Leçon N°4 :
Modèle de l’atome

Situation problème

Toute la matière qui nous entoure est composée d’un ensemble d’atomes qui sont attachés les uns aux autres.

Qu’est-ce qu’un atome ?

Quels sont ses constituants ?

I.Aperçu historique

Dès l’Antiquité, les premiers « scientifiques » grecs croyaient que la matière était constituée de quatre éléments : la terre, l’eau, le feu et l’air. Cette théorie quoique simple était le résultat d’observations de philosophes tels que Thalès et Empédocle lors de la combustion d’un morceau de bois (pendant la combustion, il y a production de fumée (air), de vapeur d’eau (eau) et de cendre (terre)).

Démocrite
V^e s. av. J.-C.

La théorie atomique la plus originale de l’époque fut proposée au V^e siècle avant la naissance de Jésus par Démocrite. Il énonça que la matière était constituée de particules infiniment petites et indivisibles appelées atomos. Entre ces particules existait un espace vide : la matière était donc discontinue.

Aristote

Démocrite n’étant pas un philosophe très populaire en son temps, sa théorie ne trouva aucun appui et fut donc rejetée au profit d’une théorie de la continuité de la matière proposée par Aristote.

Aristote s’appuyait sur le concept des quatre éléments de base de Thalès et affirmait que les atomos ne pouvaient exister puisque invisibles à ses yeux. La conception aristotélicienne de la matière reçut l’appui des religieux de l’époque et traversa les siècles qui suivirent jusqu’au 18^ème.

John Dalton
1803

Lorsqu’en 1803 le chimiste britannique John Dalton (1766-1844) étudia les réactions chimiques, il fonda sa théorie sur l’existence de petits atomes de formes sphériques et qu’il en existe plusieurs types qui peuvent expliquer les propriétés de la matière. La théorie atomique de Dalton ne fut pas acceptée tout de suite dans la communauté scientifique car c’est seulement une hypothèse.

J. J. Thomson
1897

Avec les scientifiques suivants commençait un nouvel âge pour la science, plus axé sur la recherche et l’expérimentation. Sir Joseph John Thomson (1856-1940), découvre en 1897 le premier composant de l’atome : l’électron, particule de charge électrique négative au cours de ses expérimentations sur les flux de particules (électrons) créés par des rayons cathodiques.

Thomson avança en 1898 la théorie du « plum-pudding » ou « pain aux raisins » sur la structure atomique, dans laquelle les électrons sont considérés comme des « raisins » négatifs enfoncés dans un « pain » de matière positive. On appelle souvent le modèle de Thomson.

E. Rutherford
1908

Lord Ernest Rutherford (1871-1937), physicien britannique, fut, en 1908, lauréat du prix Nobel de chimie pour ses découvertes sur la structure de l’atome. En bombardant une mince feuille d’or avec des particules alpha (chargées positivement), il observa que la plupart des particules traversaient la feuille sans être déviées, alors que certaines étaient détournées.

Le nouveau modèle de l’atome avait les caractéristiques suivantes :

• L’atome est surtout constitué de vide (la plupart des particules traversent la feuille d’or)
• Au centre de l’atome doit se trouver une masse importante positive (que Rutherford appela noyau) puisque les particules sont déviées en traversant la feuille d’or (+ et + se repoussent).

Niels Bohr
1913

Le modèle de Rutherford fut modifié par Niels Bohr (1885-1962), physicien danois, il considère en 1913 que les électrons tournent autour du noyau selon des orbites de rayon défini, comme les planètes autour du soleil.

Cependant, ce modèle a été largement critiqué sur la base des recherches de Schrödinger (1887-1961) et De Broglie (1892-1987), ils ont découvert en 1926 qu’il est impossible de connaître précisément la position des électrons : ils n’ont pas de trajectoire bien définie. Les électrons forment un nuage électronique.

II.Structure de l’atome

L’atome est constitué d’un noyau chargé positivement entouré par des électrons sous forme d’un nuage électronique.

1. Les électrons

Un électron e⁻ est une particule de masse m_e = 9,1 × 10⁻³¹ kg et de charge électrique négative q_e = −e = −1,6 × 10⁻¹⁹ C

Avec e la charge élémentaire tel que : e = 1,6 × 10⁻¹⁹ C
Le Coulomb C est l’unité de charge électrique dans le (SI).

