AtomeUn article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.

Aller à : Navigation, Rechercher

Un atome (du grec ατομος, atomos, « que l'on ne peut diviser ») est la plus petite partie d'un corps simple pouvant se combiner chimiquement avec une autre. Il est généralement constitué d'un noyau composé de protons et de neutrons autour desquels se trouvent des électrons. Sa taille caractéristique est de l'ordre du dixième de nanomètre (nm), soit 10-10 m.

La théorie atomiste, qui soutient l'idée d'une matière composée de "grains" indivisibles (contre l'idée d'une matière indéfiniment sécable), est connue depuis l'antiquité, et fut en particulier défendue par Démocrite, philosophe de la Grèce antique. Elle fut disputée jusqu'à la fin du XIXe siècle , mais n'est plus aujourd'hui l'objet de la moindre controverse. C'est en particulier sur cette notion d'atome que reposent les sciences de la matière modernes. L'atome n'est cependant plus considéré comme un grain de matière insécable, depuis les expériences de physique nucléaire ayant mis à jour sa structure au début du XXe siècle .

En chimie, les atomes sont les éléments de base. Ils constituent la matière et forment les molécules en partageant des électrons. Les atomes restent grosso modo indivisibles au cours d'une réaction chimique (en acceptant les légères exceptions que constituent les échanges des électrons périphériques).

Cependant, depuis le début du XXe siècle , des expériences de physique nucléaire ont mis en évidence l'existence d'une structure complexe pour le noyau atomique. Les constituants de l'atome que sont des particules élémentaires.

Sommaire[masquer]

1 Caractéristiques de l'atome 2 Histoire de l'atome

o 2.1 Antiquité : un concept philosophique et intuitif o 2.2 La chimie du XVIIIe siècle — les éléments o 2.3 La physique du XVIIIe siècle — les particules o 2.4 XIXe siècle — le triomphe de l'atome o 2.5 Bilan

3 Historique des modèles de l'atome o 3.1 Modèles obsolètes

3.1.1 Le modèle de J.J. Thomson ou modèle du far aux pruneaux (plum- pudding)

3.1.2 Le modèle planétaire de Rutherford o 3.2 Modèles approchés couramment employés

3.2.1 Le modèle des sphères dures 3.2.2 Le modèle de Bohr

4 Le modèle actuel : modèle de Schrödinger

5 Le noyau atomique 6 Notation 7 Notes 8 Voir aussi

o 8.1 Articles connexes o 8.2 Bibliographie o 8.3 Liens externes

[modifier]Caractéristiques de l'atomeLa majeure partie de la masse de l'atome se trouve concentrée dans un très faible volume (dimension de l'ordre de 10-15 m) : le noyau, composé de deux sortes de particules semblables, appelées nucléons :

les neutrons, particules de charge électrique nulle, et de masse égale à :

mn = 1,67495 ×10-27kg ;

les protons, particules de charge électrique positive égale à :

c=+e = 1,602 19 ×10-19 C, et de masse égale à : mp = 1,67265 ×10-27 kg.

La masse du proton étant très proche de celle du neutron, il est pratique de caractériser un noyau par son nombre de nucléons, appelé nombre de masse.

Autour du noyau se trouve « un nuage » de particules identiques : les électrons ; les dimensions de ce nuage électronique (de l'ordre d'un angström, ou 10-10 m) correspondent à celles de l'atome.

Les électrons possèdent une charge électrique négative égale à :

e = -1,602 189 ×10-19 C,

identique à celle du proton en valeur absolue ; leur masse est bien plus faible que celles des nucléons (1836 fois moindre) :

me = 9,109 53 ×10-31 kg.

La charge électrique d'un atome est neutre, car le nombre d'électrons (chargés négativement) du nuage électronique est égal au nombre de protons (chargés positivement) constituant le noyau. Ainsi, les charges électriques s'annulent d'un point de vue macroscopique.

Les atomes sont susceptibles de se charger électriquement en gagnant ou en perdant un ou plusieurs électrons : on parle alors d'ions. Du fait qu'un électron a une charge électrique négative, si un atome gagne un ou plusieurs électrons, la charge de l'atome devient négative (anion), et s'il en perd, la charge de l'atome devient positive (cation).

Les propriétés physiques et chimiques des atomes dépendent essentiellement du nombre de protons qui composent leur noyau. Aussi, les atomes sont-ils classés suivant ce nombre, appelé numéro atomique.

La matière constituée d'un ensemble quelconque d'atomes de même nombre atomique est un corps simple, ou élément chimique. Les atomes ayant un même nombre atomique, mais des nombres de masse différents (nombre de neutrons différent), sont appelés isotopes.

Les différents éléments chimiques naturels ou artificiels ont été ordonnés en fonction de leurs propriétés dans le tableau périodique des éléments.

[modifier]Histoire de l'atomeArticle détaillé : Frise chronologique de la physique microscopique.

Le concept d'atome est particulièrement bien admis par le grand public, pourtant, paradoxalement, les atomes ne peuvent pas être observés par des moyens optiques et seuls quelques rares physiciens manipulent des atomes isolés. L'atome est donc un modèle essentiellement théorique. Bien que ce modèle ne soit plus aujourd'hui remis en cause, il a beaucoup évolué au cours du temps pour répondre aux exigences des nouvelles théories physiques et correspondre avec les différentes expérimentations effectuées.

[modifier]Antiquité : un concept philosophique et intuitif

Il est probable que plusieurs peuples aient développé la notion de «grain composant la matière», tant ce concept semble évident lorsque l'on morcelle une motte de terre, ou en regardant une dune de sable. Dans la culture européenne, ce concept apparaît pour la première fois dans la Grèce antique au Ve siècle av. J.-C. , chez les philosophes présocratiques, notamment Leucippe, env. 460-370 av. J.-C., Démocrite et, plus tard, Épicure.

Il s'agit d'une conception, a priori du monde, qui fait partie de la recherche des principes de la réalité, recherche qui caractérise les premiers philosophes : on suppose que la matière ne peut se diviser indéfiniment, qu'il y a donc une conservation des éléments du monde, qui se transforment ou se combinent selon des processus variés. La décomposition du monde en quatre éléments (eau, air, terre, feu) peut donc compléter cette thèse. L'atomisme est une solution concurrente, qui naît de l'opposition de l'être et du néant : l'atome est une parcelle d'être qui se conserve éternellement, sans quoi les choses finiraient par disparaître. Ce fut sans doute un tournant philosophique majeur, à l'origine du matérialisme et de la critique de la religion. Cependant, même si l'empirisme épicurien tente d'établir cette hypothèse sur des bases scientifiques, l'atome demeure une intuition sans confirmations.

[modifier]La chimie du XVIIIe siècle — les éléments

Depuis des millénaires, on a remarqué que les produits se transforment : le feu, la métallurgie (transformation du minerai en métal), la corrosion (dégradation du métal), la vie, la cuisson des aliments, la décomposition de la matière organique… Par exemple, pour Empédocle, les transformations de la matière s'expliquaient de la manière suivante : il y avait quatre types d'éléments (eau, air, terre, feu) qui s'associaient et se dissociaient, en fonction de l'amour ou de la haine qu'ils se portaient — les fameux « atomes crochus ». Au Moyen Âge, les

alchimistes ont étudié ces transformations et remarqué qu'elles suivent des règles bien précises. Vers 1760, des chimistes britanniques commencent à s'intéresser aux gaz produits par les réactions, afin d'en mesurer le volume et de les peser. Ainsi, Joseph Black, Henry Cavendish et Joseph Priestley découvrent différents « airs » (c'est-à-dire gaz) : l'« air fixe » (le gaz carbonique), l'« air inflammable » (le dihydrogène), l'« air phlogistiqué » (le diazote), l'« air déphlogistiqué » (le dioxygène)… (Le terme « phlogistique » provient de la théorie du chimiste allemand Georg Ernst Stahl, au début du XVIIIe siècle , pour expliquer la combustion ; cette théorie fut balayée par Lavoisier.)

Antoine Laurent de Lavoisier (chimiste français) énonce en 1773 que [1] : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme » (formulé d'une manière légèrement différente à l'époque) signifiant par là que :

la masse se conserve pendant les réactions chimiques.Les scientifiques avaient observé que si l'on pesait la matière solide avant et après la combustion, on avait une variation de masse ; ceci provient d'un échange avec l'air (l'oxygène s'incorpore et alourdit, le gaz carbonique et la vapeur d'eau s'en vont et allègent). Il suffit pour s'en rendre compte de faire brûler dans une cloche fermée, et de peser la cloche en entier, produit solide et gaz compris : la masse totale ne change pas. ;

les substances se décomposent en « éléments », c'est l'organisation de ces éléments qui change lors d'une réaction.

Cette notion marque la véritable naissance de la chimie. Les chimistes ont donc commencé à recenser les éléments dont sont composées toutes les substances et à créer une nomenclature systématique — oxygène : qui génère des acides (οξυs signifie « acide » en grec) — hydrogène : qui génère de l'eau… Par exemple, en 1774, Lavoisier, en suivant les travaux des chimistes britanniques, établit que l'air se compose en « air vital » (dioxygène) et en « air vicié et méphitique, mofette » (diazote) ; en 1785, il décompose l'eau (en faisant passer de la vapeur d'eau sur du fer chauffé au rouge) et montre donc que ce n'est pas un élément, mais que l'eau est décomposable en éléments (c'est en fait une pyrolyse). Le terme d'« analyse » provient d'ailleurs de cette notion de décomposition, lusis (λυσιs) signifie « dissolution » en grec : on décompose les produits (par attaque acide, en les brûlant, en les distillant...) jusqu'à obtenir des substances simples reconnaissables facilement (l'hydrogène, l'oxygène, le carbone, le fer...).

On a donc la première constatation expérimentale de la décomposition de la matière en substances élémentaires.

[modifier]La physique du XVIIIe siècle — les particules

Un autre pas, fait en parallèle, vient de l'étude des propriétés des gaz et de la chaleur (thermodynamique).

Les fluides (liquides et gaz) sont étudiés en Europe depuis l'Antiquité, mais c'est au milieu du XVIIe siècle que l'on commence vraiment à cerner leur propriétés, avec l'invention du thermomètre (thermoscope de Santorre Santario, 1612), du baromètre et du vide pompé (Evangelista Torricelli, 1643), l'étude de l'expansion des gaz (Gilles Personne de Roberval, 1647), la pression atmosphérique (Blaise Pascal et Florin Perrier, 1648), les relations entre

pression et volume (Robert Boyle en 1660, Edmé Mariotte en 1685), la notion de zéro absolu (Guillaume Amontons, 1702)...

René Descartes (mathématicien, physicien et philosophe français) émet l'idée, en 1644, que les gaz sont composés de particules tourbillonnantes. Mais il ne s'agit là encore que d'une conception imagée, sans appui expérimental ; dans le même ordre d'idées, Descartes pensait que c'était aussi un tourbillon de « matière subtile » qui entraînait la rotation des planètes (ceci fut mis en défaut par Isaac Newton avec l'attraction universelle en 1687).

Cependant, cette notion de corpuscules inspira d'autres scientifiques. Les mathématiciens suisses Jakob Hermann (1716) et Leonhard Euler (1729), mais surtout le physicien suisse Daniel Bernoulli (1733), effectuent des calculs en supposant que les gaz sont formés de particules s'entrechoquant, et leurs résultats sont en accord avec l'expérience. C'est la conception « cinétique » des gaz, c'est-à-dire l'explication de la température et de la pression par des particules en mouvement.

Une autre science se développe à la fin du XVIIIe siècle : la cristallographie. Ce qui intrigue les scientifiques, c'est l'observation des formes géométrique des cristaux naturels, et leur capacité à se cliver selon des plans lisses respectant ces symétries. Reprenant l'idée de classification des êtres vivants de Carl von Linné, on commence à rechercher et classer les minéraux (Jean-Baptiste Romé de L'Isle, minéralogiste français, 1772). L'abbé René-Just Haüy (cristallographe français), en 1781, suppose que la forme des cristaux reflète la symétrie d'une « brique élémentaire », le cristal étant un assemblage de ces briques. On retrouve ici cette notion de composant élémentaire de la matière.

