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Au coeur de la matière : les atomes (1/3)

L’idée que la matière est composée d’unités insécables appelées « atomes » a traversé les siècles, en étant parfois rejetée et parfois acceptée.
Les débuts de la chimie quantitative, au début du XIXe siècle, marquent son retour en force. Durant ce siècle, adversaires et partisans de « l’hypothèse atomique » se sont combattus avec ardeur.
Enfin, au XXe siècle, physiciens et chimistes n’ont pu qu’admettre la structure microscopique de la matière qui compose notre Univers et s’atteler à l’étude de ces objets complexes que sont les atomes.

Juillet 2014

Un atome est constitué d'un noyau de protons et de neutrons, et d'un nuage d'électrons.

Historique

  • L’idée que la matière est composée d’éléments insécables est apparue dès le Ve siècle avant l’Ère Chrétienne.
  • De 1600 à 1800, le recours à des entités extrêmement petites (molécules ou atomes) pour décrire la matière se trouve sous la plume d’auteurs réputés : Galilée dans « Il Saggiatore » ou Descartes dans « Le Monde ».
  • En 1808, John Dalton reprend l’idée d’atomes afin d’expliquer les lois chimiques. Dans sa théorie atomique, il fait l’hypothèse que les particules d’un corps simple sont semblables entre elles, mais différentes lorsque l’on passe d’un corps à un autre. Toute réaction chimique doit alors pouvoir être identifiée comme étant un nouvel agencement d’atomes, ces derniers ne subissant aucune altération.
  • En 1897, Joseph John Thomson montre que les rayons cathodiques sont composés de particules massives et chargées négativement : les électrons. Il imagine alors que les atomes sont constitués d’une matière chargée positivement et aussi pleine d’électrons.
  • En 1908, Jean Perrin démontre définitivement que la matière est constituée d’atomes.
  • En 1911, Ernest Rutherford découvre, en envoyant des particules sur une feuille d’or, que l’essentiel de la matière atomique est concentrée dans un noyau très petit entouré d’électrons dont le comportement reste à éclaircir. C’est encore lui qui, en 1918, imagine que les noyaux atomiques sont composés de protons, particules beaucoup plus massives que les électrons et chargées positivement. Mais les mesures de masses et de charges des noyaux atomiques démontrent qu’il existe des protons neutres, nommés neutrons dès 1920. James Chadwick les découvre en 1932.
  • En 1913, Niels Bohr propose le premier modèle décrivant les niveaux d’énergie des électrons.
  • En 1964, Murray Gell-Mann et Georg Zweig développent la première forme de la théorie des quarks qui ont été mis en évidence en 1968.

Origine et destin des noyaux atomiques

La matière que nous connaissons constitue 5 % du contenu total de l’Univers. La plupart des atomes qui le composent (hydrogène, hélium et un peu de lithium) ont été formés dans ses premiers instants. C’est ce que l’on appelle la nucléosynthèse primordiale. Tous les noyaux atomiques stables ont été formés au cœur des étoiles par la réaction de fusion nucléaire qui conduit des noyaux légers à fusionner et former des noyaux plus lourds.

Au cours de leur existence, les étoiles créent ainsi des noyaux pouvant avoir jusqu’à 26 protons, c’est-à-dire des noyaux d’atomes de fer. A la fin de leur évolution, les étoiles les plus massives explosent en supernova. L’énergie considérable de cette explosion permet de synthétiser de nombreux noyaux plus lourds. Ceux qui sont stables, ou qui ont une très longue période radioactive, se retrouvent dans les nuages de gaz et de poussière à partir desquels de nouvelles étoiles se forment.

Ainsi, la Terre est composée de 32,1 % de fer, 30,1 % d’oxygène, 15,1 % de silicium, 3,9 % de magnésium, et de tous les autres éléments en proportions inférieures. Elle renferme aussi des isotopes instables (radioactifs) dont la désintégration régulière est à l’origine de son état thermique interne : potassium 40, uranium 238 et thorium 232 principalement.


QU’EST-CE QU’UN ATOME ?

Bien qu’il soit probable qu’une proportion importante de la masse de l’Univers soit de nature inconnue (matière noire), la matière qui nous est familière est constituée d’atomes. Les multiples modes d’assemblage de ces atomes les uns avec les autres produisent l’immense diversité matérielle des molécules, macromolécules, polymères, cristaux, métaux, nanomatériaux…

Trois briques composent les atomes : les protons, les neutrons et les électrons.

  • Le noyau central est un assemblage de protons et de neutrons. Les protons et les neutrons constituent les nucléons (du mot latin “nucleus” signifiant noyau).
  • Chargés négativement, les électrons (qui appartiennent à la catégorie des fermions) restent à proximité du noyau chargé, lui, positivement. Individuellement, ils ne sont pas vraiment des corpuscules, mais forment un nuage électronique où leurs énergies plus ou moins grandes leur confèrent une agitation plus ou moins intense. Ils sont comme étalés dans l’espace, mais on peut calculer la probabilité de les détecter en tel ou tel endroit.

