2nde. I. Les éléments chimiques dans l’Univers

Les élèves doivent savoir
  • Connaître la constitution d’un atome et de son noyau.
  • Connaître et utiliser le symbole AX. Savoir que l’atome est électriquement neutre.
  • Connaître le symbole de quelques éléments. Savoir que la masse de l’atome est pratiquement égale à celle de son noyau.
  • Savoir que le numéro atomique caractérise l’élément.
  • Mettre en œuvre un protocole pour identifier des ions.
  • Pratiquer une démarche expérimentale pour vérifier la conservation des éléments au cours d’une réaction chimique.
  • Dénombrer les électrons de la couche externe.
  • Connaître et appliquer les règles du « duet » et de l’octet pour rendre compte des charges des ions monoatomiques usuels.
  • Utiliser la classification périodique pour retrouver la charge des ions monoatomiques.

Au sein des étoiles se forment des éléments chimiques qui font partie des constituants de l’Univers. La matière qui nous entoure présente une unité́ structurale fondée sur l’universalité́ des éléments chimiques.

Mise en situation

L’un des livres d’astrophysique les plus célèbres est « poussière d’étoile » écrit par l’astrophysicien canadien Huber Reeves. Il y dit que nous sommes tous fait de « poussière d’étoile » et que les atomes qui nous constituent ont été un jour formés dans les étoiles avant d’être dispersés dans l’Univers, de servir à la formation de la Terre avant de finalement devenir nos constituants. Comment est-ce possible ? De quoi sont formés les atomes et sont-ils vraiment immuables ?

 Structure de l’atome

En classe de 3e nous avons vu que la notion d’atome, originellement évoquée par le philosophe grec Démocrite environ 400 ans avant J.C., a été affinée à partir de la fin du XVIIIe siècle.

Au début du XIXe siècle, le physicien anglais John Dalton parvient à déterminer la masse d’un certain nombre d’atome et commence un classement de ceux-ci. Il se rend compte que tous les atomes d’un même élément sont identiques entre eux mais les atomes de chaque sorte d’élément sont différents.

A la fin du XIXe siècle, le russe Dimitri Ivanovitch Mendeleïev élabore la classification périodique des éléments qui classe les différents éléments chimiques par masse croissante et par famille chimique en fonction de leurs propriétés.

Quelques années plus tard, en 1897, le physicien anglais Joseph John Thomson découvre l’électron, une particule de charge négative qui se trouve à l’intérieur de l’atome. Il pense que celui-ci est réparti à l’intérieur de l’atome à l’image des grains de raisins à l’intérieur d’un pudding, donnant naissance au modèle nommé « pudding de Thomson ».

C’est un autre physicien anglais, Ernest Rutherford, qui va découvrir le noyau, positif, de l’atome en 1912 et concevoir le modèle planétaire : le noyau positif est au centre de l’atome et les électrons tournent autour du noyau comme les planètes du système solaire tournent autour du Soleil.

Afin de pouvoir expliquer certains phénomènes qui permettent aux électrons d’émettre de la lumière lorsqu’ils reçoivent de l’énergie, le physicien danois Niels Bohr va modifier ce modèle dés 1913 et concevoir une répartition des électrons sur des couches électroniques concentriques, à l’image des couches qui se superposent dans un oignon.

Dès 1921, Rutherford, qui a travaillé avec Bohr, pense qu’il existe dans le noyau deux sortes de particules, nommées nucléons : des particules positives nommées protons et des particules neutres nommées neutrons. Il faudra attendre 1932 pour qu’un autre physicien britannique, James Chadwick, qui était l’assistant de Rutherford, découvre effectivement le neutron.

Au début des années 1930, le physicien autrichien Erwin Schrödinger va introduire la notion d’onde dans le fonctionnement interne des atomes et élaborer les bases d’une nouvelle physique : la mécanique quantique. Obéissant à des règles totalement différentes de celle du monde macroscopique où nous vivons, la mécanique quantique est souvent contre-intuitive et Schrödinger tente de l’expliquer par sa célèbre représentation d’un chat dans une boite, expérience nommée « le chat de Schrödinger ».