[modifier]XIXe siècle — le triomphe de l'atome

À ce stade, ressortaient trois notions :

les corps chimiques sont décomposables en substances élémentaires ; les gaz sont composés de corpuscules qui volent et s'entrechoquent ; les cristaux sont composés de cellules dont la forme détermine la forme extérieure du

cristal.

Ces notions ont en commun le fait que la matière homogène est composée de corpuscules tous semblables entre eux, mais trop petits pour être visibles. Les découvertes du XIX e siècle vont permettre de faire converger ces trois notions, et d'établir les notions de molécule et d'atome.

John Dalton (chimiste et physicien britannique), en 1804, mesure les masses des réactifs et des produits de réaction, et en déduit que les substances sont composées d'atomes sphériques, identiques pour un élément, mais différents d'un élément à l'autre, notamment par la masse de ces atomes. Il découvre également la notion de pression partielle (dans un mélange de gaz, la contribution d'un gaz donné à la pression totale). Il fut le premier à émettre les idées de la théorie atomique.

En 1807, Louis Joseph Gay-Lussac (physicien et chimiste français), établit la loi reliant la température et la pression d'un gaz. En 1808, il établit que les gaz réagissent en proportions déterminées ; les rapports des volumes des réactifs et des produits de réaction sont des nombres entiers petits. Le fait que ce soit des nombres entiers, a induit fortement à penser que

la matière n'est pas « continue » (pensée dominante à cette époque), mais faite d'éléments discontinus.

Amedeo Avogadro (physicien italien), en 1811, énonce, sans preuve, que pour une température et une pression fixées, un volume donné de gaz contient toujours le même nombre de molécules, et ce quel que soit le gaz. Il fait également l'hypothèse que les gaz sont polyatomiques, et définit nettement molécules et atomes. André-Marie Ampère (1814), Jean-Baptiste Dumas (1827) et William Prout (1834) arrivent à la même conclusion.

En 1821, John Herapath (mathématicien britannique) publie une théorie cinétique des gaz pour expliquer la propagation des sons, les changements de phase (vaporisation, liquéfaction) et la diffusion des gaz. Robert Brown (botaniste britannique), en 1827, observe le mouvement de grains de pollen dans l'eau ; les grains vont en ligne droite, et ne changent de direction que lors d'un choc avec un autre grain ou bien contre une paroi. C'est de ce comportement, le « mouvement brownien », que s'inspireront les physiciens pour décrire le mouvement des molécules de gaz.

Gabriel Delafosse, en 1840, suppose que l'on peut dissocier la composante élémentaire du cristal et son organisation ; ainsi, la brique élémentaire de Haüy pourrait être un réseau aux nœuds duquel se trouveraient des « molécules » ; ce serait la forme du réseau qui donnerait la forme au cristal et non pas nécessairement la forme des molécules. Louis Pasteur (chimiste et biologiste français), en 1847, établit le lien entre la forme des molécules et la forme des cristaux (en fait, la molécule donne sa forme au réseau, et le réseau sa forme au cristal). Auguste Bravais (physicien français), en 1849, détermine les 32 réseaux cristallins possibles. En 1858, Rudolf Clausius (physicien allemand) définit le libre parcours moyen d'une molécule dans un gaz (distance moyenne parcourue entre deux chocs). Partant de là, en 1859, James Clerk Maxwell (physicien écossais) introduit la notion de dispersion statistique des vitesses des molécules dans la cinétique des gaz. Ceci permit à Ludwig Boltzmann (physicien autrichien), en 1858, d'estimer la taille des molécules et de définir la répartition statistique des vitesses dans un gaz.

Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (chimiste russe), en 1869, classe les atomes par masse croissante, et remarque qu'il y a une périodicité dans leurs propriétés chimiques. Il établit donc un tableau classant les éléments ; les trous dans ce tableau permirent de découvrir de nouveaux éléments.

[modifier]Bilan

La notion d'atome et de molécule a donc permis le succès de la thermodynamique statistique, de la chimie et de la cristallographie. À cette notion, vont correspondre des modèles qui seront affinés au cours du développement de la physique et particulièrement précisés par les découvertes de la physique quantique durant le XXe siècle , et notamment :

la découverte de l'électron (Joseph John Thomson, 1887) ; les expériences de déviation des particules alpha par la matière (Ernest Rutherford of

Nelson, 1911) ; les expériences de diffraction des rayons X sur les cristaux (Max von Laue, 1912).

[modifier]Historique des modèles de l'atome

Dans l'histoire des sciences, plusieurs modèles de l'atome ont été développés, au fur et à mesure des découvertes des propriétés de la matière. Aujourd'hui encore, on utilise plusieurs modèles différents ; en effet, le modèle le plus récent est assez complexe, l'utilisation de modèles « anciens » ou partiellement faux, mais plus simples, facilite la compréhension, donc l'apprentissage et la réflexion.

Depuis l'antiquité grecque, on supposait que la matière pouvait se fractionner en petits morceaux jusqu'à obtenir des grains insécables, qu'elle était comme « de la poussière dans la lumière ». C'est avec l'expérience de Rutherford que l'on atteint enfin ce grain : les particules alpha, en traversant la matière, voient leur trajectoire perturbée, ce qui va permettre enfin de savoir comment est organisée cette « poussière »...

1675 : Jean Picard observe une luminescence verte en agitant un tube de baromètre ; on découvrira quelques siècles plus tard que cela est dû à l'électricité statique et aux vapeurs de mercure ;

1854 : Geissler et Plücker découvrent les rayons cathodiques, des rayons verts luminescents lorsque l'on établit une forte tension électrique dans une ampoule dont on a pompé l'air (faible pression de gaz) ; ils inventent ainsi la lampe à décharge, qui éclaire maintenant nos supermarchés d'une lumière blanche, nos rues et nos stationnements d'une lumière orange (lampes au sodium) ;

1897 : J. J. Thomson établit que ces rayons cathodiques sont constitués de particules chargées négativement arrachées à la matière, et découvre ainsi l'électron ; c'est la première décomposition de l'atome ;

1900 : Max Planck montre la quantification des échanges d'énergie dans la matière (recherches sur le corps noir) ;

1911 : expérience de Rutherford : il bombarde une feuille d'or par des particules alpha (des noyaux d'hélium, chargés positivement, obtenus par radioactivité) ; il en déduit que :

o la plupart des particules vont en lignes droites, donc la matière est « pleine de trous » ;

o mais certaines sont déviées et même rebroussent chemin, donc elles rencontrent des îlots très concentrés de matière chargée positivement (les + se repoussent entre eux).

Il en déduit le modèle atomique planétaire : l'atome est constitué d'un noyau positif très petit et d'électrons tournant autour ; ce modèle pose un gros problème : en tournant, les électrons devraient perdre de l'énergie par rayonnement, et donc s'écraser sur le noyau… (ex.: Capture K)

1913 : Niels Bohr réunit les concepts de Planck et de Rutherford, et propose un modèle atomique quantique: les orbites des électrons ont des rayons définis, il n'existe que quelques orbites « autorisées » ; ainsi, les échanges d'énergie quantifiés correspondent à des sauts entre les orbites définies, et lorsque l'électron est sur l'orbite la plus basse, il ne peut pas descendre en dessous et s'écraser (mais ce modèle n'explique pas pourquoi) ;

1914 : l'expérience de Franck et Hertz valide le modèle de Bohr : ils bombardent de la vapeur de mercure avec des électrons ; l'énergie cinétique perdue par les électrons traversant les vapeurs est toujours la même ;

1924 : Louis de Broglie postule la dualité onde-corpuscule ;

1926 : Schrödinger modélise l'électron comme une onde, l'électron dans l'atome n'est donc plus une boule mais un « nuage » qui entoure le noyau ; ce modèle, contrairement aux autres, est stable car l'électron ne perd pas d'énergie.

[modifier]Modèles obsolètes

Les modèles présentés dans cette section sont trop éloignés de la réalité pour pouvoir être utilisés. Ils ne sont présentés ici qu'à titre historique.

[modifier]Le modèle de J.J. Thomson ou modèle du far aux pruneaux (plum-pudding)

Le pudding de Thomson, la charge positive est répartie dans un tout petit volume qui est parsemée d'électrons

Avec la découverte de l'électron en 1897, on savait que la matière était composée de deux parties : une négative, les électrons, et une positive. Dans le modèle imaginé alors par Joseph John Thomson, les électrons, particules localisées, baignaient dans une « soupe » positive, à l'image des pruneaux dans le far breton (ou dans le plum-pudding pour les Britanniques ou encore comme des raisins dans un cake). Ce modèle fut invalidé en 1911 par l'expérience d'un de ses anciens étudiants, Ernest Rutherford.

Vous pouvez aussi consulter la page en anglais

[modifier]Le modèle planétaire de Rutherford

L'expérience de Rutherford met en évidence que les charges positives ne sont pas « étalées » entre les électrons, mais sont concentrées en de petits points. Il bombarda une fine feuille d'or par un faisceau de particules alpha (particules de charges électriques positives). Il observa que les particules étaient déviées faiblement, ce qui ne correspondait pas au résultat prévu par le modèle de Thomson, pour lequel elles n'auraient pas dû la traverser.

Rutherford imagine donc un modèle planétaire : 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.

[modifier]Modèles approchés couramment employés

[modifier]Le modèle des sphères dures

Le modèle le plus simple pour représenter un atome est une boule indéformable. Ce modèle est très utilisé en cristallographie. Une molécule peut se voir comme plusieurs boules accolées, un cristal comme des boules empilées. On utilise parfois une représentation « éclatée » : les atomes sont représentés comme des petites boules espacées, reliées par des traits, permettant de faire ressortir les directions privilégiées, les angles et de visualiser le nombre des liaisons.

modèle des sphères dures pour représenter l'atome ; représentation d'une molécule d'eau et d'un cristal cubique à faces centrées, compacte (gauche) et éclatée (à droite)

Ce modèle correspond bien à certaines propriétés de la matière, comme par exemple la difficulté de comprimer les liquides et les solides, ou bien le fait que les cristaux ont des faces bien lisses. En revanche, il ne permet pas d'expliquer d'autres propriétés, comme la forme des molécules : si les atomes n'ont pas de direction privilégiée, comment expliquer que les liaisons chimiques révèlent des angles bien définis ?

[modifier]Le modèle de Bohr

Modèle de l'atome de Bohr : un modèle planétaire dans lequel les électrons ont des orbites définies

Article détaillé : modèle de Bohr.

Un modèle fut développé par Niels Bohr en 1913 à partir des propriétés mises en évidence par Planck et Rutherford. Dans le modèle des sphères dures, l'atome est un objet entier, indécomposable. Or, on sait depuis le milieu du XIXe siècle que l'on peut en « arracher » des particules portant une charge électrique négative, les électrons. Dans le modèle de Bohr, l'atome est composé d'un noyau chargé positivement, et d'électrons tournant autour, les rayons des orbites des électrons ne pouvant prendre que des valeurs bien précises.

Le noyau est très compact, d'un diamètre d'environs 10-15 à 10-14 m, c'est-à-dire que le noyau est cent mille à un million de fois plus petit que l'atome ; il porte une charge électrique positive. C'est aussi la partie la plus lourde de l'atome, puisque le noyau représente au moins 99,95% de la masse de l'atome. Les électrons sont ponctuels, c'est-à-dire que leur rayon est admis quasi nul (tout du moins plus petit que ce que l'on peut estimer). Ils portent une charge négative. Pour des raisons de lisibilité, le schéma ci-dessous n'est donc pas à l'échelle, en ce qui concerne les dimensions du noyau et des électrons, ni aussi pour les rayons des différentes orbites (on notera ici que le nombre d'électrons sur les orbites n'est pas prédit par le modèle).

Cette vision permet de décrire les phénomènes spectroscopiques fondamentaux, c'est-à-dire le fait que les atomes absorbent ou émettent seulement certaines longueurs d'onde (ou couleur) de lumière ou de rayons X. En effet, les électrons ne pouvant tourner que sur des orbites définies, le saut d'une orbite à une autre se fait en absorbant ou en émettant une quantité déterminée d'énergie (quantum).

Le modèle de Bohr, décomposant l'atome en deux parties, un noyau et un nuage d'électrons, est plus précis que le modèle des sphères dures, pour lequel la surface de la sphère correspond à l'orbite des électrons extérieurs.

