L ’ATOME

1. L ’ATOME

2. V - + 1 ) Les premiers modèles de l ’atome 1.1) La découverte des particules fondamentales 1.1.1 ) La découverte de l ’électron . Rayons cathodiques Fluorescence du verre Cathode Anode Vers pompe à vide Expérience de Jean Perrin (1870-1942)

3. Expérience de Joseph Thomson (1856-1940) J. Thomson étudie la trajectoire des électrons dans un champ magnétique et en déduit la valeur du rapport charge sur masse .

4. U Expérience de Robert Millikan (1868-1953) C + C ’ -

5. (*) 1 u ( unité de masse atomique) = 1/12 de la masse du nucléide Caractéristiques de l ’électron masse : m = 9,110.10-31 kg, ou 0,00055 u * charge : - e = - 1,602.10-19 C ( coulomb )

6. 1.1.2 ) La découverte des noyaux et des nucléons Expérience de Ernest Rutherford (1871-1937) Feuille d ’or Emetteur de particules a Ecran fluorescent

7. Interprétation de l ’expérience de Rutherford (1871-1937)

8. 1.1.3 ) La découverte du proton et du neutron C ’est encore Rutherford qui en 1919 met en évidence l ’existence du proton en « démolissant » des noyaux d ’azote . Il place un petit morceau de substance radioactive ( polonium) dans une atmosphère d ’azote . Les particules alpha émises par la substance radioactive sillonnent le gaz et certaines atteignent des noyaux d ’azote . En étudiant les atomes du gaz soumis à un champ magnétique , Rutherford montra que des particules portant une charge positive, égale en valeur absolue à celle de l ’électron, apparaissaient dans le gaz d ’azote . De plus leur masse était pratiquement identique à celle de l ’atome d ’hydrogène . Expérience Rutherfordréalise à cette occasion la première transmutation d  ’élément .

9. La découverte du neutron est une conséquence des réactions de transmutation, analogues à celle décrite précédemment . En effet l ’atome d ’oxygène produit par cette réaction nucléaire n ’est pas identique à l ’atome d ’oxygène naturel ? L ’atome d ’oxygène naturel a une masse atomique de 16 alors que celui obtenu par la réaction de Rutherford a une masse de 17 . Les deux noyaux ont la même charge mais des masses différentes ( ce sont des isotopes ) . Les noyaux comportent autre chose que des protons . Ce nouveau constituant du noyau, le neutron, est mis en évidence en 1932 par James Chadwick (1891-1974)

10. Les caractéristiques du proton et du neutron

11. 1.2) Le modèle de Rutherford 1.2.1. Description L ’atome se compose de : un noyau , dans lequel est concentrée presque toute sa masse, et chargé positivement : lenoyau contient . Nneutrons Zprotons Z? numéro atomique Z + N? A : nombre de masse Charge totale du noyau ? + Ze des électrons, qui évoluent autour du noyau dans un espace très grand par rapport au diamètre de ce noyau . Z électrons L ’atome étant électriquement neutre le noyau est entouré par ?

12. 1.2.2. Conséquences L ’élément : un élément est l ’ensemble des atomes ou ions ayant le même numéro atomique Z ( même nombre de protons) . Chaque élément possède un symbole : C, O, H Le nucléide : un nucléide est l ’ensemble des atomes dont les noyaux contiennent le le même nombre de protons et le même nombre de neutrons . Un nucléide est caractérisépar le couple des valeurs de Z et N . Les trois premiers atomes sont des nucléides du même élément : ce sont des isotopes. On appelle isotopes d ’un élément , des nucléides qui ont le même nombre de protons mais qui ont un nombre différent de neutrons .

13. L ’élément carbone est un mélange de deux isotopes stables : de masse atomique relative 12,0000 de masse atomique relative 13,0030 Les abondances relatives de ces deux istopes, en nombre d ’atomes ,sont respectivement de 98,89% et de 1,11% La masse atomique relative de l ’élément est donc une moyennepondérée des masses atomiques relatives des deux isotopes . masse atomique relative Ar : Intérêt : il est beaucoup plus intéressant pour le chimiste de comparer entre elles les massesdes différents atomes que de connaître les masses réelles de ces mêmes atomes . Le nucléide de référence est l ’isotope le plus abondant de l ’élément carbone c ’est à dire : Il lui a été attribué une masse de 12,00000 ce qui revient à dire que l ’unité de masse atomique (u.m.a. symbole u) représente le 1/12 de la masse d ’un atomede carbone 12 . valeur absolue de l ’u.m.a. : 1,66710-27 kg : elle est très légèrement inférieure à la massed ’un nucléon. exemple : Ar (K) = 39,102 u . Question:la classification périodique des éléments donne Ar (C) = 12,011 u !Proposer une explication .

14. Nombre de masse A : nombre total de nucléons : Z+N Masse atomique relative d ’un nucléide Ar Masse atomique relative d ’un élément , moyenne pondérée des masses atomiques relatives des isotopes stables de cet élément . Masse molaire atomique d ’un nucléide qui est la masse d ’une mole d ’atomes de ce nucléide exprimée en g.mol-1 . La mole est l’unité de quantité de matière : c’est la quantité de matière qui contient autant de particules qu’il y a d’atomes dans 12 g de carbone 12 : ce nombre de particules est le nombre d ’Avogadro : NA = 6,0221023 mol-1 . Numériquement , la masse molaire atomique d ’un nucléide est égale à sa masseatomique relative

15. L ’expérience de Rutherford de 1919 . Il utilise un dispositif mis au point par Charles Wilson (1869-1922) La partie essentielle de ce dispositif est une enceinte remplie d ’une atmosphère sursaturée en vapeur d ’eau . Dans une telle atmosphère toute particule ionisée constitue un centre de condensation . Une particule ionisée en mouvement laisse donc une trace de fines gouttelettes d ’eau . Retour

16. L ’expérience de Chadwick de 1932 . Il utilise aussi le dispositif mis au point par Charles Wilson (1869-1922) L ’expérience de Chadwick consiste à bombarder des atomes de béryllium avec des particules alpha . Il constate alors que la trajectoire de certains ions du gaz est déviéepar une particule qui ne laisse aucune trace . C ’est donc que cette particule est électriquement neutre . L ’étude des déviations observées montre que cette nouvelle particule ( le neutron ) a une masse proche de celle du proton ( légèrement supérieure ) . Retour