Les deux représentations de l’atome, selon Bohr et selon Schrödinger sont valables et représentent deux facettes d’une même réalité physique.

Il faut garder à l’esprit que l’atome est tellement petit que personne ne peut « voir » un atome réellement. Les modèles ne servent donc qu’à donner une image de la réalité pour faciliter la compréhension de certains phénomènes.

modèle atome

Nous retiendrons que l’atome est formé d’un noyau central autour duquel « tournent » des électrons qui constituent le cortège électronique. Les électrons portent une charge électrique négative.

Le noyau est positif et contient deux sortes de particules qui font partie des la famille des nucléons : les protons, positifs, et des neutrons, électriquement neutres (charge électrique nulle).

Un atome est toujours électriquement neutre : les charges portées par les électrons (négatives) doivent donc compenser les charges portées par les protons (positives).

La charge élémentaire d’un proton ou d’un électron ont donc la même valeur absolue (au signe près) :  e = 1,60\times 10^{-19}C (Coulomb)

Voici les caractéristiques des particules de l’atome :

Se trouve dans Masse Charge électrique
Electron Cortège électronique  9,109\times 10^{-31}kg  -1,60\times 10^{-19}C
Proton Noyau  1,672\times 10^{-27}kg  +1,60\times 10^{-19}C
Neutron Noyau  1,675\times 10^{-27}kg 0

On constate que les masses du proton et du neutron sont très proches et bien supérieures à celle de l’électron. Donc l’essentiel de la masse d’un atome sera concentré dans son noyau.

D’autre part, le noyau d’un atome a une dimension de l’ordre 10-15 m alors que le diamètre d’un atome est de l’ordre de 10-10 m (environ 0,1 nm). Le noyau est donc environ 100 000 plus petit que l’atome. On en déduit qu’un atome est essentiellement constitué de vide. On dit donc que c’est une structure lacunaire.

Symbole et composition d’un atome

Chaque élément chimique est identifié par un symbole, comme vu en classe de 4e. Ces symboles se retrouvent dans la classification périodique des éléments et commencent toujours par une majuscule, éventuellement suivie d’une minuscule quand la première lettre a déjà été utilisée.

La classification périodique des éléments :

tableau periodique

Pour le noyau d’un atome, deux informations sont associées à chaque symbole d’atome :

  • Le numéro atomique, noté Z, situé en bas du symbole. Il sert à classer les éléments chimiques et représente le nombre de protons du noyau et, donc, le nombre d’électrons du cortège électronique puisque ces deux nombres sont identiques.
  • Le nombre de masse, noté A, est situé en haut du symbole, représente le nombre de nucléons du noyau, donc le nombre de proton + le nombre de neutrons.
  • On peut donc en déduire le nombre de neutrons, noté N, d’un atome par l’opération : N = A – Z

Le noyau d’un atome sera symbolisé de la façon suivante : {}_{Z}^{A}X

Exemple : le noyau de l’atome d’oxygène porte le symbole . Cet atome possède donc 8 protons (nombre du bas, Z) et 16 nucléons (nombre du haut, A). Son nombre de neutrons est donc de N = 16 – 8 = 8 neutrons.

Plusieurs variétés d’atomes : les isotopes

En regardant la classification périodique des éléments ci-dessus, vous avez peut-être constaté que la masse molaire atomique d’un élément, situé au dessus du symbole de celui-ci, n’était pas toujours un nombre entier et ne correspond pas exactement au nombre de masse. C’est du au fait qu’un même élément chimique peut avoir plusieurs isotopes.

Les isotopes d’un élément chimique sont des atomes qui ont le même nombre de protons et, donc, d’électrons, mais pas le même nombre de neutrons.

Exemple : pour le carbone, il existe plusieurs isotopes :

  • {}_{6}^{12}C: aussi appelé carbone 12 est l’isotope le plus commun et représente 98,93 % des atomes de carbone. Il est stable, donc ne se modifie pas dans le temps. Il possède 6 neutrons dans son noyau.
  • {}_{6}^{13}C: aussi appelé carbone 13 est un isotope qui représente 1,07 % des atomes de carbone. Comme le carbone 12 il est stable mais possède 7 neutrons dans son noyau.
  • {}_{6}^{14}C: aussi appelé carbone 14 est un isotope présent à l’état de traces. Son noyau possède 8 neutrons et est radioactif. Comme il se décompose au cours du temps de façon régulière, on l’utilise pour la datation (datation au carbone 14).

