1 - Structure de l'atome et isotopes

1 CHIMIE GÉNÉRALE – ATOMISTIQUE : STRUCTURE DE L'ATOME

Ce chapitre explore la structure fondamentale de l'atome, en abordant son modèle nucléaire, les particules subatomiques qui le composent, et le concept d'isotopes.

1. Introduction à la Théorie Atomique

La théorie atomique, proposée par le chimiste et physicien britannique John Dalton (1766-1844), postule que :

• Chaque composé est formé de particules très petites et indivisibles appelées atomes.

• L'assemblage d'atomes forme des molécules.

Les éléments chimiques peuvent être assimilés aux atomes. L'Union internationale de chimie pure et appliquée (IUPAC) reconnaît 118 éléments chimiques, bien que la plupart des substances courantes soient construites à partir d'environ 40 éléments seulement.

Composition élémentaire du corps humain

Le corps humain est principalement composé des éléments suivants :

2. Le Modèle Nucléaire de l'Atome

Chaque atome est constitué de :

• Un noyau, extrêmement petit et situé au centre, composé de protons et de neutrons.

• Un nuage électronique, où gravitent les électrons autour du noyau.

Particules subatomiques

Les atomes sont constitués de protons, de neutrons et d'électrons, avec les caractéristiques suivantes :

La charge absolue du proton est de 1,602 × 10⁻¹⁹ Coulombs (c).

L'unité de masse atomique (u.m.a) est définie comme 1 u.m.a = 1,66044 × 10⁻²⁷ kg.

Définitions clés

• Le nombre atomique (symbolisé par Z) représente le nombre de protons dans un atome.

• Dans un atome neutre électriquement, le nombre de protons (n_p) est égal au nombre d'électrons (n_e).

• Le nombre de masse (symbolisé par A) est la somme du nombre de protons (n_p) et du nombre de neutrons (n_n) dans le noyau.

Représentation symbolique d'un atome

Un atome est symbolisé par :

^A_ZX

• X : Symbole de l'élément (ex: H, C, Fe).

• A : Nombre de masse (nombre de nucléons = protons + neutrons).

• Z : Numéro atomique (nombre de protons).

Le nombre de neutrons peut être calculé par la formule : Nombre de neutrons = A - Z.

Valeurs des grandeurs physiques

Exercice pratique

Question : Calculer en %, la fraction de masse d'un atome d'hydrogène qui est localisée dans le noyau (un atome d'hydrogène contient un seul proton).

Solution :

1. Masse du proton = 1,0073 uma

2. Masse de l'électron = 0,000549 uma

3. Masse totale de l'atome d'hydrogène = 1,0073 + 0,000549 = 1,007849 uma

4. Fraction de masse dans le noyau = (Masse du proton / Masse totale de l'atome) × 100

5. Fraction = (1,0073 / 1,007849) × 100 ≈ 99,946 %

Conclusion : La quasi-totalité de la masse d'un atome est concentrée dans son noyau.

3. Les Isotopes

La plupart des éléments chimiques existent dans la nature sous forme de mélange d'isotopes.

Définition des isotopes

Les isotopes sont des atomes d'un même élément qui contiennent un nombre identique de protons (donc le même numéro atomique Z), mais un nombre différent de neutrons (donc un nombre de masse A différent).

• Les isotopes d'un même élément ont des propriétés chimiques très similaires car le nombre d'électrons est le même.

• Leurs masses atomiques sont différentes en raison du nombre variable de neutrons.

Exemples d'isotopes

• Carbone (C) : Masse atomique (MA) = 12.

• Fluor (F) : MA = 19.

• Chlore (Cl) : Z = 17, MA = 35,45. Le chlore existe sous forme de deux isotopes principaux : ³⁵Cl et ³⁷Cl.

• Magnésium (Mg) : Z = 12, MA = 24,31.

• Cuivre (Cu) : Z = 29, MA = 63,55.

Ces écarts par rapport aux nombres entiers pour les masses atomiques s'expliquent par le fait que ces éléments existent sous forme d'un mélange de deux ou plusieurs isotopes.

Exemple de l'hydrogène

L'hydrogène (H, MA standard 1,00782504 u) possède trois isotopes naturels :

• ¹H (Protium) : 1 proton, 0 neutron.