Cependant, il présente le gros inconvénient des modèles planétaires : des électrons en orbite autour du noyau sont des charges accélérées, ils devraient rayonner de l'énergie,… et devraient donc venir s'écraser sur le noyau. Le modèle n'explique pas non plus la forme des molécules.

[modifier]Le modèle actuel : modèle de SchrödingerArticle détaillé : Théorie de Schrödinger de l'atome d'hydrogène.

La naissance de la mécanique ondulatoire de Louis de Broglie 1924, généralisée par Erwin Schrödinger en 1926 amène à proposer un nouveau modèle, dont les aspects relativistes furent décrits par Paul Dirac en 1928 ; il permet d'expliquer la stabilité de l'atome et la description des termes spectroscopiques.

Dans ce modèle, les électrons ne sont plus des billes localisées en orbite, mais des nuages de probabilité de présence. Ce point de vue, révolutionnaire, peut choquer en première approche. 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. Il faut bien se pénétrer du fait que ce que l'on connaît de l'électron ne repose que sur des manifestations indirectes : courant électrique, tube cathodique (télévision)…

Depuis les années 1930, on modélise ainsi l'électron par une « fonction d'onde » dont le carré de la « norme représente la densité de probabilité de présence ». Pour représenter fidèlement

les propriétés de l'électron, on ne dispose que des fonctions mathématiques compliquées. Cette abstraction rebute encore bien des physiciens. Nous allons essayer de donner une image de cette notion de fonction d'onde, image nécessairement imparfaite.

Imaginons que hors de l'atome, l'électron soit une petite bille. Lorsque l'électron est capturé par l'atome, il se « dissout » et devient un nuage diffus, il s'« évapore ». Quand on l'arrache de l'atome, il redevient une petite bille, il se « recondense ». Il existe d'autres exemples d'objet qui changent de forme, par exemple, hors de l'eau, le sel est sous forme de cristaux ; mis dans l'eau, il se dissout, et si l'on fait s'évaporer l'eau, on retrouve des cristaux. Le sel change de forme (cristal compact ou dissous dans l'eau), mais on a tout le temps du sel.

Image simplifiée de l'arrachement d'un électron du nuage électronique dans le modèle de Schrödinger

De manière un peu plus exacte : un électron, hors d'un atome, est représenté par un paquet d'ondes, qui peut être considéré, dans certaines limites, comme une petite bille. La mécanique quantique démontre qu'un tel paquet d'ondes s'étale au cours du temps ; au contraire, un électron d'un atome conserve la structure de la fonction d'onde associée à l'orbite qu'il occupe (tant qu'il n'est pas éjecté de l'atome). La mécanique quantique postule donc, non la conservation de la forme (non connue) de l'électron, mais l'intégrale de la probabilité de présence.

Dans le modèle de Schrödinger, les nuages correspondant aux différents électrons s'interpénètrent ; il n'est pas question de se donner une représentation individuelle des électrons chacun sur son orbite, comme cela était dans le cas du modèle de Bohr. Cela est d'autant plus vrai que les électrons sont des particules identiques indiscernables. Les effets d'échange amènent à considérer que chaque électron de l'atome est à la fois sur chaque orbitale occupée (correspondant à une configuration électronique donnée). L'ionisation de l'atome (l'arrachement d'un électron de l'atome) peut alors être représentée par le schéma simplifié ci-dessous.

Pour éviter des complications inutiles, on considérera l'atome le plus simple afin de montrer quelques schémas dévoilant les points fondamentaux du modèle :

le nuage électronique associé à l'état fondamental, révélant (comme d'autres états) la possibilité pour l'électron d'être au sein du noyau, ce qui a des conséquences en physique nucléaire : capture électronique.

le nuage électronique associé à une combinaison linéaire de deux orbitales associées au premier niveau excité. Cet exemple montre la possibilité d'obtenir des nuages électroniques pointant vers l'extérieur de l'atome… nous sommes ainsi préparés aux liaisons moléculaires.

Soit ρ(r,θ,φ) la densité de probabilité de présence au point de coordonnées sphériques (r,θ,φ). Pour l'état fondamental, la densité de probabilité, ρ, est maximale au centre de l'atome. Considérons maintenant la densité radiale de probabilité de présence (à la distance r du noyau, toutes les directions confondues) :

,

cette densité radiale est maximale pour r = r1 de la première orbite du modèle de Bohr (dans l'expression ci-dessus, on a tenu compte de la symétrie sphérique de ρ, identique pour toutes les directions). on a en fait :

ρ(0,0,0) > ρ(r1,0,0), mais P(0) < P(r1).

Densité de probabilité de présence de l'électron, état fondamental de l'hydrogène — la densité, dans un plan xy, section droite passant par le centre de l'atome, est indiquée par des niveaux de gris (elle est maximale au centre). La courbe en superposition (axe 0r) donne la densité de probabilité radiale en fonction de la distance r, c'est-à-dire la probabilité d'être en r toutes directions confondues : elle est maximale pour le premier rayon de Bohr (0,0529 nm).

En fonction de l'état quantique de l'électron (fondamental, excité …) ces nuages peuvent prendre différentes formes, qui sont décrites en particulier par les harmoniques sphériques. La forme la plus simple est la symétrie sphérique, montrée en particulier, ci-dessus, dans le cas de l'état fondamental, |1s>.

Des combinaisons linéaires de fonctions d'onde, utilisant des harmoniques sphériques distinctes, permettent l'apparition d'une anisotropie qui va devenir essentielle pour le passage de la notion d'atome à celle de molécule. Le schéma ci-contre montre une coupe de la densité de probabilité de présence de l'orbitale hybride |2spz > de l'atome d'hydrogène, coupe contenant Oz axe de symétrie de l'orbitale atomique. Pour cet exemple, l'axe Oz devient une direction privilégiée, mais de plus la densité de probabilité de présence s'étale plus loin pour une orientation donnée.

Ce modèle permet d'expliquer :

la stabilité de l'atome, les charges sont accélérées, mais elles sont contraintes par la mécanique quantique (relations d'incertitude) ;

la forme des molécules : orientation préférentielle des nuages électroniques ; l'organisation des cristaux : le nuage électronique se comporte comme une coquille

dure ; les effets spectroscopiques (la quantification des échanges d'énergie) : le nuage ne peut

prendre que des formes déterminées, notamment en ce qui concerne la distance r1 du maximum de densité au noyau.

On notera pour terminer que des corrections relativistes sont à apporter, dans le cas des atomes de numéro atomique élevé, pour la détermination des niveaux internes (les vitesses des électrons sur les orbites du modèle de Bohr sont alors importantes).

[modifier]Le noyau atomiqueArticle détaillé : Noyau atomique.

Si la mécanique quantique permit d'expliquer rapidement les caractéristiques spectroscopiques des atomes et des molécules, le cœur de l'atome, son noyau, fut plus difficile à comprendre. Les difficultés sont ici de deux ordres : l'une correspondant à l'importance de l'énergie des particules sondes permettant d'atteindre les dimensions de l'ordre du fermi, l'autre à la nécessaire invention d'au moins une interaction supplémentaire permettant la stabilité d'un noyau constitué de protons (qui se repoussent électriquement) et de neutrons.

Cette compréhension de la cohésion du noyau devait aussi expliquer les phénomènes de radioactivité alpha, bêta et gamma, dont les premières observations dataient de la dernière décennie du XIXe siècle.

La décennie qui précéda la Seconde Guerre mondiale mena à la découverte des deux interactions maîtresses de la stabilité du cœur : l'interaction forte et l'interaction faible. La petitesse de la portée de ces deux interactions, respectivement 10-15 m et 10-18 m explique les difficultés expérimentales rencontrées. Les difficultés théoriques ne manquent pas, non plus ; il ne s'agit pas de lois physiques aussi simples que celles de l'électromagnétisme, même compliquées par la mécanique quantique, mais de la compréhension de toutes les particules élémentaires… L'invention des quarks et des gluons donne ainsi la vision actuelle de l'interaction qui maintient ensemble les nucléons.

Cette physique nucléaire mène aussi à l'explication de la nucléosynthèse, expliquant les aspects nucléaires tableau de Mendeleïev. On se retrouve là dans le foisonnement de la naissance de l'univers et de la dynamique des étoiles.

Structure électronique des atomes - Le modèle atomique classique

Le modèle atomique classique 1 - Rappel : modèle de Rutherford2 - Mise en question du modèle3 - Spectre atomique de l'atome d'hydrogène4 - Constante de Rydberg5 - Potentiel d'ionisation

Le modèle de Bohr (1913)Le modèle quantique de l'atomeLes orbitales atomiquesLes atomes à plusieurs électronsCalcul de l'énergie d'un atome à plusieurs électrons

1. Rappel : le modèle de Rutherford

L'atome est une entité formée d'un noyau chargé positivement (+ Ze) associé à des électrons en nombre suffisant pour apporter la charge complémentaire (- Ze) : l'atome est électriquement neutre. Ces particules chargées interagissent entre elles selon la loi électrostatique de Coulomb :

où rij est la distance entre deux particules i et j.

Cette représentation de l’atome, un noyau autour duquel "gravitent" les électrons a été proposée en 1911 par Rutherford.

2. Mise en question du modèle

Ce modèle appelé aussi "modèle planétaire de l'atome" s'est révélé rapidement insuffisant pour expliquer des résultats expérimentaux tels que: les spectres atomiques d’émission ou d’absorption de l’atome d’hydrogène, l’expérience de Franck et Hertz ou l’effet photoélectrique. Nous allons rappeler ici les résultats qui découlent de l’analyse du spectre atomique d’émission de l’atome d’hydrogène. Pour les autres expériences, nous vous renvoyons aux ouvrages correspondant aux Références 1 et 2 de la bibliographie.

3. Spectre atomique de l'atome d'hydrogène

Lorsque l'on fournit de la lumière à de l'hydrogène, celui-ci ré-émet de la lumière de façon particulière : ce phénomène est visualisé sur le spectre d'émission de l'atome d'hydrogène. Un spectre d'émission (ou d'absorption) représente l'intensité de lumière émise (ou absorbée) en fonction de la longueur d'onde de cette lumière.

Rappels : La longueur d'onde (lambda) d'un rayonnement électromagnétique (lumière) caractérise ce rayonnement.

On a la relation (en m) = c/ avec : c = vitesse de la lumière = 3.108 m.s-1 (nu) = fréquence du rayonnement (en Hz : 1 Hz = 1 s-1)

L'énergie de ce rayonnement est calculée par la relation : E (en J) = h. avec : h = constante de Planck = 6,626176.10-34 J.s Plus la longueur d'onde du rayonnement est petite, plus celui-ci est énergétique.

Le spectre atomique de l'atome d'hydrogène est un spectre de raies. Ces raies sont regroupées en "paquets" que l'on nomme séries (appelées séries de Lyman, Balmer, etc...).Comme nous le montre le schéma du spectre atomique d’émission expérimental ci-dessous, le spectre est constitué de ces séries qui ont toutes la même structure avec des raies de plus en plus rapprochées des grandes aux faibles longueurs d'onde.

Schéma du spectre atomique d'émission de l'atome d'hydrogène

L'obtention d'un spectre d’émission constitué de raies ne peut s’expliquer qu’en attribuant une "structure" discontinue à l'énergie électronique de l'atome d'hydrogène. En effet si l'énergie électronique variait de manière continue, le spectre observé traduirait cette continuité et conduirait à un spectre de bandes. L’observation d’un spectre de raies montre donc que l'énergie électronique de l'atome d'hydrogène ne peut prendre que des valeurs bien définies appelées niveaux d'énergie électroniques de l'atome. On dit encore que l’énergie électronique de l’atome d’hydrogène est quantifiée.

Les différentes raies observées traduisent les variations de l'énergie de l'électron, c'est à dire son passage entre les différents états énergétiques qu'il peut occuper. Ces changements de niveaux électroniques sont appelés transitions électroniques.

Lorsque l'électron gagne de l'énergie en changeant de niveau, on observe une raie d'absorption. Si l'électron perd de l'énergie, le phénomène conduit à une raie d'émission. Le diagramme ci-dessous schématise quelques transitions correspondant aux spectres d’émission et d’absorption de l’atome d’hydrogène.

