Les constituants de l'atome

La matière est tout ce qui a une masse et occupe un volume. Autrement dit, c'est tout ce qui nous entoure et qui est tangible (que l'on peut toucher, voir, sentir).

• Matière visible : Les objets, l'eau, l'air que nous respirons, les êtres vivants.
• Matière invisible : À l'échelle microscopique, la matière est composée de particules minuscules que nous ne pouvons pas voir à l'œil nu.

Toute la matière, qu'elle soit solide, liquide ou gazeuse, est constituée de particules très petites.

L'idée que la matière est faite de petites particules indivisibles n'est pas nouvelle :

• Démocrite (Antiquité grecque) : Il a été l'un des premiers à suggérer que la matière était composée de particules ultimes qu'il a appelées "atomos", signifiant "indivisible".
• John Dalton (début du XIXe siècle) : Il a formulé la première théorie atomique moderne, postulant que les atomes sont des sphères indivisibles et indestructibles, et que tous les atomes d'un même élément sont identiques.
• Évolution des modèles atomiques : Au fil du temps, grâce à de nouvelles expériences, les scientifiques ont découvert que l'atome n'était pas si simple et qu'il avait une structure interne. Des modèles comme ceux de Thomson (le "plum pudding"), Rutherford (le modèle planétaire) et Bohr ont progressivement affiné notre compréhension.

Un atome est la plus petite partie d'un corps simple qui conserve les propriétés chimiques de ce corps. C'est la "brique" fondamentale de toute la matière.

• Taille de l'atome : Les atomes sont incroyablement petits. Leur diamètre est de l'ordre de $10^{-10}$ mètres (0,000 000 000 1 mètre). C'est pourquoi on ne peut pas les voir, même avec un microscope optique.
• Indivisibilité chimique : En chimie, un atome est considéré comme indivisible : il ne peut pas être brisé ou transformé en un autre type d'atome par des moyens chimiques ordinaires.

Au centre de chaque atome se trouve le noyau atomique.

• Localisation : Le noyau est situé au centre de l'atome.
• Charge du noyau : Le noyau porte une charge électrique positive.
• Taille relative du noyau : Le noyau est extrêmement petit par rapport à la taille totale de l'atome. Si l'atome était un stade de football, le noyau serait une petite bille au centre. L'atome est donc majoritairement constitué de vide !

Le noyau est lui-même composé de particules appelées nucléons. Il en existe deux types : les protons et les neutrons.

• Protons :
  • Particules chargées positivement.
  • Chaque proton porte une charge élémentaire positive, notée $+e$.
  • Masse d'un proton : $m_p \approx 1,672 \times 10^{-27}$ kg.
• Neutrons :
  • Particules électriquement neutres (sans charge).
  • Masse d'un neutron : $m_n \approx 1,674 \times 10^{-27}$ kg (très proche de celle du proton).

Autour du noyau, gravitent des particules encore plus petites appelées électrons.

• Localisation : Les électrons se déplacent très rapidement autour du noyau, dans ce qu'on appelle un "nuage électronique" ou "cortex électronique".
• Charge des électrons : Chaque électron porte une charge élémentaire négative, notée $-e$.
• Masse des électrons : La masse d'un électron est extrêmement faible : $m_e \approx 9,109 \times 10^{-31}$ kg. C'est environ 2000 fois plus petit que la masse d'un proton ou d'un neutron. On considère souvent la masse des électrons comme négligeable par rapport à celle du noyau.

Pour simplifier, on représente souvent l'atome comme un mini-système solaire :

• Le noyau est au centre, comme le Soleil.
• Les électrons tournent autour du noyau, comme les planètes autour du Soleil. Cette analogie est utile pour visualiser, mais elle a ses limites : les électrons ne suivent pas des orbites précises comme les planètes, et leur mouvement est plus complexe (décrit par la mécanique quantique). Cependant, pour la 3ème, cette représentation simplifiée est suffisante.

La charge électrique est une propriété fondamentale des particules subatomiques. L'unité de charge élémentaire est notée $e$.

• Proton : Charge $= +e$ (positive).
• Électron : Charge $= -e$ (négative).
• Neutron : Charge $= 0$ (neutre).

La valeur de la charge élémentaire $e$ est d'environ $1,602 \times 10^{-19}$ Coulombs (C).

C'est la masse qui donne son poids à la matière.