• ²H (Deutérium) : 1 proton, 1 neutron.

• ³H (Tritium) : 1 proton, 2 neutrons.

Abondance naturelle (isotopique)

L'abondance naturelle ou isotopique est le pourcentage de chaque isotope d'un élément donné dans la nature.

Exemple pour le Chlore (Cl) :

• ³⁵Cl (A = 35, Z = 17) : Abondance isotopique = 75,77 %, Masse isotopique = 34,9689 u.

• ³⁷Cl (A = 37, Z = 17) : Abondance isotopique = 24,23 %, Masse isotopique = 36,9659 u.

La masse atomique moyenne du chlore est calculée comme la somme des masses des isotopes, pondérée par leur abondance naturelle :

Masse atomique du chlore = (34,9689 × 75,77 / 100) + (36,9659 × 24,23 / 100) = 35,45 u.

Masse atomique et unité de masse atomique (u.m.a)

• Les masses atomiques sont des rapports de la masse d'un atome donné sur la masse d'un atome conventionnel de référence.

• Historiquement, l'hydrogène était la référence. Actuellement, l'isotope du carbone 12 (¹²C) est la référence, sa masse isotopique étant exactement 12 u.m.a.

• Toutes les autres masses atomiques sont données par rapport à la masse de l'isotope ¹²C.

• L'unité de masse atomique (u.m.a ou u) est définie comme 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12.

• Un Dalton (Da) est égal à 1 u.m.a. Le kilodalton (kDa) est couramment utilisé en biologie et biochimie pour les macromolécules.

Nombre d'Avogadro et la Mole

• 12 g de ¹²C contiennent 6,022 × 10²³ atomes, ce nombre est appelé le Nombre d'Avogadro.

• Par extension, une mole de toute substance (électrons, atomes, molécules) contient le même nombre d'entités (6,022 × 10²³).

• L'unité de masse molaire est le gramme par mole (g·mol⁻¹).

4. Exercices sur les Isotopes

Exercice 1

Question : Le lithium naturel est composé de 2 isotopes : le ⁶Li (6,0169 u) et le ⁷Li (7,0182 u). Sachant que la masse atomique du lithium = 6,9410 u, calculez en % les abondances naturelles du ⁶Li et ⁷Li.

Solution :

1. Soit x l'abondance du ⁶Li et y l'abondance du ⁷Li.

2. Nous avons deux équations :

   • x + y = 1 (la somme des abondances est de 100%, soit 1 en fraction)

   • 6,0169x + 7,0182y = 6,9410 (masse atomique moyenne)

3. De la première équation, y = 1 - x.

4. Substituons y dans la deuxième équation : 6,0169x + 7,0182(1 - x) = 6,9410

5. 6,0169x + 7,0182 - 7,0182x = 6,9410

6. (6,0169 - 7,0182)x = 6,9410 - 7,0182

7. -1,0013x = -0,0772

8. x = 0,0771 (environ)

9. Donc, Abondance de ⁶Li = 7,71 %.

10. y = 1 - 0,0771 = 0,9229

11. Donc, Abondance de ⁷Li = 92,29 %.

Exercice 2

Question : Le chrome (Cr) est un mélange de 4 isotopes :

Calculez la masse atomique du chrome.

Solution :

Masse atomique du chrome = (4,35/100 × 49,946) + (83,79/100 × 51,941) + (9,50/100 × 52,941) + (2,36/100 × 53,939)

Masse atomique = 2,1726 + 43,514 + 5,0294 + 1,2729

Masse atomique ≈ 51,996 u (environ 52 u)

Points Clés à Retenir

• Les atomes sont les unités fondamentales de la matière, composés d'un noyau (protons et neutrons) et d'un nuage électronique (électrons).

• Le numéro atomique (Z) définit l'élément et correspond au nombre de protons.

• Le nombre de masse (A) est la somme des protons et des neutrons.

• Les isotopes sont des atomes du même élément (même Z) mais avec un nombre de neutrons différent (donc un A différent).

• La masse atomique moyenne d'un élément est calculée en tenant compte des masses et des abondances naturelles de ses isotopes.

• L'unité de masse atomique (u.m.a ou Dalton) est basée sur le carbone 12.