Répartitions des électrons dans l’atome

Le nombre d’électrons dans un atome est égal à son numéro atomique et donc au nombre de protons qu’il y a dans le noyau. Selon le modèle de Bohr, ces électrons vont se répartir dans des couches successives, appelées couches électroniques, autour du noyau. Ces couches électroniques portent les noms de K, L, M, N… et sont numérotées n = 1, 2, 3, 4…

Chaque couche peut contenir au maximum 2×n2 électrons. Donc 2 (2×12) électrons pour la couche L, 8 (2×22)pour la couche L, 18 (2×32) pour la couche M…

La répartition des électrons dans les différentes couches électroniques est nommée structure électronique de l’atome.

Les électrons se répartissent en commençant par remplir les couches internes avant d’occuper les couches périphériques (extérieures). On indique la répartition des électrons en écrivant le nom de la couche entre parenthèse et en indiquant le nombre d’électrons qu’il contient en exposant.

Exemples 
Pour le carbone           C (Z = 6)          :      (K)2(L)4
Pour le soufre               S (Z = 16)       :      (K)2(L)8(M)6

couches klm

Les gaz nobles

La dernière colonne de la classification périodique des éléments contient une famille d’éléments nommés « gaz nobles » (ou gaz rares). Ce sont tous des gaz qui sont particulièrement stables et leur couche externe contient deux (duet) ou huit (octet) électrons.

Les autres éléments vont essayer de « copier » la structure électronique périphérique des gaz nobles pour atteindre leur stabilité. Pour cela ils ont plusieurs solutions : donner ou capturer des électrons pour devenir des ions ou former des liaisons avec d’autres atomes pour « partager » des électrons.

Les ions monoatomiques

Vous avez vu, en classe de 3e, que les ions monoatomiques sont des atomes qui ont gagné ou perdu un, ou plusieurs, électrons.

Remarque : certains ions sont des associations de plusieurs atomes qui se partagent des électrons supplémentaires, comme l’ion sulfate , ce ne sont pas des ions monoatomiques.

Les électrons gagnés ou perdu par les ions monoatomiques vont leur permettre d’avoir leur couche électronique périphérique qui a la même composition que le gaz noble le plus proche (dans la classification périodique des éléments), donc avec 2 électrons (pour ressembler à l’Hélium) ou 8 électrons (pour les autres gaz nobles). On nomme cela la règle du duet ou de l’octet.

Ainsi, les éléments de la première colonne de la classification, n’ont qu’à perdre un électron pour avoir la couche électronique périphérique identique au gaz rare de la fin de la ligne précédente. Ils vont donc perdre très facilement un électron et devenir des ions positifs, aussi appelés cations. Cette famille d’éléments est appelée Métaux Alcalins (ou simplement alcalins) et est très réactive. Ils sont à manipuler avec précaution quand ils sont à l’état pur car ils ont tendance à exploser au contact de l’eau ! Les plus courants sont les ions Lithium Li+, Sodium Na+ et Potassium K+.

Remarque : L’ion hydrogène est un cas à part car il ne peut pas rester seul au vu de sa très grande réactivité. En solution aqueuse il est toujours associé à une molécule d’eau pour former l’ion hydronium H3O+. Il est même capable de gagner un électron pour avoir la même couche électronique que l’hélium quand il forme un ion hydrure H.

ions monoatomiques

Une autre famille très réactive est celle de l’avant dernière colonne (la 17e) de la classification périodique, la famille des halogènes. Il ne manque à ceux-ci qu’un électron pour avoir la même structure périphérique que le gaz noble qui les suit. Ils vont donc facilement capturer un électron et devenir ainsi des ions négatifs, aussi appelés anions. Les halogènes sont également très réactifs et les plus courants sont les ions Fluorure F, Chlorure Cl, Bromure Br et Iodure I. Vous aurez remarqué que sous leur forme ionique on ajoute le suffixe –ure à leur nom.

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