre de neutrons sont appelés isotopes (isos= égal, topos = lieu ; les isotopes occupent la même place dans le tableau périodique). C est en 1912 que J.J Thomson a mis en évidence l existence des isotopes en utilisant un tube à décharge. Les rayons produits dans le tube à décharge sont soumis à l action simultanée d un champ électrique E et d une induction magnétique B, on observe sur un écran des courbes paraboliques. Pour un dispositif expérimental donné E, B et L sont des constantes on a alors : y = Cte.(m/q)x² qui est l équation de la parabole que décrit un ion sur un écran. J.J Thomson constate que pour certains éléments naturels, les ions se répartissent sur plusieurs arcs de paraboles. Etant donné que les ions avaient la même charge, il en déduit que pour un élément donné, on avait des atomes ayant le même nombre d électrons, mais des masses différentes : ce sont des isotopes. Ainsi les ions ayant le même rapport m/q se répartissent sur un même arc de parabole. Cependant le dispositif de J.J Thomson a un inconvénient car des ions ayant le même rapport e/m peuvent se disperser sur toute la longueur d un arc assez long de parabole en fonction de leur vitesse. Pour éviter cette dispersion des ions, d autres montages tendant à focaliser les ions sur une droite ou sur un cercle sont réalisés. I.3.2 Spectrographes de masse Le spectrographe de masse est un appareil qui permet de trier les ions de masses et/ou de charges différentes. Il comprend quatre parties une chambre d ionisation, une chambre d accélération, une chambre de déflexion et un système de détection.

5 - Les atomes sont d abord ionisés (par bombardement électronique) dans la chambre d ionisation ce qui entraîne la formation d entités ayant perdu un ou plusieurs électrons. - Ces ions sont par la suite accélérés par un champ électrostatique accélérateur. - Ils entrent par la suite dans un champ magnétique où leur mouvement est dévié suivant des trajectoires semi-circulaires. Cette déviation est proportionnelle à m/q. - Un écran ou tout autre détecteur permet de mettre en évidence la déviation réalisée et qui dépend de m/q Il existe différents types de spectrographes : J.J Thomson, Dempster, Bainbridge, Aston (Voir annexe) Tous ces appareils séparent par action de champs électrique et magnétique les différents isotopes d un même élément. I.3.3 Antimatière L antimatière est l ensemble des antiparticules des particules composant la matière classique. Le préfixe «anti» signifie que l antimatière est «l opposée» de la matière. Une anti - particule a exactement la même masse que la particule correspondante mais des nombres de charge opposés. Par exemple, l anti - électron est le positon, il porte une charge électrique élémentaire positive et a la même que l électron. Lorsqu une particule de matière rencontre son anti - particule, elles s annihilent mutuellement en libérant la totalité de leur énergie sous forme de rayonnement. La durée de vie de l anti - matière dans notre environnement est très faible puisqu elle rencontre rapidement de la matière (qui est en quantité beaucoup plus importante) et s annihile alors.