Essayons maintenant d'analyser quantitativement le spectre de raies de l'atome d'hydrogène. Pour cela considérons une série de raies d’émission par exemple. Relevons pour cette série les valeurs des fréquences des raies les mieux résolues et représentons graphiquement les valeurs de ces fréquences en fonction de 1 / n2 où n est un entier (n = 1, 2, 3 ...). On constate que varie linéairement en fonction de 1 / n2. Ce résultat expérimental suggère une expression de l'énergie des niveaux électroniques de la forme Ei = -A / ni

2 (1), où A est une constante et ni un entier : ni = 1,2,3...etc.

Remarques :

a - Cette expression de l'énergie, qui découle de l'analyse des spectres atomiques sera établie plus loin (Modèle de Bohr). L'accord entre les valeurs fournies par le modèle et les valeurs expérimentales justifie le choix du modèle.

b - Dans l’expression (1), la présence du signe moins provient du choix de la référence choisie : E = 0 pour n (l'électron n'interagit plus avec le noyau). L’état énergétique de référence correspond au système tel que noyau et électron sont séparés par une distance infinie.

c - Comme l’interaction électrostatique électron noyau est stabilisante, le système le plus stable (énergie la plus basse) correspond à la plus petite valeur algébrique de l’expression Ei = -A / ni

2

soit ni = 1, d’où E1 = -A

On appelle cet état, l’état fondamental.

4. Constante de Rydberg

Le schéma des spectres d’émission ou d’absorption de l’atome d’hydrogène montre que la fréquence de la radiation électromagnétique émise ou absorbée dépend des niveaux d’énergie concernés par la transition étudiée.

A partir de l’expression de l’énergie Ei = -A / ni2 , la variation de l’énergie Eij lors d'une

transition i j entre deux niveaux énergétiques Ei et Ej tels que ni > nj (spectre d’émission) est donnée par :

NB : Eij < 0 car c'est une énergie d'émission qui est donc perdue par le système noyau + électrons.

La valeur absolue de la variation d’énergie Eij, est associée à la fréquence ij de la radiation électromagnétique émise, par la relation :

ij = Eij / h, où h est la constante de Planck.

Ceci entraine : (II) avec ni > nj

On appelle nombre d’onde = 1 / . Comme = c, ceci entraine = / c, et l’expression (II) peut donc s’écrire :

, si on pose RH = A/hc

Le nombre d’onde est exprimé en m-1 si on exprime en mètres. La grandeur RH est appelée constante de Rydberg. Pour l'atome d'hydrogène RH = 10967776 m-1. Cette valeur est obtenue à partir des fréquences expérimentales mesurées sur le spectre d’émission de l’atome d’hydrogène.

Remarque :

Les différentes séries de raies observées (Voir spectre expérimental) correspondent à des valeurs de ni différentes. On observe pour : ni = 1 raies de Lyman ; ni = 2 raies de Balmer ; ni = 3 raies de Paschen etc ...

5. Potentiel d'ionisation

Si on fournit une énergie suffisante (= potentiel d'ionisation) à l'électron de l'atome d'hydrogène on pourra l'amener au niveau n = . On aura donc E = 0, énergie de référence qui correspond à une séparation à une distance infinie des deux particules (noyau + électron). On dit que l'atome est ionisé. L'énergie d'ionisation est une énergie positive car elle est reçue par le système noyau+électrons.

La réaction correspondante qui s'écrit H H+ + e- conduit à la formation d'un ion positif H+ et d'un électron.

C'est aussi ce qu’on réalise dans l'expérience de Franck et Hertz : la dernière vague du courant plaque correspond au potentiel d'ionisation : 13,6 eV (voir l'expérience de Franck et Hertz dans la référence1 de la bibliographie ). Cette énergie permet de faire passer l'atome de son état fondamental ni = 1 à l'état ionisé n . Il faudra donc fournir + 13,6 eV à l'électron de l'atome d'hydrogène pour le faire passer du niveau n =1 au niveau n = qui correspond à l'ionisation de cet atome.

Le potentiel d'ionisation Ei de l'atome d'hydrogène est égal à : + 13,6 eV. L'énergie du niveau correspondant à n=1 de l'atome d'hydrogène est donc égale à -13,6 V.

Structure électronique des atomes - Le modèle de Bohr (1913)

Le modèle atomique classiqueLe modèle de Bohr (1913)

1 - Définition2 - Calcul du rayon de l'atome de Bohr3 - Calcul de l'énergie électronique de l'atome d'hydrogène4 - Les hydrogénoïdes

Le modèle quantique de l'atomeLes orbitales atomiquesLes atomes à plusieurs électronsCalcul de l'énergie d'un atome à plusieurs électrons

1. Définition

L’observation des spectres atomiques d’émission ou d’absorption est en contradiction avec le modèle "planétaire" de Ruherford. Ceci a nécessité d’utiliser un nouveau modèle, le modèle de Bohr, qui introduit la discontinuité des valeurs de l’énergie.

Modèle de Bohr : il repose sur les hypothèses suivantes :

- on considère le noyau fixe car sa masse est 1850 fois celle de l'électron.

- l'électron se déplace à la vitesse v autour du noyau fixe en décrivant des trajectoires circulaires de rayon r, centrées sur le noyau, et appelées orbites.

- les orbites permises sont celles dont le module du moment angulaire orbital (moment cinétique) est un multiple de h/(2 . Ceci se traduit par la relation : mvr = h/(2 avec :

n = 1, 2, 3...,m = masse de l'électron,v = vitesse de l'électron,

r = rayon de l’orbite,h = constante de Planck = 6,626.10-34 J.s

- sur une orbite donnée, l'énergie de l'électron ne varie pas (état stationnaire). L’électron ne peut donc gagner ou perdre de l'énergie qu’en passant d'une orbite permise à une autre orbite permise.

2. Calcul du rayon de l'atome d'hydrogène

Nous allons à partir de ces hypothèses calculer le rayon de l'atome d'hydrogène dans son état fondamental. Le système que nous étudions est constitué d'un noyau portant une charge élémentaire positive autour duquel gravite, sur une orbite circulaire de rayon r, un électron (charge élémentaire négative). Voir schéma ci-dessous.

Dans un tel système les forces en présence sont les suivantes :

- La force gravitationnelle que l’on néglige.

- La force d’attraction électrostatique noyau-électron ou force de Coulomb

où o = 8,854.10-12 unités SI

Appliquons à ce système la relation fondamentale de la dynamique : Comme l’électron décrit un mouvement circulaire uniforme de rayon r à la vitesse v on a :

d’où

Par ailleurs l’hypothèse de Bohr : mvr = nh / 2 conduit à v = soit .

A partir de la relation (1) = (2) on tire :

Pour n = 1, qui définit l’orbite de plus basse énergie (état fondamental), on peut calculer la valeur du rayon correspondant :

soit r = a0 = 5,2918.10-11 m où a0 est appelé le rayon de l’atome de Bohr.

3. Calcul de l’énergie électronique de l’atome d’hydrogène

Par analogie avec un système mécanique, on peut écrire l’énergie totale de l’électron de l’atome d’hydrogène : E = T + V, où T est l’énergie cinétique de l’électron et V son énergie potentielle.

Energie cinétique :

Energie potentielle : on a V = -W, où W est le travail que produit la force électrostatique pour amener l’électron de l’infini à la distance d’équilibre r du noyau.

Comme dW = - , car le travail de la force est moteur (W > 0), puisque et sont de même signe, on aura :

ce qui conduit à :

L’énergie totale de l’électron E = T + V, sera égale à :

Comme relation (3), on obtient

soit :

Cette relation est identique à la relation (1) obtenue de manière empirique (voir la ressource "Le modèle atomique classique"), à partir des valeurs mesurées des fréquences des raies du spectre d’émission de l’atome d’hydrogène. Par simple identification on obtient :

Conclusion :

Le modèle de Bohr est un modèle convenable qui permet d’expliquer l’observation du spectre atomique de raies caractéristique de l’atome d’hydrogène. Ce modèle met bien en évidence la

quantification des niveaux d’énergie électronique de l’atome d’hydrogène, et permet de calculer ces niveaux d’énergie en bon accord avec l’expérience.

4. Les hydrogénoïdes

Des structures analogues à celle de l’atome d’hydrogène peuvent être représentées à l’aide du modèle de Bohr. Ce sont les hydrogénoïdes comme He+, Li2+... etc qui sont constitués d’un noyau de charges +Ze, entouré d’un seul électron. Leur énergie électronique est donnée par la relation :

avec A = 13,62 eV

où Z est le numéro atomique de l’atome correspondant à l’ion hydrogénoïde et n = 1,2,3...etc.

Application : Calculez les 3 premiers niveaux d’énergie électronique de l’ion 2He+.

Les couches électroniques

es Z électrons qui composent le nuage électronique d'un atome de numéro atomique Z sont en mouvement incessant et rapide. Ils restent néanmoins au voisinage du noyau car ils sont soumis à son attraction: le noyau qui porte la charge électrique +Z.e attire les électrons de charge -e.

i l'on veut arracher un électron à l'atome, il faut lui fournir de l'énergie. L'expérience montre que les électrons d'un atome ne sont pas tous liés de la même manière au noyau: certains sont plus faciles à arracher que d'autres. On peut donc ré'partir les électrons d'un atome en plusieurs groupes, selon la facilité avec laquelle on peut les arracher à cet atome.

Les électrons d'un atome se répartissent en "couches" encore appelées "niveaux".

Chaque couche est caractérisée par un nombre entier positif n, appelé nombre quantique.

Les électrons sont d'autant plus liés au noyau que la couche à laquelle ils appartiennent a un nombre quantique plus petit.

Pour les électrons d'une même couche, la zone de probabilité de présence maximale est à peu près la même; elle est située au voisinage d'une sphère dont le rayon Rmax croît avec n et dépend de l'élément considéré.

our distinguer les couches (ou niveaux) de nombre quantique n=1, 2, 3, ..., on utilise les lettres K, L, M, ... prises dans le même ordre.

Valeur du nombre quantique n 1 2 3 4 5

Désignation de la couche K L M N ONotation d'une couche de nombre quantique n

La structure électronique

a répartition des Z électrons d'un atome sur les différentes couches successives obét à deux règles :

1. La notion même de couches successives suppose qu'il y a, dans chaque couche, un nombre limité d'électrons. Cette limitation découle d'un principe fondamental, le principe de Pauli.

Principe de Pauli: Le nombre maximal d'électrons pouvant appartenir à une couche caractérisée par le nombre quantique n est 2n2.

insi, la couche K, caractérisée par n=1, peut contenir 2 électrons au maximum, la couche L (n=2) peut en contenir 8, tandis que la couche M (n=3) sera saturée avec 18 électrons.

e principe de Pauli ne peut être ciolé: il n'existe aucun atome, nulle part dans l'Univers, dont la structure électronique ne respecte pas ce principe.

2. Le principe de Pauli fixe le nombre maximal d'électrons d'une couche, mais il n'indique pas dans quel ordre ces couches se remplissent. Une règle, appelée "règle de construction", indique l'ordre de remplissage des niveaux.

Règle de construction: Les électrons occupent successivement les couches en commençant par celles ayant les nombres quantiques les plus faibles.(Notons toutefois que la couche n peut commencer à se remplir avant que la couche n-1 soit saturÉe)

Des électrons occupent donc d'abord la couche K puis, quand celle-ci est saturée, d'autres se placent sur la couche L, ...

'état de l'atome obtenu en appliquant la règle de construction est l'état dans lequel il se trouve habituellement, c'est-à-dire sans intervention extérieure modifiant la répartition des électrons; on appelle cet état "etat fondamental".

our représenter la structure &eacuyte;lectronique d'un atome, on utilise couramment une formule électronique: on écrit pour cela la lettre, entre parenthèses, qui correspond à chaque couche et on indique en exposant, en haut à droite, le nombre d'électrons de cette couche, les couches vides n'étant pas spécifiées.

Quelques exemples:

Z Nom Symbole Formule électronique3 lithium Li (K)2(L)1

11 sodium Na (K)2(L)8(M)1

19 potassium K (K)2(L)8(M)8(N)1

37 rubidium Rb (K)2(L)8(M)18(N)8(O)1

55 césium Cs (K)2(L)8(M)18(N)18(O)8(P)1

ne structure électronique des ions est, comme celle des atomes, déterminée par l'application du principe de Pauli et de la règle de construction.