DIAMÈTRES ATOMIQUES ET NUCLÉAIRES

Le diamètre du nuage électronique va de 0,5x10-10 m (hydrogène) à 4,3x10-10 m (radium). C’est très petit : il faudrait « empiler » 1 000 000 d’atomes d’hydrogène pour obtenir le diamètre d’un cheveu !
Longtemps considérés comme inexistants car impossibles à visualiser, les atomes sont devenus une réalité tangible depuis l’invention des microscopes à sonde locale.
Le noyau atomique est beaucoup plus petit. Celui de l’atome d’hydrogène (un unique proton) a un diamètre de 2x10-15 m, celui de l’atome d’uranium est de 2x10-14 m. Le diamètre du noyau est à peu près 100 000 fois plus petit que celui de l’atome lui-même.


VOLUME, MASSE ET MASSE VOLUMIQUE

Les corps solides qui constituent notre environnement courant (métaux, cristaux, polymères) sont constitués d’atomes qui sont attachés les uns aux autres par l’intermédiaire de liaisons assurant leur cohésion. Ainsi, la masse volumique des atomes est voisine de celles de ces corps.
Très petits, les atomes ont à la fois une masse et un volume minuscules. Si l’on prend par exemple une tête d’épingle en fer, d’un volume de 1 mm3, elle est constituée de 60 millions de milliards d’atomes de fer !
Un proton et un neutron ont a peu près la même masse, qui est 1 840 fois plus grande que celle d’un électron, si bien que le noyau concentre quasiment toute la masse de l’atome. Le diamètre d’un noyau d’atome de fer est de l’ordre de 10-14 m, sa masse vaut 9,3x10-26 kg, la masse volumique de ce noyau est donc de 1,4x1017 kg.m-3, ce qui fait un peu plus de cent milliards de kilogrammes par centimètre cube. Si la tête d’épingle n’était constituée que de noyaux d’atomes de fer, sa masse serait égale à 1,4x108 kg, soit 140 000 tonnes !

Pour estimer la masse d’un noyau, il suffit de connaître son nombre de nucléons. Sachant que la masse d’un nucléon est d’environ 1,67.10-27 kg, il est facile de calculer une masse approximative d’un atome. Cependant, le résultat du calcul n’est qu’une estimation. Mais on sait mesurer directement la masse d’un atome à l’aide d’un spectromètre de masse. Les atomes sont introduits à l’état de vapeur dans une chambre d’ionisation, puis accélérés par un champ électrique. Ils arrivent dans une zone ou règne un champ magnétique qui courbe leur trajectoire. Leur point d’arrivée sur le détecteur est caractéristique de leur masse qui peut ainsi être mesurée précisément.

CHARGE ÉLECTRIQUE

La charge électrique positive du proton est exactement l’opposée de celle, négative, de l’électron (le neutron est neutre). Ainsi tout atome, qui possède autant de protons dans son noyau que d’électrons dans son nuage électronique, est électriquement neutre.
Cependant, dans certaines conditions (réactions chimiques…), l’atome peut perdre ou gagner un ou plusieurs électrons et peut alors être chargé positivement ou négativement. Il est alors appelé ion.

Éléments chimiques et isotopes

Pour un atome donné, le nombre Z de protons, qui est aussi celui des électrons, est son numéro atomique. Le nombre de ses neutrons est noté N. La somme N + Z = A comptabilise donc les nucléons et est appelée nombre de masse.

Ces nombres définissent les éléments chimiques. Chacun est désigné par un symbole (X) et son numéro atomique (ZX) ; par exemple, 1H pour l’hydrogène qui n’a qu’un proton, 26Fe pour le fer qui en a 26. Imaginé en 1869 par Dimitri Mendeleïev afin de classer les atomes en fonction de leur masse et de leurs propriétés chimiques, son tableau a progressivement pris sa forme actuelle.

Tableau périodique des éléments - Crédit : Yuvanoe/CEA

Tableau périodique des éléments - Crédit : Yuvanoe/CEA

On trouve sur Terre 90 éléments chimiques comprenant de 1 à 92 protons. Certains, comme le technétium avec 43 protons ou le prométhium avec 61 protons, n’existent pas à l’état naturel. Ils peuvent cependant être créés en laboratoire, ainsi que d’autres éléments chimiques comprenant plus de 92 protons, comme par exemple le plutonium avec 94 protons.

Tous les atomes d’un élément chimique donné comportent le même nombre de protons (c’est d’ailleurs ce nombre qui définit l’élément chimique). Mais ils peuvent ne pas tous avoir le même nombre de neutrons. Deux atomes ayant le même nombre de protons et un nombre différent de neutrons sont des isotopes de cet élément.
Par exemple :

  • Tous les isotopes de l’hydrogène ont un seul proton mais peuvent avoir zéro, un ou deux neutrons. Ce sont l’hydrogène simple (le plus répandu), le deutérium et le tritium.
  • Tous les isotopes du carbone ont 6 protons. Les plus abondants ont 6, 7 ou 8 neutrons.
  • Tous les atomes d’uranium ont 92 protons. Deux isotopes existent dans la nature : l’uranium 235 avec 143 neutrons (235 = 92+143) et l’uranium 238 avec 146 neutrons (238 = 92 + 146).

Un isotope est appelé par le nom de son élément chimique associé au nombre total de ses nucléons, ce qui donne par exemple pour le carbone : 12C, 13C et 14C.

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