Physique-Chimie — Constitution et transformations de la matière
Noyau de l'atome : numéro atomique et nombre de masse
Noyau, électrons, numéro atomique Z, nombre de masse A, isotopes
Résumé synthétiqueFiche en 4 sectionsQuiz de 10 questionsGratuit, sans pub
Résumé
Si l'on agrandissait un atome à la taille d'un stade, son **noyau** serait une bille au centre du terrain : l'atome est essentiellement **du vide**. Ce noyau minuscule rassemble pourtant presque toute la **masse** ; il contient des **protons** (charge $+e$) et des **neutrons** (neutres), autour desquels gravite un **nuage d'électrons** (charge $-e$). Deux nombres résument tout : le **numéro atomique $Z$** (nombre de protons), qui identifie l'élément, et le **nombre de masse $A$** (protons $+$ neutrons). Comme l'atome est **neutre**, il possède autant d'électrons que de protons. Enfin, deux atomes de même $Z$ mais de $A$ différents sont des **isotopes** : même élément, nombre de neutrons différent — comme le carbone $^{12}_{6}\mathrm{C}$ et le carbone $^{14}_{6}\mathrm{C}$.
Un atome est fait d'un **noyau** central, très petit et très dense, entouré d'un **nuage d'électrons** en mouvement. Trois particules suffisent à le décrire : le **proton** et le **neutron** (les nucléons, dans le noyau) et l'**électron** (autour). Leurs charges et leurs masses expliquent presque tout le comportement de la matière.
- L'atome $=$ un **noyau** (protons $+$ neutrons) entouré d'un **nuage d'électrons**.
- **Proton :** charge $+e$ avec $e = 1{,}6 \times 10^{-19}\,\mathrm{C}$, masse $\approx 1{,}67 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg}$.
- **Neutron :** électriquement **neutre**, masse $\approx$ celle du proton.
- **Électron :** charge $-e$, masse $\approx 9{,}1 \times 10^{-31}\,\mathrm{kg}$ ($\approx 1\,800$ fois plus léger que le proton).
- Le **noyau** concentre quasiment toute la **masse** de l'atome.
- L'atome ($\approx 10^{-10}\,\mathrm{m}$) est environ $100\,000$ fois plus grand que son noyau ($\approx 10^{-15}\,\mathrm{m}$).
Exemple
Comparons les masses : $\dfrac{m_{\text{proton}}}{m_{\text{électron}}} = \dfrac{1{,}67 \times 10^{-27}}{9{,}1 \times 10^{-31}} \approx 1\,800$. Un proton est donc environ $1\,800$ fois plus lourd qu'un électron : c'est pourquoi on néglige la masse des électrons et que $m_{\text{atome}} \approx m_{\text{noyau}}$.
Piège à éviter
La charge élémentaire $e = 1{,}6 \times 10^{-19}\,\mathrm{C}$ est une **charge** (en coulombs), pas une masse. Ne pas la confondre avec la masse du proton $1{,}67 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg}$ : ce sont deux grandeurs différentes.
Pour identifier un noyau, deux entiers suffisent. Le **numéro atomique $Z$** compte les protons : c'est lui qui dit de quel **élément** il s'agit (tous les atomes de carbone ont $Z = 6$). Le **nombre de masse $A$** compte tous les **nucléons**. On les écrit ensemble dans la notation symbolique $^{A}_{Z}\mathrm{X}$.
- **$Z$ (numéro atomique)** $=$ nombre de **protons** dans le noyau $\rightarrow$ identifie l'élément.
- **$A$ (nombre de masse)** $=$ nombre total de **nucléons** $= Z + N$ (protons $+$ neutrons).
- **Nombre de neutrons :** $N = A - Z$.
- **Notation symbolique :** $^{A}_{Z}\mathrm{X}$, par exemple $^{23}_{11}\mathrm{Na}$.
- Un atome **neutre** possède autant d'électrons que de protons, soit $Z$ électrons.
- Si l'atome gagne ou perd des électrons, il devient un **ion** (ex. $\mathrm{Na^+}$ a perdu un électron), mais $Z$ ne change pas.
Exemple
Pour le sodium $^{23}_{11}\mathrm{Na}$ : $Z = 11$ donc **$11$ protons** et, l'atome étant neutre, **$11$ électrons**. Le nombre de neutrons vaut $N = A - Z = 23 - 11 = 12$. Le noyau contient donc $11$ protons et $12$ neutrons.
Piège à éviter
$A$ est un **nombre** de nucléons (un entier sans unité), pas une masse en kilogrammes. De plus, ne jamais calculer $N = A + Z$ : le nombre de neutrons est bien $N = A - Z$.