• Masse des protons et neutrons : Ils ont des masses très similaires et sont environ 2000 fois plus massifs que les électrons. C'est pourquoi la quasi-totalité de la masse de l'atome est concentrée dans son noyau.
• Masse de l'électron : Très faible, souvent considérée comme négligeable pour le calcul de la masse totale de l'atome.

Un atome est toujours électriquement neutre. Cela signifie que la somme de toutes les charges positives et négatives à l'intérieur de l'atome est égale à zéro.

• Pour qu'un atome soit neutre, il doit y avoir autant de charges positives que de charges négatives.
• Puisque les protons sont les seules particules positives et les électrons les seules particules négatives, dans un atome neutre : Nombre de protons = Nombre d'électrons
• Les neutrons, étant neutres, n'affectent pas la charge globale de l'atome.

Le numéro atomique, noté Z, est le nombre de protons présents dans le noyau d'un atome.

• C'est la "carte d'identité" d'un atome : il définit l'élément chimique.
• Tous les atomes d'un même élément chimique ont le même nombre Z. Par exemple, tous les atomes d'oxygène ont Z=8.
• Dans un atome neutre, Z est aussi égal au nombre d'électrons.

Le nombre de masse, noté A, est le nombre total de nucléons (protons + neutrons) dans le noyau d'un atome.

• $A = \text{Nombre de protons} + \text{Nombre de neutrons}$
• $A = Z + \text{Nombre de neutrons}$
• On peut en déduire le nombre de neutrons : $\text{Nombre de neutrons} = A - Z$.

Un atome est symbolisé de la manière suivante : $\ce{^{A}_{Z}X}$

• X : Symbole de l'élément chimique (par exemple, H pour hydrogène, O pour oxygène, C pour carbone).
• A : Nombre de masse (en haut à gauche).
• Z : Numéro atomique (en bas à gauche).

Exemples :

• L'atome de carbone : $\ce{^{12}_{6}C}$
  • Z = 6 (6 protons)
  • Nombre d'électrons = 6 (car l'atome est neutre)
  • A = 12 (12 nucléons)
  • Nombre de neutrons = A - Z = 12 - 6 = 6 neutrons
• L'atome d'oxygène : $\ce{^{16}_{8}O}$
  • Z = 8 (8 protons)
  • Nombre d'électrons = 8
  • A = 16 (16 nucléons)
  • Nombre de neutrons = 16 - 8 = 8 neutrons

Un ion est un atome (ou un groupe d'atomes) qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons.

• Lorsqu'un atome perd ou gagne des électrons, son nombre de protons (Z) ne change pas, donc son identité chimique reste la même.
• Cependant, l'équilibre entre les charges positives (protons) et négatives (électrons) est rompu, et l'entité devient chargée électriquement.
• Un ion n'est plus électriquement neutre.

Il existe deux types d'ions :

• Cation : Un atome qui a perdu un ou plusieurs électrons. Il a alors plus de protons que d'électrons, et sa charge globale est donc positive.
  • Exemple : L'atome de sodium (Na) a 11 protons et 11 électrons. S'il perd 1 électron, il devient l'ion sodium $\ce{Na+}$, avec 11 protons et 10 électrons.
• Anion : Un atome qui a gagné un ou plusieurs électrons. Il a alors plus d'électrons que de protons, et sa charge globale est donc négative.
  • Exemple : L'atome de chlore (Cl) a 17 protons et 17 électrons. S'il gagne 1 électron, il devient l'ion chlorure $\ce{Cl-}$, avec 17 protons et 18 électrons.

La formule d'un ion indique le symbole de l'élément et sa charge électrique en exposant.

• Le nombre indique la valeur de la charge (1 est souvent omis).
• Le signe (+ ou -) indique le type de charge.

Exemples de formules ioniques :

• $\ce{Na+}$ : Ion sodium (a perdu 1 électron)
• $\ce{Cl-}$ : Ion chlorure (a gagné 1 électron)
• $\ce{Ca^{2+}}$ : Ion calcium (a perdu 2 électrons)
• $\ce{O^{2-}}$ : Ion oxyde (a gagné 2 électrons)

La charge de l'ion est liée au numéro atomique Z (nombre de protons) et au nombre d'électrons. Pour un ion de charge $q$: $q = (\text{Nombre de protons}) - (\text{Nombre d'électrons}) = Z - (\text{Nombre d'électrons})$.