La structure de l'atome1 La naissance de la théorie atomique

1.1 La loi de LAVOISIER

LAVOISIER (1743-guillotiné en 1794) a, par expérience, établit la loi de la conservation de la matière qui dit que "la masse totale des produits formés à l'issue d'une réaction chimique est égale à la masse totale des réactifs consommés".

Attention néanmoins au fait qu'il peut exister des réactifs en excès qui ne participent pas à la réaction, et surtout au fait que certains réactifs ou certains produits sont gazeux et parfois difficilement détectables. Par exemple, la combustion du bois ou de l'essence libère deux gaz incolores, le dioxyde de carbone et la vapeur d'eau, et pourrait faire oublier qu'un réactif également gazeux et incolore intervient: l'oxygène de l'air!

1.2 La loi de PROUST

En faisant réagir de l'oxygène et du magnésium, on constatera que les masses des deux quantités réagissant effectivement sont toujours dans un rapport de 60% de magnésium pour 40% d'oxygène

PROUST (1754-1826) a, par expérience, établit la loi des proportions définies, qui dit que "le rapport des masses de chaque réactif qui ont été consommées est constant".

1.3 La loi de DALTON

Il arrive que, selon les conditions, deux éléments puissent se combiner en différentes proportions. Par exemple, C et O2 peuvent se combiner différemment pour donner deux gaz différents: le monoxyde de carbone CO ou le dioxyde de carbone CO2. Ces deux réactions présentent chacune un rapport massique des réactifs constant.

Mais DALTON a relevé un fait curieux, qu'il a exprimé dans la loi des proportions multiples: "les différentes masses d'un réactif réagissant avec une même masse de l'autre réactif sont toujours dans un rapport de nombres entiers".

1.4 Le modèle de DALTON

Des observations formalisées dans sa célèbre loi, DALTON a déduit la preuve de l'existence, pour chaque élément connu, d'une entité indivisible: l'atome.

Selon le modèle de DALTON, établi pour répondre aux trois lois précédentes provenant de l'expérimentation, "les atomes sont des particules simples, infractionnables et indestructibles; il en existe de diverses sortes, qui se différencient par leur masse et qui correspondent chacune à un élément chimique, représenté par un symbole".

Exemple: H est le symbole de l'hydrogène, O est le symbole de l'oxygène.

Notons qu'un symbole est constitué soit d'une lettre majuscule (par exemple C pour le carbone) soit de deux lettres dont la première est une majuscule et la seconde une minuscule (par exemple Co pour le cobalt).

Si la majorité des symboles rappellent l'initiale de l'élément, certains peuvent paraître surprenants; ils dérivent du nom de l'élément dans une langue étrangère: par exemple, N est le symbole chimique de l'azote (pour "Nitrogen" en anglais), K est le symbole chimique du potassium (pour "Kalium" en allemand) et Na est le symbole chimique du sodium (pour "Natrium" en allemand).

Les noms français des éléments, quant à eux, sont parfois d'origine curieuse: le terme "arsenic", par exemple, dérive de l'orpiment, en réalité du sulfure d'arsenic, utilisé comme colorant dans l'antiquité et qui était vendu par les arabes sous le nom d'"az-zernik"; "cobalt" vient du nom allemand "cobold" signifiant "lutin malfaisant"; "gallium" vient du nom latin "gallus" sigifiant "coq" tout simplement car son inventeur s'appelait LECOQ DE BOISBAUDRAN...

1.5 Atomes et molécules

La matière qui nous compose et nous entoure est divisible: une craie peut être brisée, et la poussière qu'elle laisse possède les mêmes propriétés que le bâton de craie tout entier. La fumée de cigarette révèle sa structure au microscope: de minuscules fragments solides en suspension dans l'air.

La plus petite particule de matière qui conserve les propriétés de l'ensemble est la molécule. La pierre bleue est, par exemple, formée de molécules de calcaire; les nuages ou l'eau sont formés de molécules d'eau; nos ongles ou nos cheveux sont formés de molécules de kératine; la farine est formée de molécules d'amidon, etc.

Les molécules, invisibles au microscope tellement elles sont petites, sont composées d'atomes semblables ou différents unis par des liaisons chimiques. La formule chimique d'une substance donne la composition de chacune de ses molécules, en indiquant la nature et le nombre d'atomes de chacune d'elles. Par exemple, l'eau de formule H2O est faite de molécules dont chacune est constituée par l'union d'un atome d'oxygène et de deux atomes d'hydrogène. Soulignons que le nombre d'atomes de chaque sorte figurant dans une molécule est indiqué au moyen d'un nombre placé en indice et derrière le symbole de l'atome!

Par opposition aux corps simples, composés d'une seule espèce atomique ( H2, N2, O2, O3,... ), les corps composés sont composés de plusieurs espèces atomiques différentes et sont dits binaires, ternaires ou quaternaires selon qu'ils contiennent respectivement deux, trois ou quatre espèces atomiques. Il s'agit de ne pas confondre cette distinction avec celle opposant les corps purs, composés d'une seule espèce moléculaire, aux mélanges.

1.6 La réaction chimique

En d'autres termes, la loi de la conservation de la matière précise qu'au cours d'une réaction chimique, les atomes ne sont ni créés, ni détruits: il s'en trouve autant de chaque sorte dans l'ensemble des réactifs que dans l'ensemble des produits.

En outre, puisque chaque élément chimique présente une masse constante, la loi des proportions définies nous apprend que les réactifs réagissent selon un rapport de nombres d'atomes invariable pour une réaction donnée.

La réaction chimique, puisqu'elle change néanmoins la nature des substances mises en jeu, est donc un réarrangement des atomes entre eux pour constituer de nouvelles molécules.

Exemple: H2 + Cl2 = 2 HCl est une réaction chimique au cours de laquelle les atomes d'hydrogène, associés par deux dans les molécules d'un réactif, et les atomes de chlore, associés par deux dans les molécules de l'autre réactif, s'individualisent puis se réarrangent pour former un nouveau produit, dont chaque molécule est faite de l'union d'un atome d'hydrogène et d'un atome de chlore.

1.7 Equilibration chimique

Afin de satisfaire à la loi de LAVOISIER, on équilibrera toute réaction chimique en déterminant des cœfficients moléculaires tels que le "nombre d'atomes de chaque élément parmi tous les réactifs consommés se retrouve identiquement parmi tous les produits formés".

Voyons un exemple concret. Soit la réaction :

Sb2S3 + HCl = H3SbCl6 + H2S

Il s'agit de poser des cœfficients moléculaires, dits cœfficients stœchiométriques tels que l'on retrouve autant d'atomes de Sb parmi les réactifs et parmi les produits, autant d'atomes de S parmi les réactifs et parmi les produits, autant d'atomes de H parmi les réactifs et parmi les produits, autant d'atomes de Cl parmi les réactifs et parmi les produits.

On commencera par équilibrer les éléments que l'on ne retrouve que dans un seul réactif et un seul produit. Il y a 2 atomes de Sb parmi les réactifs: on formera donc 2 molécules de H3SbCl6

contenant chacune 1 atome de Sb.

Sb2S3 + HCl = 2 H3SbCl6 + H2S

Avec les 3 atomes de S contenus dans une molécule de Sb2S3, on formera 3 molécules de H2S, contenant chacune 1 atome de S, étant bien entendu qu'il est défendu de modifier la formule chimique (c'est-à-dire la nature) des réactifs ou des produits.

Sb2S3 + HCl = 2 H3SbCl6 + 3H2S

Pour former 2 molécules de H3SbCl6, contenant chacune 6 atomes de Cl, il faut 12 atomes de Cl: il convient donc de prévoir parmi les réactifs 12 atomes de Cl, soit 12 molécules de HCl contenant chacune 1 atome de Cl.

Sb2S3 + 12 HCl = 2 H3SbCl6 + 3H2S

On vérifiera enfin que, pour le dernier élément, soit l'hydrogène, il y a effectivement autant d'atomes parmi les réactifs que parmi les produits:

(12 X 1) = (2 X 3) + (3 X 2)

Lorsque l'équation paraît plus difficile à équilibrer, par exemple:

HClO4 + P4O10 = H3PO4 + Cl2O7

...on pose pour cœfficients des variables a, b, c, d pour lesquelles on établira des relations logiques de proportionnalité basées sur la loi de LAVOISIER:

a HClO4 + b P4O10 = c H3PO4 + d Cl2O7

Sachant qu'il y a autant de H parmi les réactifs que parmi les produits, on pose ax1 = cx3 soit a = 3c ; sachant qu'il y a autant de Cl parmi les réactifs que parmi les produits, on pose ax1 = dx2 soit a = 2d ; sachant qu'il y a autant de O parmi les réactifs que parmi les produits, on pose ax4 + bx10 = cx4 + dx7 soit 4a+10b = 4c+7d ; sachant enfin qu'il y a autant de P parmi les réactifs que parmi les produits, on pose bx4 = cx1 soit 4b = c.

En résumé on a apparemment un système de quatre équations à quatre inconnues:

a = 3c a = 2d 4a+10b = 4c+7d 4b = c

L'équation chimique correspondant à une réalité, la loi de LAVOISIER doit pouvoir s'appliquer: il s'ensuit que si l'on équilibre pour tous les éléments sauf un, ce dernier est automatiquement équilibré (dans le cas contraire, l'équation serait impossible à équilibrer et donc irréelle). On a donc, sur l'ensemble des égalités mathématiques, une expression redondante: on pourra éliminer une équation dans laquelle aucun cœfficient n'apparaît pour l'unique fois (dans notre exemple, a, b, c et d apparaissant dans d'autres équations, la troisième expression 4a+10b = 4c+7d sera avantageusement ignorée). On obtient:

a = 3c a = 2d 4b = c

Si l'on pose que le plus petit cœfficient (ici b) est égal à l'unité, on en déduit:

a = 12 b = 1 c = 4 d = 6

L'équation est ainsi équilibrée :

12 HClO4 + P4O10 = 4 H3PO4 + 6 Cl2O7

Dans certains cas, plutôt que de traîner de très nombreuses équations, il est utile de déterminer rapidement les relations proportionnelles entre certains cœfficients stœchiométriques. Dans l'équation:

K4Fe(CN)6 + H2SO4 + H2O = K2SO4 + FeSO4 + (NH4)2SO4 + CO

...le cœfficient de K2SO4 est nécessairement le double de celui de K4Fe(CN)6 (afin d'équilibrer le nombre d'atomes de K), le cœfficient de FeSO4 est nécessairement le même que celui de K4Fe(CN)6 (afin d'équilibrer le nombre d'atomes de Fe), le cœfficient de (NH4)2SO4 est nécessairement le triple de celui de K4Fe(CN)6 (afin d'équilibrer le nombre d'atomes de N), le cœfficient de CO est nécessairement le sextuple de celui de K4Fe(CN)6 (afin d'équilibrer le nombre d'atomes de C). On démarrera ainsi les équations de proportionnalité à partir de l'équation:

a K4Fe(CN)6 + b H2SO4 + c H2O = 2a K2SO4 + a FeSO4 + 3a (NH4)2SO4 + 6a CO

Pour H: 2b + 2c = 8x3a. Dès lors, pour a = 1 Pour S: b = 2a + a +3a d'où l'on déduit que b = 6 et de la première équation l'on déduit

que c = 6

Pour O: 4b + c = 4x2a + 4a + 4x3a + 6a (cette dernière équation, redondante, sera ignorée).

L'équation équilibrée se présentera ainsi :

K4Fe(CN)6 + 6 H2SO4 + 6 H2O = 2 K2SO4 + FeSO4 + 3 (NH4)2SO4 + 6 CO

2 La structure de l'atome

2.1 Structure du noyau atomique

L'atome est constitué d'un noyau central, où est localisée la quasi-totalité de la masse de l'atome, et d'un nuage d'électrons.

Le noyau est composé de protons, particules lourdes et chargées électriquement positivement, et de neutrons, particules lourdes sans aucune charge électrique. Comme les protons et les neutrons sont les particules du noyau, on leur donne le nom de nucléons (du latin "nucleus" = le noyau).

Le nombre "Z" de protons contenus dans le noyau d'un atome est caractéristique de la nature de l'élément et constant pour celui-ci. Il est appelé nombre atomique de l'élément. Il suffit de consulter le tableau périodique de MENDELEEV pour connaître le nombre atomique de chacun des éléments existants. Par exemple, tout atome de carbone possède 6 protons car son nombre atomique "Z" égale 6, et inversement tout atome possédant 6 protons est un atome de carbone. Lorsqu'on désire rappeler le nombre atomique d'un élément, "Z" s'écrit en indice, en bas à gauche du symbole de l'élément.

