L'atomistique commence par une question simple : de quoi est fait un atome ? Ce chapitre décrit ses trois constituants, la notation AZX, la notion d'isotope et les outils de comptage du chimiste — mole, masse molaire et unité de masse atomique. Ce sont les calculs d'ouverture de presque tous les examens de Chimie générale S1.
1. De la matière à l'atome
La matière peut être décrite à deux niveaux : l'échelle macroscopique, observable et mesurable (volume, pression, masse d'un échantillon), et l'échelle microscopique, celle des particules réelles (molécules, atomes, ions). L'existence de ces particules donne à la matière une structure discontinue : elle n'est pas divisible à l'infini. La molécule est la plus petite entité qui conserve les propriétés d'une substance ; elle est elle-même formée d'atomes. Le mot vient du grec a-tomos, « insécable » (Démocrite), mais depuis Thomson et Rutherford on sait que l'atome possède une structure interne.
Le modèle de Dalton (1805) résume les idées fondatrices : toute matière est faite d'atomes, tous les atomes d'un élément donné sont identiques, les composés résultent de la combinaison d'atomes d'espèces différentes, et une réaction chimique n'est qu'un réarrangement d'atomes — jamais une création ni une destruction.
2. Les constituants de l'atome
L'atome est un ensemble électriquement neutre formé d'un noyau central chargé positivement, où est concentrée pratiquement toute la masse, et d'électrons qui gravitent autour. Le noyau contient deux types de nucléons : les protons, de charge +e, et les neutrons, sans charge, de masse très voisine. L'électron (Thomson, 1897) porte la charge −e = −1,6 × 10−19 C et une masse de 9,11 × 10−31 kg ; le proton pèse 1,672 × 10−27 kg, soit environ 1 836 fois la masse de l'électron. Le diamètre de l'atome est de l'ordre de 10−10 m, celui du noyau environ cent mille fois plus petit : l'atome est essentiellement vide.
| Particule | Charge (C) | Masse (kg) | Localisation |
|---|---|---|---|
| Proton | +1,6 × 10⁻¹⁹ | 1,672 × 10⁻²⁷ | Noyau |
| Neutron | 0 | 1,675 × 10⁻²⁷ | Noyau |
| Électron | −1,6 × 10⁻¹⁹ | 9,11 × 10⁻³¹ | Cortège électronique |
Les trois particules fondamentales
3. Notation d'un nucléide et isotopes
Un atome se note AZX. Z est le numéro atomique : nombre de protons, égal au nombre d'électrons dans l'atome neutre — c'est lui qui définit l'élément. A est le nombre de masse : nombre de nucléons. Le nombre de neutrons vaut donc N = A − Z. Exemple : 5626Fe possède 26 protons, 26 électrons et 30 neutrons. Pour un ion, seul le nombre d'électrons change : Fe2+ a perdu deux électrons (24 électrons) mais garde ses 26 protons.
Atomes d'un même élément (même Z) qui diffèrent par leur nombre de neutrons, donc par A. Ils ont les mêmes propriétés chimiques mais des masses différentes : 1H, 2H (deutérium), 3H (tritium) ; 12C, 13C, 14C.
La masse atomique moyenne d'un élément est la moyenne des masses de ses isotopes pondérée par leur abondance : M = Σ(xi × Mi)/100. Pour le chlore, avec 75 % de 35Cl et 25 % de 37Cl, on obtient (75 × 35 + 25 × 37)/100 = 35,5 g/mol. À l'examen, on demande souvent l'opération inverse : retrouver les abondances à partir de la masse moyenne (deux inconnues, x1 + x2 = 100).
4. Mole, masse molaire et unité de masse atomique
Les masses atomiques (10−24 à 10−27 g) sont impraticables : on compte les particules par paquets. La mole est la quantité de matière contenant autant d'entités qu'il y a d'atomes dans 12 g de carbone 12, soit le nombre d'Avogadro NA = 6,022 × 1023 mol−1. La masse molaire M (g/mol) est la masse d'une mole ; la quantité de matière se calcule par n = m/M, et le nombre de particules par N = n × NA. Pour un gaz, dans les conditions normales (0 °C, 1 atm), une mole occupe le volume molaire Vm ≈ 22,4 L.
Douzième de la masse d'un atome de carbone 12 : 1 u.m.a. = 1/NA g ≈ 1,66 × 10−24 g. Le proton pèse environ 1,0073 u.m.a. et le neutron 1,0087 u.m.a., d'où l'approximation A ≈ masse en u.m.a.
5. Défaut de masse et énergie de cohésion du noyau
La masse d'un noyau est toujours inférieure à la somme des masses de ses nucléons pris séparément. Cette différence Δm est le défaut de masse ; elle correspond, par la relation d'Einstein E = Δm × c2, à l'énergie de cohésion qui maintient le noyau assemblé. Rapportée au nombre de nucléons, l'énergie de liaison par nucléon est maximale pour les noyaux de masse intermédiaire (autour du fer), ce qui explique que la fusion des noyaux légers et la fission des noyaux lourds libèrent de l'énergie. Dans les programmes SVI, ce point est généralement introduit brièvement avec la radioactivité.
- Atome neutre : Z protons, Z électrons, N = A − Z neutrons ; la masse est concentrée dans le noyau.
- Le proton est environ 1 836 fois plus lourd que l'électron ; proton et neutron ont des masses voisines.
- Isotopes = même Z, A différent ; masse atomique moyenne = moyenne pondérée par les abondances.
- 1 mol = 6,022 × 10²³ entités ; n = m/M ; 1 u.m.a. = 1/Nₐ g ≈ 1,66 × 10⁻²⁴ g.
- Défaut de masse Δm → énergie de cohésion E = Δm·c².
Les QCM d'atomistique (FSR, FSSM, FST) ouvrent presque toujours sur un nucléide à décomposer (protons, neutrons, électrons d'un ion) et un calcul d'abondances isotopiques. Piège classique : confondre nombre de masse A et masse molaire, ou oublier que dans un cation le nombre d'électrons diminue alors que Z ne change pas. Entraîne-toi à convertir grammes → moles → nombre de molécules → nombre d'atomes sans sauter d'étape.