Tous les atomes d'un même élément n'ont pas le même noyau : ils ont forcément le même nombre de protons ($Z$), mais peuvent différer par leur nombre de neutrons. On les appelle des **isotopes**. Ils partagent les mêmes propriétés **chimiques** (même $Z$) mais n'ont pas la même masse.
- **Isotopes :** atomes d'un **même élément** (même $Z$) mais de **$A$ différents**.
- Ils ont le même nombre de **protons** mais un nombre de **neutrons différent**.
- Exemple — l'hydrogène : $^{1}_{1}\mathrm{H}$ ($0$ neutron), $^{2}_{1}\mathrm{H}$ (deutérium, $1$ neutron), $^{3}_{1}\mathrm{H}$ (tritium, $2$ neutrons).
- Exemple — le carbone : $^{12}_{6}\mathrm{C}$ ($6$ neutrons), $^{13}_{6}\mathrm{C}$ ($7$ neutrons), $^{14}_{6}\mathrm{C}$ ($8$ neutrons).
- Les isotopes d'un même élément ont les **mêmes propriétés chimiques** (même $Z$, même cortège électronique).
- Certains isotopes sont **radioactifs** (ex. $^{14}_{6}\mathrm{C}$, utilisé pour la datation).
Exemple
Le carbone $14$ et le carbone $12$ : tous deux ont $Z = 6$ (donc $6$ protons, $6$ électrons), ce sont bien des atomes de **carbone**. Mais $N(^{14}\mathrm{C}) = 14 - 6 = 8$ neutrons contre $N(^{12}\mathrm{C}) = 12 - 6 = 6$ neutrons : ils diffèrent uniquement par leurs **$2$ neutrons** supplémentaires.
Piège à éviter
Des isotopes diffèrent par leur nombre de **neutrons**, **pas** de protons ni d'électrons. Si le nombre de protons changeait, $Z$ changerait et ce serait un **autre élément** — plus un isotope du même.
Le monde de l'atome se compte en puissances de $10$ minuscules. Savoir manier ces ordres de grandeur, c'est comprendre pourquoi l'atome est « plein de vide » et pourquoi sa masse se concentre dans le noyau. On introduit aussi l'**unité de masse atomique** ($\mathrm{u}$), pratique pour peser les nucléons.
- Taille de l'**atome** : $\approx 10^{-10}\,\mathrm{m}$ (soit $1$ ångström, ou $0{,}1\,\mathrm{nm}$).
- Taille du **noyau** : $\approx 10^{-15}\,\mathrm{m}$ (soit $1$ femtomètre).
- Le noyau est environ $100\,000$ fois plus petit que l'atome : l'atome est essentiellement **du vide**.
- **Masse de l'atome** $\approx$ masse du **noyau** (les électrons sont négligeables en masse).
- **Unité de masse atomique :** $1\,\mathrm{u} = 1{,}66 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg} \approx$ masse d'un nucléon.
- On estime $m_{\text{atome}} \approx A \times 1{,}66 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg}$, où $A$ est le nombre de nucléons.
Exemple
Estimons la masse d'un atome de carbone $^{12}_{6}\mathrm{C}$ : il compte $A = 12$ nucléons, donc $m \approx 12 \times 1{,}66 \times 10^{-27} = 1{,}99 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}$. On retrouve bien l'ordre de grandeur d'un atome léger, soit environ $2 \times 10^{-26}\,\mathrm{kg}$.
Piège à éviter
Le rapport des tailles ($\approx 10^{5}$) n'est **pas** le rapport des volumes. Le volume varie comme le cube : le noyau est environ $(10^{5})^{3} = 10^{15}$ fois plus petit en **volume** que l'atome. D'où l'idée que l'atome est presque entièrement vide.
Quiz - Le modèle de l'atome
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Questions fréquentes
Les points clés à retenir sur Noyau de l'atome : numéro atomique et nombre de masse, extraits du quiz de révision.
Le numéro atomique $Z$ représente :
Réponse :
Le nombre de protons
$Z$ est le nombre de **protons** dans le noyau. C'est lui qui identifie l'**élément chimique** : tous les atomes de même $Z$ appartiennent au même élément.
Le nombre de masse $A$ est égal à :
Réponse :
$Z + N$
$A = Z + N$ : c'est la somme du nombre de protons ($Z$) et du nombre de neutrons ($N$), autrement dit le nombre total de **nucléons** du noyau.
Un atome est électriquement neutre. Il possède donc :
Réponse :
Autant de protons que d'électrons
La neutralité impose autant de charges $+$ que de charges $-$, donc **autant de protons que d'électrons** ($Z$ électrons). Les neutrons, neutres, n'interviennent pas dans ce bilan.
Deux isotopes d'un même élément ont :
Réponse :
Le même $Z$ mais des $A$ différents
Des isotopes ont le **même $Z$** (même élément) mais des **$A$ différents** : ils diffèrent par leur nombre de neutrons $N = A - Z$.