Le nombre "A", nombre de masse ou masse atomique d'un atome, correspond au nombre de particules lourdes, ou nucléons, que contient son noyau (la masse d'un proton est presqu'égale à celle d'un neutron). Ce nombre est la somme du nombre de protons "Z" et du nombre de neutrons. On l'inscrit en haut et à gauche du symbole de l'atome.

Par exemple, 13756Ba représente un atome de baryum possédant 56 protons et 81 neutrons (137

- 56 = 81).

2.2 Les isotopes

2.2.1 Définition

Deux isotopes d'un même élément sont deux atomes de même nombre atomique (donc de même nature), mais de nombres de masse différents: présentant le même nombre de protons, ces deux atomes ont néanmoins une masse différente car ils ne possèdent pas le même nombre de neutrons.

Il existe, par exemple, trois isotopes de l'hydrogène: 1H est de très loin l'isotope le plus abondant, mais on trouve aussi, en très petite quantité l'hydrogène deutérium 2H (qui possède un neutron) et l'hydrogène tritium 3H (qui possède deux neutrons).

2.2.2 Méthode de datation au carbone 14

Parmi les nombreux éléments chimiques, le carbone présente un intérêt tout particulier puisqu'il constitue la base de la nature vivante. Cet élément comprend trois isotopes: le carbone 12 (12C), le carbone 13 (13C) et le carbone 14 (14C).

Si les isotopes d'un même corps ont les mêmes propriétés chimiques, ils diffèrent par certaines de leurs propriétés physiques. Dans le cas du carbone, 12C et 13C sont stables, tandis que 14C est radioactif. Tout radioélément a la propriété de se détruire peu à peu en donnant naissance à un ou plusieurs corps. La vitesse de cette décroissance radioactive est exprimée par la notion de période de demi-vie: il s'agit du laps de temps nécessaire pour voir se désintégrer la moitié des atomes initialement présents. Pour le 14C, la période de demi-vie "T" = 5730 ans.

Dans le cas du 14C, on observe la désintégration suivante:

146C = 14

7N + rayonnement bêta avec T = 5730 ans

Comme la concentration en 14C d'un organisme vivant égale celle de son environnement (puisque celui-ci renouvèle ses composés à partir des molécules qui l'entourent), dès sa mort, sa concentration en 14C diminue avec le temps: 50 % a disparu au terme de 5730 ans, 75 % au bout de 11460 ans, etc. En mesurant la concentration résiduelle en 14C d'un fossile, on peut, par calcul, dater la mort de la plante ou de l'animal .

On part bien sûr de l'hypothèse que la concentration en 14C dans l'environnement est restée constante au cours des temps, ce qui est vérifié par l'observation de la façon dont le 14C est généré: il s'agit de l'action des rayons cosmiques (principalement composés de protons) sur les noyaux d'atomes d'azote de l'air. Néanmoins, deux phénomènes récents ont influencé cette concentration: à partir de 1850 jusqu'en 1930, la concentration en 14C a diminué (baisse de 4%) à cause de la combustion industrielle massive de carbone fossile non actif (charbon et pétrole); depuis 1954, la teneur en 14C a rapidement rattrapé puis dépassé sa valeur normale à la suite des nombreux essais nucléaires.

On est actuellement capable de dater, grâce au 14C, des objets et fossiles vieux de 200 à 70 000 ans.

2.2.3 Rayonnements alpha et bêta

Comme nous venons de la voir avec la désintégration radioactive du 14C, le rayonnement émis peut correspondre à un flux d'électrons provenant chacun de la désintégration d'un neutron en un proton supplémentaire et un électron éjecté. On retrouve ce rayonnement bêta dans la désintégration d'un élément qui conserve néanmoins sa masse par exemple celle de l'uranium 235 en neptunium de même masse:

23592U = 235

93Np + rayonnement bêta

Il existe aussi un rayonnement alpha qui lui correspondant à l'émission de noyaux d'hélium 4 (4He), soit un ensemble de deux neutrons et deux protons. Dans ce cas, à la fois le nombre

atomique, donc la nature, et la masse de l'élément changent. C'est le cas lors de la désintégration de l'uranium 234 en thorium 230:

23492U = 230

90Th + 42He

2.3 Le tableau périodique

Dès le début du XIXè siècle, plusieurs auteurs tentèrent de mettre de l'ordre dans la liste disparate des éléments connus. Certains rangèrent les éléments par masse atomique croissante, d'autres découvrirent qu'au fil de cet arrangement les atomes présentaient périodiquement les mêmes propriétés chimiques. C'est ainsi qu'en 1869 MENDELEÏEV disposa les éléments dans un tableau à sept colonnes, par ordre de masse atomique croissante et de sorte que tous les éléments d'une même colonne présentent les mêmes propriétés chimiques. Ces colonnes constituent les familles d'éléments chimiques: les alcalins (famille 1), les alcalino-terreux (famille 2), les terreux (famille 3), les carbonides (famille 4), les azotides (famille 5), les sulfurides (famille 6) et les halogènes (famille 7).

En réalisant cette classification, le savant russe fut obligé, pour respecter l'analogie entre les éléments, de laisser vides des cases correspondant à des éléments encore inconnus à son époque. Il ne se borna pas à prédire l'existence de tels éléments, mais décrivit, avant même de les connaître, les propriétés de ces atomes. Plus tard, ses prédictions furent vérifiées avec une telle précision que ce fut pour MENDELEÏEV le triomphe.

Les groupes 1 à 7 sont scindés. Considérons, par exemple, l'élément cuivre Cu. Certaines propriétés du cuivre sont analogues à celles du potassium K. Pour mettre cette analogie en évidence, on place l'élément cuivre dans le groupe 1. Comme l'argent (Ag) et l'or (Au) ont, eux aussi, des propriétés analogues respectivement à celles du rubidium (Rb) et du césium (Cs), on place l'argent et l'or également dans le groupe 1. Il en résulte que le groupe 1 possède deux colonnes: 1a et 1b. Il en va de même pour les autres groupes, jusqu'au groupe 7 y compris.

Initialement, le cuivre était placé dans la même colonne que le potassium, en bas à droite de celui-ci, l'argent en bas à droite du rubidium et l'or en bas à droite du césium. On utilise actuellement plutôt le tableau à périodes longues, faisant ressortir davantage la dépendance des propriétés du nombre atomique.

Les éléments sont actuellement rangés en 8 colonnes, les 7 premières furent baptisées par MENDELEÏEV "groupes naturels des éléments", la huitième colonne contenant des éléments inconnus à l'époque du savant et qui ne trouvent pas de place ailleurs: ce sont les "gaz rares".

Horizontalement, les éléments se rangent en 7 périodes. Les trois premières périodes sont des périodes courtes, comprenant, la première 2 éléments, les autres 8. Les quatrième, cinquième et sixième périodes sont des périodes longues, comprenant chacune une sous-période "b". La septième période est encore incomplète. Les éléments naturellement présents sur terre vont de l'hydrogène (Z = 1) à l'uranium (Z = 92). Au-delà de l'uranium, les éléments transuraniens sont des atomes artificiels, en ce sens qu'ils ne sont pas présents dans la nature, mais qu'on les obtient uniquement par des réactions nucléaires, provoquées au moyen de bombardements d'atomes.

2.4 Les électrons

2.4.1 Nombre d'électrons d'un atome

Autour du noyau gravitent des électrons, particules dotées d'une charge électrique négative (de valeur absolue égale à celle du proton) et de masse tellement petite qu'on pourra la négliger. En effet, la masse de l'électron est 1840 fois plus faible que celle d'un proton.

Dans un atome électriquement neutre (=non chargé), le nombre de charges négatives, donc d'électrons, égale le nombre de charges positives, donc de protons. Le nombre atomique Z renseigne dans ce cas le nombre d'électrons gravitant autour du noyau. Mais si le nombre Z est invariable pour un élément donné, le nombre d'électrons qu'il comprend peut varier.

Si un atome gagne 1 ou plusieurs électrons, il acquiert une charge électrique une ou plusieurs fois négative: on parle d'un anion. Si un atome perd 1 ou plusieurs électrons, il acquiert une charge électrique une ou plusieurs fois positive: on parle d'un cation. De façon générale, un ion est un atome (ou un groupe d'atomes) électriquement chargé, car le nombre d'électrons qu'il contient diffère du nombre de protons. La charge électrique s'inscrit en haut à droite du symbole chimique:

Cl- possède un électron de plus que son nombre de protons soit 17 + 1 = 18 S2- possède 2 électrons de plus que son nombre de protons soit 16 + 2 = 18 Na+ possède un électron de moins que son nombre de protons soit 11 - 1 = 10 Al+++ ou Al3+ possède 3 électrons de moins que son nombre de protons soit 13 - 3 = 10

2.4.2 Structure du nuage électronique

2.4.2.1 Couche électronique et nombre quantique principal

Le fait que les éléments rangés selon le nombre atomique croissant accusent une périodicité dans leurs propriétés chimiques laisse prévoir qu'il existe une périodicité dans la façon dont les électrons périphériques, responsables des réactions chimiques lors des collisions entre atomes et donc des propriétés chimiques, sont répartis.

En 1913, BOHR élabora une théorie basée sur l'hypothèse selon laquelle "l'énergie d'un électron ne varie pas de façon continue, mais par bonds", comme une bille descendant les marches d'un escalier. En d'autres termes, l'électron ne peut se trouver que dans des états d'énergie bien déterminés, et il ne peut accroître ou diminuer son énergie, en sautant de niveaux, que par paquets ou quanta (= pluriel de "quantum"). Lorsque l'électron est à son niveau d'énergie le plus faible, on dit qu'il est à son niveau de base ou niveau fondamental.

L'hypothèse de BOHR a pris naissance du fait que les électrons excités redescendent à un niveau énergétique moindre (= niveau fondamental) en émettant la différence d'énergie sous forme de lumière. Or la décomposition de cette lumière montre une ou plusieurs raies de longueur d'onde bien précise, chacune correspondant à un quantum d'énergie perdu.

Ces niveaux d'énergie des électrons ou couches électroniques sont numérotés 1, 2, 3... à partir du niveau de base et le numéro d'ordre des différents niveaux est appelé nombre quantique principal.

Le nombre d'électrons dans les différents niveaux est limité à 2n2. Par conséquent il n'y aura pas plus de 2 électrons au niveau le plus bas (2 = 2 . 12 car n = 1), 8 électrons au niveau suivant (8 = 2 . 22 car n = 2), 18 électrons au maximum au niveau n = 3 (18 = 2 . 32 car n = 3), puis 32 électrons au maximum au niveau n = 4. Jusqu'ici, on ne connaît pas d'atome ayant un niveau d'énergie avec plus de 32 électrons. Les niveaux d'énergie correspondant à n = 1, n = 2,..., n = 7 sont appelés couches K, L, M, N, O, P, Q.

Lorsque l'on range les éléments selon leur masse atomique croissante, chacun d'eux possède un électron de plus que l'élément qui le précède. Dans l'atome d'hydrogène H (Z = 1), l'unique électron occupe la couche K. Dans l'atome d'hélium He (Z = 2), le second électron occupera aussi la couche K, et ceci la remplira complètement. La première couche étant complète avec l'hélium, le troisième électron du lithium Li (Z = 3) se placera dans la deuxième couche L et ainsi de suite jusqu'au néon Ne (Z = 10) qui saturera la deuxième couche avec 8 électrons. Ensuite viendra le remplissage progressif de la troisième couche M avec 1, 2, 3... électrons pour les atomes de sodium Na, magnésium Mg, aluminium Al...

On comprend dès lors la récurrence des propriétés chimiques des éléments. Les alcalins ont 1 électron sur la dernière couche, les alcalino-terreux 2, les terreux 3, les carbonides 4, les azotides 5, les sulfurides 6, les halogènes 7 et les gaz rares 8.

2.4.2.2 Sous-couche électronique et nombre quantique secondaire

A partir du potassium K (Z = 19), le remplissage des couches électroniques devient plus compliqué: alors que le 19è électron devrait occuper la 3è couche M encore incomplète, celui-ci se place curieusement sur la 4è couche N. Le 20è électron du calcium Ca (Z = 20) se place également dans la 4è couche, mais à partir du scandium Sc (Z = 21), le remplissage de la 3è couche se poursuit normalement jusqu'à saturation avec le zinc Zn (Z = 30).