2. Le noyau

Il est constitué de particules élémentaires appelées nucléons : les protons p et les neutrons n.

proton p	neutron n
de masse m_p = 1,673 × 10⁻²⁷ kg et de charge électrique positive q_p = e = 1,6 × 10⁻¹⁹ C	de masse m_n = 1,675 × 10⁻²⁷ kg et électriquement neutre q_n = 0 C

3. Notation symbolique du noyau

On représente le noyau atomique par le symbole suivant : ^A_ZX

A : nombre de nucléons, il est appelé aussi nombre de masse (A = Z + N)

Z : nombre de protons, appelé aussi numéro atomique

N : nombre de neutrons (N = A − Z)

Remarque : L’atome est électriquement neutre :

– La charge électrique du noyau est la somme des charges protons : +Ze
– La charge électrique des électrons est : −Ze

Donc, le nombre d’électrons de l’atome est égal au nombre de protons dans son noyau.

Exercice d’application 1 remplir le tableau suivant

L’atome	Les protons		Les neutrons		Les électrons
L’atome	Le nombre	La charge	Le nombre	La charge	Le nombre	La charge
¹⁶₈O
³⁵₁₇Cl

4. Masse de l’atome et sa dimension

a. Masse de l’atome
La masse de l’atome est la somme de la masse de son noyau et de ses électrons :

m(atome) = m(noyau) + m(électrons) = Z·m_p + (A − Z)·m_n + Z·m_e

On considère que : m_p ≈ m_n et m_e ≪ m_p. Alors la masse approchée de l’atome est : m(atome) ≈ A·m_p

La masse de l’atome est concentrée dans son noyau.

b. Dimension de l’atome
On peut représenter l’atome par une sphère de rayon d’ordre de grandeur 10⁻¹⁰ m. Son noyau peut être représenté aussi par une sphère de rayon d’ordre de grandeur 10⁻¹⁵ m = 1 fm. Le rayon de l’atome est plus grand que celui du noyau 10⁵ fois. Ce qui signifie qu’il existe un grand vide autour du noyau.

Exercice d’application 2

Calculer la valeur approchée de la masse des atomes suivants : ¹²₆C ; ²⁷₁₃Al
On donne m_p ≈ m_n ≈ 1,67 × 10⁻²⁷ kg

III.L’élément chimique

1. Isotopes

Les isotopes sont des atomes ayant le même numéro atomique Z et un nombre de nucléons A différent.
Exemple : ¹²₆C, ¹³₆C, ¹⁴₆C : isotopes de carbone.

2. Ions monoatomiques

Un ion monoatomique est un atome qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons.

Un atome qui perd des électrons devient chargé positivement : c’est un cation. Ex : Na⁺

Un atome qui gagne des électrons devient chargé négativement : c’est un anion. Ex : Cl⁻

3. L’élément chimique

L’élément chimique est l’ensemble des entités chimiques caractérisées par le même numéro atomique Z.

Remarque : Au cours d’une transformation chimique, l’élément chimique se conserve.
Ex : le cuivre Cu se conserve au cours de la réaction suivante : Cu²⁺ + 2 HO⁻ → Cu(OH)₂

IV.Répartition électronique

1. Couches électroniques

Les électrons d’un atome se répartissent dans des couches électroniques. Chaque couche est représentée par une lettre. Pour les atomes dont le numéro atomique 1 ≤ Z ≤ 18, les couches occupées sont les couches K, L et M. La dernière couche occupée s’appelle la couche externe.

2. Règles de remplissage des couches électroniques

Couche	K	L	M
Nbre d’électrons	2	8	8

Première règle : Une couche électronique ne peut contenir qu’un nombre limité d’électrons.

Deuxième règle : Le remplissage des couches électroniques s’effectue en commençant par la couche K, puis la couche L, et enfin la couche M.

Remarque : Lorsqu’une couche est pleine on dit qu’elle est saturée.

Exercice d’application 3

Donner la structure électronique des atomes suivants : ¹⁶₈O ; ³⁵₁₇Cl

Leçon N°4 : Modèle de l’atome