A côté des éléments plaçant leur dernier électron (en comparaison avec l'élément précédent) dans la dernière couche (= éléments des groupes a), les éléments plaçant leur dernier électron dans l'avant-dernière couche (= éléments des groupes b) sont les éléments de transition: on les rencontre du scandium Sc au zinc Zn, de l'yttrium Y au cadmium Cd, du lanthane La au mercure Hg. On peut aussi définir les éléments de transition comme ceux dont l'avant-dernière couche n'est pas saturée d'électrons.

Notons que, du lanthane au lutétium Lu et à partir de l'actinium Ac, le dernier électron se place dans l'antépénultième couche: on parle, pour ces éléments aux propriétés tellement semblables qu'il est difficile de les séparer, de terres rares . On peut donc aussi définir les terres rares comme les éléments dont l'antépénultieme couche n'est pas saturée d'électrons. Ils se composent des lanthanides (sixième période) et des actinides (septième période), ces derniers étant tous radioactifs.

De telles irrégularités dans le remplissage des couches ou niveaux d'énergie électroniques nous obligent à admettre qu'il existe, dans chaque couche, des sous-niveaux d'énergie

différents. Chaque couche doit être envisagée comme un ensemble de sous-couches, dont les énergies diffèrent. Le nombre de sous-niveaux est donné par la valeur du nombre quantique principal n: par exemple, la couche N (n = 4) comporte 4 sous-niveaux baptisés, par énergie croissante, s, p, d et f. Chacun des sous-niveaux énergétiques est déterminé par une valeur entière du nombre quantique secondaire k: k = 1 pour la sous-couche s de la 4è couche N (on appelle cette sous-couche 4s), k = 2 pour 4p, k = 3 pour 4d et k = 4 pour 4f.

Dans chaque sous-niveau, le nombre d'électrons est limité à:

2 électrons au maximum pour le sous-niveau s 6 électrons au maximum pour le sous-niveau p 10 électrons au maximum pour le sous-niveau d 14 électrons au maximum pour le sous-niveau f

Ces nombres seront logiquement déterminés dans la suite du cours.

2.4.2.3 Orbitale et nombre quantique magnétique

En outre, pour chaque sous-niveau, le nombre quantique magnétique m caractérise les diverses orbitales électroniques, dont chacune présente la même énergie électronique mais une orientation spatiale différente. Il y a, pour chaque sous-couche, [2 k - 1] orbitales de formes proches mais d'orientation différente.

Une orbitale ne doit pas être considérée comme une surface de révolution correspondant à la trajectoire de l'électron dans l'espace, mais plutôt comme une zone spatiale où l'électron a une probabilité de présence maximale à un instant déterminé. Il s'ensuit que l'électron peut être considérée comme un nuage diffus de charge électrique -1 réparti sur une orbitale.

2.4.2.4 Nombre d'électrons par orbitale et "spin"

En plus des trois nombres quantiques nécessaires pour décrire dans l'espace la position de l'électron par rapport au noyau, il existe un quatrième nombre quantique, interne à l'électron lui-même, qui décrit la rotation (on conserve souvent le mot anglais "spin") de l'électron sur lui-même. Etant donné le fait que cette rotation ne peut s'effectuer que dans le sens positif ou le sens négatif, ce nombre ne peut prendre que deux valeurs.

Le principe d'exclusion de PAULI précise que deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir les mêmes quatre nombres quantiques. Dès lors, seuls deux électrons de spin opposés peuvent se trouver sur une même orbitale. Deux électrons qui ne diffèrent que par leur spin sont dits appariés et forment un doublet, tandis qu'un électron unique sur une orbitale est dit célibataire.

2.4.2.5 Les quatre nombres quantiques

En résumé:

les nombres quantiques principal n et secondaire k déterminent le niveau énergétique de l'orbitale;

différentes orbitales de même énergie diffèrent par leur nombre quantique magnétique et donc par leur orientation;

les deux électrons qui se trouvent sur une même orbitale diffèrent par leur spin.

On comprend mieux maintenant le nombre maximal d'électrons que peut accueillir un niveau d'énergie ou couche électronique :

2 électrons sur la couche K qui n'a qu'une orbitale 1s, 8 = 2 (sur 2s) + 6 (sur le sous-niveau 2p fait de 3 orbitales comprenant 2 électrons

chacune) sur la couche L: la configuration électronique est 2s2 2p6, 18 (3s2 + 3p6 + 3d10) sur la couche M, 32 (4s2 + 4p6 + 4d10 + 4f14) sur la couche N,...

A partir de la couche M, les sous-niveaux d'énergie se superposent partiellement . En effet, étant donné que l'orbitale s d'une couche présente un niveau d'énergie moindre que les orbitales d de la couche précédente, et que les orbitales s d'un niveau n sont même d'un moindre niveau d'énergie que les orbitales f de la couche [n-2], on conçoit mieux les irrégularités de remplissage des électrons par couches croissantes, l'électron s'installant toujours dans la sous-couche libre ayant l'énergie la plus faible.

Il n'existe pas d'élément dont le nombre d'électrons est tel qu'il nécessite le remplissage de toutes les orbitales 6d, à fortiori du sous-niveau 7p puis 8s, 5g (5è sous-niveau hypothétique de la 5è couche O)...

Tableau original illustrant l'ordre de remplissage des électrons dans les différentes couches et sous-couches atomiques.

Au fur et à mesure que l'on s'éloigne du noyau atomique, le quantum d'énergie nécessaire pour passer d'un sous-niveau énergétique au sous-niveau suivant ou au niveau suivant (c'est-à-dire l'énergie nécessaire pour passer d'un état fondamental à un état excité) diminue, puisque

l'énergie nécessaire pour vaincre l'attraction de l'électron négatif par le noyau positif diminue avec la distance qui les sépare. Si l'excitation électronique est suffisamment importante, l'électron s'éloigne tant du noyau qu'il échappe à son attraction et est libéré: l'atome devient alors un ion positif.

2.4.3 Electrons périphériques et propriétés chimiques des éléments

Lorsque deux atomes se rencontrent et s'unissent éventuellement, ce sont bien sûr les électrons périphériques, c'est-à-dire ceux de la dernière couche, qui interviennent. Ce sont donc ces électrons de valence qui régissent la réactivité et les propriétés chimiques des atomes. Le fait que toutes les terres rares aient des propriétés chimiques extrêmement semblables confirme cette hypothèse.

Les gaz rares, nobles ou inertes, éléments de la dernière famille, sont tous caractérisés par une absence de réactivité. Leurs atomes ne s'unissent pas avec d'autres atomes. Les molécules sont monoatomiques, contrairement aux autres gaz qui sont diatomiques. Cette inertie chimique est due à l'extrême stabilité de leur structure électronique.

De cette constatation est née la théorie des octets, qui précise que le configuration à 8 électrons sur la couche périphérique (ce que l'on appelle un octet) correspond à une structure particulièrement stable que tout atome tendra à acquérir . LEWIS a mis au point une façon commode (voir tableau périodique au haut de chaque famille) de noter le nombre d'électrons périphériques, 8 au maximum quelle que soit la couche donc la période, en rappelant qu'ils sont dans ce cas appariés en 4 doublets, chacun occupant une orbitale (un doublet sur l'orbitale s et trois doublets sur les trois orbitales p):

Symboles de LEWIS

1 = Alcalins 2 = Alcalino-terreux 3 = Terreux 4 = Carbonides 5 = Azotides 6 = Sulfurides 7 = Halogènes 8 = Gaz rares, nobles ou inertes

L'atome et l'électronRetour au menu : La théorie - Index général

Voir aussi : les semi-conducteurs - propriétés des corps simples

Fractionner une goutte d'eau en deux parties aboutit à deux gouttes d'eau plus petites. Mais il arrive un moment où la plus fine goutte est constituée d'une seule molécule et couper cette molécule en deux fait que l'on se trouve en présence non pas d'eau, mais des constituants de la molécule d'eau : un atome d'oxygène et deux atomes d'hydrogène.

La molécule

La matière, qu'elle soit solide, liquide ou gazeuse se compose de molécules qui sont des groupements d'atomes. Par exemple le chlorure de sodium, le vulgaire sel de cuisine, est formé d'un atome de sodium et d'un atome de chlore. Le chlore et le sodium sont deux élements simples, au même titre que l'hydrogène ou l'oxygène. Les molécules du gaz hydrogène sont formées de deux atomes d'hydrogène. Le symbole chimique de l'hydrogène en tant que gaz est H2, le chiffre 2 indiquant la présence de deux atomes H. Les associations d'atomes pour former des molécules sont soumises à des lois très strictes, imposées par la structure même des atomes mais il existe une quantité énorme de possibilités d'associations.

L'atome

En tant que plus petite partie d'un corps, l'atome a été imaginé déjà dans l'Antiquité. Mais c'est seulement au 19ème siècle qu'il put être étudier et modélisé. On doit à Ernest Rutherford, un physicien anglais d'avoir proposé la représentation de l'atome sous la forme d'un système solaire miniature. Alors que le nombre de molécules possibles nous parait infini, le nombre d'atomes est limité. Dans la nature on ne trouve pas plus de 92 corps simples différents. Alors qu'il est possible de fabriquer des molécules visibles avec un microscope électronique, l'atome a des dimensions qui sont de l'ordre de grandeur de l'angström. Les corps simples les plus courants sont stables : un atome de cuivre restera éternellement un atome de cuivre. Par contre les atomes les plus lourds, comme le radium ou l'uranium, peuvent se désintégrer et donner naissance à un ou deux autres atomes. Ainsi le radium peut se transformer en radon, un gaz rare radioactif. Ces transformations sont exploitées dans le domaine de l'énergie nucléaire.

La structure de l'atome

Conventionnellement on représente l'atome comme constitué d'électrons gravitant autour d'un noyau, comme le feraient des satellites autour d'une planète. Par rapport au diamètre de l'atome, le noyau semble très petit, la matière est essentiellement constituée de vide. Le noyau est constitué de nucléons :- un nombre Z de protons, déterminant la nature du corps simple.- un nombre N de neutrons.Z est le numéro atomique. L'oxygène qui comporte 8 protons a un numéro atomique 8. Le nombre de masse A est égal à la somme Z+N, il est de 16

pour l'oxygène. Pour les noyaux lourds N est plus grand que Z (voir plus loin les isotopes) ; exemple : le cuivre A = 63, N = 29, Z = 34.La charge électrique du neutron est nulle. Le proton a une charge positive égale en valeur absolue à celle de l'électron qui lui, est négatif. A son état normal un atome est neutre, le nombre d'électrons étant égal au nombre de protons. Sur la figure ci-contre les neutrons du noyau n'ont pas été représentés.L'essentiel de la masse de l'atome est concentré dans le noyau.

Voir : les dimensions de l'atome

Répartition des électrons

Les électrons, de charge négative, sont répartis par couches. Chaque couche ne peut comporter qu'un nombre limité d'électrons. Par exemple la couche K qui est la plus proche du noyau est saturée avec 2 électrons. La couche la plus à l'extérieur de la plupart des atomes n'est pas complète, elle peut ainsi accepter (provisoirement) des électrons, ou éventuellement en perdre. C'est le cas lors de l'ionisation d'un atome. Les gaz rares (hélium, néon, krypton...) ont la couche la plus extérieure qui est saturée, ils sont inertes sur le plan chimique. Le nombre d'électrons maximum par couche est le suivant :K : 2, L : 8, M : 18, N : 32, O : 50...La figure ci-contre représente dans un plan les 14 électrons d'un atome de silicium gravitant autour du noyau composé de 14 protons et 14 neutrons.

Le rayonnement

Les électrons périphériques sont moins fortement soumis à l'attraction du noyau que ceux des couches internes et il arrive fréquemment qu'un électron change d'orbite par suite d'une excitation comme, par exemple, une décharge électrique en milieu gazeux. Lors de cette opération l'électron absorbe une certaine quantité d'énergie. En reprenant sa trajectoire normale, l'électron restitue l'énergie W (en J) qu'il avait absorbée en émettant un photon, donc un rayonnement de fréquence (en Hz) particulière selon la relation :

avec h = 6,6256.10-34 J.s (constante de Planck). Voir : fréquence des radiations lumineuses.Réciproquement, un photon capté par un atome peut provoquer un changement de trajectoire d'un électron et faciliter le passage d'un courant électrique (effet photoélectrique) voire ioniser l'atome en éjectant l'électron.

Les isotopes

Deux atomes d'un même corps simple comportent le même nombre de protons dans leurs noyaux respectifs. Mais le nombre de neutrons contenus dans le noyau peut varier. Ainsi le noyau d'un atome d'hydrogène ordinaire est composé d'un seul proton mais il existe aussi deux autres sortes d'hydrogène :- le deutérium, dont le noyau est composé d'un proton et d'un neutron- le tritium, qui possède deux neutrons dans son noyau.Ces trois atomes sont des atomes d'hydrogène dont les propriétés chimiques sont identiques. On donne le nom d'isotope aux différentes variantes d'atomes d'un même corps simple. L'uranium possède 3 isotopes naturels dont le plus courant est l'uranium 238 dont le noyau est constitué de 92 protons et 146 neutrons.Les isotopes radioactifs peuvent avoir des applications pacifiques dans le domaine médical.

Le cristal

La couche la plus externe de l'atome abrite les électrons qui participe à la conduction dans les corps conducteurs comme le cuivre, l'aluminium ou qui permettent l'assemblage d'atomes comme dans les molécules ou les cristaux. Un cristal est un solide formé d'atomes régulièrement disposés et fermement liés les uns aux autres. Il peut s'agir d'atomes différents (chlore et sodium dans le sel de cuisine) ou identiques (carbone, dans le diamant). Les atomes voisins mettent en commun leurs électrons de la couche externe. Dans le cristal de silicium, chaque atome est lié à 4 atomes voisins avec qui il partage les quatre électrons de sa couche M. La répartition

étant régulière on peut considérer qu'un atome est au centre d'un tétraèdre et que ses 4 voisins sont placés aux sommets de ce tétraèdre.

L'atomeLes atomes de Démocrite et les atomes de Dalton

Les philosophes du Vème siècle considéraient que la nature des choses s'expliquait par le mélange de 4 éléments : le feu, l'eau, la terre et l'air.

Au 4ème siècle avant notre ère, le philosophe Démocrite pense que la matière est formée de grains invisible : les atomes (du grec atomos : qu'on ne peut diviser). Démocrite pense que les atomes sont pleins mais tous différents : certains crochus, ronds etc… pour les emboîter ensemble (avoir des atomes crochus avec quelqu'un : bien s'entendre avec cette personne) Mais Démocrite n'a aucune preuve expérimentale et sa démarche n'est que philosophique.

Le philosophe grec Aristote rejette cette théorie et reprend l'idée des 4 éléments, c'est sur cette fausse idée que vont reposer les travaux des alchimistes pendant plus de 20 siècles.

La théorie de Démocrite sera reprise comme hypothèse par le britannique John Dalton. En 1805, il suppose l'existence des atomes et déclare qu'ils en existent plusieurs types, mais tout comme Démocrite, il n'a pas de preuve expérimentale.

En 1808, il propose la première liste de symbole représentant les différents atomes.

L'expérience de William Crookes

En 1895, le Britannique William Crookes réalise une expérience importante sur les atomes. Il utilise un tube en verre (aujourd'hui ce tube en verre est appelé tube de Crookes) dans lequel l'air est raréfié (la pression est faible, environ 1Pa). Il place dans ce tube 2 électrodes, entre lesquelles il applique une tension d'environ 10 000 volts.

Il observe alors que pour une pression faible, un rayonnement issu de la cathode et provoquant une luminescence sur les parois du tube. Il donne à ces rayonnements le nom de " rayonnements cathodiques ". Il montre que ces rayons sont électriquement chargés car ils sont déviés par le champ magnétiques d'un aimant.

En 1897, le Britannique Joseph John Thomson (1856-1940) prouve que ces " rayons cathodiques " sont des courants de particules portant une charge négative. Dans le tube de Crookes, ces particules sont arrachés a la cathode.

Le modèle de l'atome de Rutherford

En 1909, la structure de l'atome reste dans le domaine des hypothèses. Le physicien Britannique Ernest Rutherford (1871-1937) réalise une expérience décisive. Il bombarde une feuille d'or très fine de particules alpha émises par un corps radioactif. Les particules alpha sont des atomes d'hélium ayant perdu 2 électrons. Elles sont beaucoup plus petites que les atomes d'or. Rutherford considère que la feuille d'or est constituée d'environ 1 000 couches parallèles d'atomes.

Il observe que seule une infime minorité de particules alpha semble rebondir sur la feuille d'or : 1 sur 100 000. La grande majorité de ces particules alpha ne sont pas déviés par la traversée de la feuille.

En 1910, il compare l'atome avec le système solaire ; l'atome est constitué d'un noyau autour duquel gravitent les électrons. Le noyau est 104 à 105 fois plus petit que l'atome. L'atome est constitué de beaucoup de vide et est électriquement neutre.

Il propose un modèle de l'atome (appelé "aspect lacunaire de l'atome")

Points essentiels sur l'atome

Dimension :

Rayon atomique = 10-10m

Rayon noyau = 10-15m

Comparaison : Ra / Rn = 10-10 / 1015 = 105

Les constituants de l'atome :

noyau (les nucléons) : - neutrons à électriquement neutre ; masse neutron = 1,675.10-27kg - protons à chargés positivement ; charge électrique : qe = e = 1,6.10-19 C (coulomb) masse proton = 1,673.10-27 kg

(Donner la masse approché d'un atome veut dire que l'on ne prend pas en compte la masse des électrons qui est négligeable et qu'au lieu de prendre la masse des protons plus celle des neutrons, on prend la masse des nucléons (= 1,67.10-27kg)). Ex : un atome qui a 56 nucléons : 56 × 1.67.10-27 = 9,352.10-26 Masse approché de l'atome = 9,352.10-26 kg

électrons : masse électron = 9,1.10-31 kg qe = -e = -1,6.10-19

Composition de l'atome :

Représentation symbolique :

A = nombre de nucléons Z = numéro atomique (nombre de charges, nombre de protons dans le noyau)

Nombre de neutrons = A - Z

Exemple :

18 nucléons, 8 protons, 10 neutrons et 8 électrons parce que l'atome est électriquement neutre donc il y a autant de protons (charge positive) que de d'électrons (charge négatives).

Modèles nucléairesTable des noyaux [KAERI version] Interactions effectives NN

Notre groupe étudie la structure nucléaire à l'énergie où un noyau est vu comme une collection de neutrons et de protons.

Pour comprendre la portion de matière nucléaire à basse énergie que constitue le noyau, il faut saisir ce qui assure la cohésion de ses constituants et donc déterminer l'interaction entre nucléons au sein du noyau. Soit un noyau de nombre de masse A dont on veut déterminer la structure. Connaître l'interaction nucléaire entre deux nucléons libres ne permet pas de résoudre le problème à A nucléons : en effet, on est confronté au problème à plusieurs corps où l'interaction entre deux nucléons dépend de l'interaction exercée par les A-2 autres nucléons. On parle alors d'interaction effective Nucléon-Nucléon, qui est l'interaction entre deux nucléons au sein du noyau. Jusqu'à présent les modèles nucléaires se sont appliqués avec succès à quelques 300 noyaux stables. Notre compréhension de la structure nucléaire repose essentiellement sur ce que nous avons appris des noyaux stables ou proches de la vallée de stabilité. L'ensemble de tous les noyaux que l'on pourrait produire, en balayant les lignes isotopiques (augmentation ou diminution du nombre de neutrons) ou bien en allant vers des éléments de plus en plus lourds, est bien plus vaste que les noyaux connus actuellement : on attend plus de 7000 noyaux radioactifs. Les accélérateurs futurs devraient nous permettre de les produire et de les étudier. On ne sait pas dire, dans la table des noyaux, où se situent les limites de stabilité en neutrons et en protons. Les modèles divergent sur les limites de stabilité, et leurs prédictions diffèrent sur les propriétés des noyaux radioactifs. De même, on ne maîtrise pas l'effet de perturbations appliquées au champ moyen du noyau (grande énergie d'excitation, haut spin, moment angulaire) lorsqu'il possède un excès ou un déficit de neutrons par rapport à son isotope stable.

C'est-à-dire que les termes dépendant de l'asymétrie de l'isospin, dans l'interaction effective sont mal connus. Il faut donc perturber le noyau pour explorer ces termes. On veut alors mesurer la réponse de noyaux aussi exotiques que possible à l'augmentation du moment angulaire , de l'énergie d'excitation, voir l'évolution le long de lignes isotopiques de la transition sous une excitation nucléaire/coulombienne. L'objectif est de tester les modèles nucléaires, de les affiner, mais aussi de rechercher des phénomènes nouveaux, révélateurs d'une topologie nucléaire différente de celle qui régissait les noyaux stables (apparition du halo chez les noyaux légers, peau de neutrons, déformation, modification de la répartition en couches).

Ces phénomènes ne sont pas prévus par les modèles usuels : ni le modèle de la goutte liquide, ni les modèles type champ moyen avec interaction effective, ni le modèle en couches ne permettent de prévoir l'apparition de densité de matière diffuse, les résonances à basse énergie, les phénomènes de radioactivité exotique (décroissance 2 proton), l'affaiblissement des effets de couches, les phénomènes de couplage au continuum.

L'apparition de phénomènes nouveaux indique que les règles les plus générales qui régissent tous les noyaux ne sont pas connues, et que celles dont on dispose ne s'appliquent qu'à l'ordre zéro, à faible isospin par rapport à l'isotope stable, faible spin, faible énergie d'excitation.

Les théories nucléaires développées et validées sur les noyaux stables et proches de la vallée de stabilité sont principalement le modèle de la goutte liquide, le modèle en couches, les théories de champ moyen incorporant une interaction effective Nucléon-Nucléon NN , les théories décrivant la structure à partir d'interactions réalistes NN (théorie ab initio de Wiringa, Pandharipande, Pudliner ANL)

Pour prédire la structure des noyaux proches des driplines, ces théories nucléaires ont été modifiées, de nouveaux ingrédients théoriques ont été nécessaires (influence de l'isospin, de la faible liaison, couplages au continuum....)

Les derniers développements des théories dont on dispose sont :

Modèles de structure

dans le cadre du modèle en couches :

o The Nuclear Shell Model Towards the Drip Lines , B. A. Brown, Progress in Particle and Nuclear Physics 47, 517 (2001).

o Shell Model Embedded in the Continuum (SMEC) : description des noyaux exotiques par le modèle en couches en prenant en compte les couplages au continuum, M. Ploszajczak, K. Bennaceur et al.

o Pour les noyaux légers, il est possible de diagonaliser l'hamiltonien dans la base du modèle en couches large-basis no-core shell model calculations for p-shell nuclei, P. Navratil, B.R. Barrett and W.E. Ormand, Phys. Rev. C56, 2542, (1997)

théorie de champ moyen o HFB (Hartree-Fock Bogoliubov) les calculs sont menés avec des

interactions effectives (SLy4) prenant en compte le grand degré d'isospin des noyaux riches en neutrons ;

o champ moyen relativiste : RMF ab initio calculations Monte-Carlo : hamiltonien basé sur une approche réaliste de

l'interaction Nucléon-Nucléon (technique fonction de Green Monte-Carlo) Realistic models of pion-exchange three-nucleon interactions Steven C. Pieper, V. R. Pandharipande, R. B. Wiringa, and J. Carlson Phys. Rev. C 64, 014001:1-21 (2001)

RNBT collaboration Russian-Nordic-British Theory Collaboration LANL E-print archives HEP directory Education

o Nuclear Scattering (by Dr. Okamura)

Modèles de réaction

Université du Surrey voir la page de Ian Thompson Nuclear Scattering (by Dr. Okamura)

Modèles du halo

RNBT collaboration Russian-Nordic-British Theory Collaboration Université du Surrey voir la page de Ian Thompson Physics on Halo Nuclei : By Subatomic Group, Charmers Univ., Sweden.

Description de l'interaction noyau-noyau Modèle optique

Modèles à plusieurs corps

Modèle de convolution

Modèle de convolution

Interaction microscopique noyau-nucléon JLM

Décomposition en clusters