Structure de l'atome

L’atome est la plus petite unité constitutive de la matière, composée d’un noyau central et d’un nuage électronique.

• Noyau : constitué de protons (chargés positivement) et de neutrons (sans charge).
• Nuage électronique : composé d’électrons (chargés négativement) en mouvement autour du noyau.
• L’atome est globalement électriquement neutre, sauf dans le cas des ions.

• Proton : charge positive +1, masse proche de 1 u (unité de masse atomique).
• Neutron : charge nulle, masse proche de 1 u, influence la stabilité nucléaire.
• Électron : charge négative -1, masse négligeable par rapport au proton/neutron.

• Z : numéro atomique, nombre de protons dans le noyau.
  • Détermine l’identité chimique de l’atome (ex : Z=6 → carbone).
• A : nombre de masse, somme des protons + neutrons dans le noyau.
  • $A = Z + N$ où $N$ est le nombre de neutrons.
• Notation d’un isotope :
  ${}^{A}_{Z}X$
  où $X$ est le symbole chimique, $Z$ le numéro atomique, $A$ le nombre de masse.

• Atomes d’un même élément (même Z) mais avec un nombre différent de neutrons (différent A).
• Propriétés chimiques identiques, propriétés physiques et nucléaires différentes.
• Exemples :
  • Carbone-12 (${}^{12}_6C$) et Carbone-14 (${}^{14}_6C$).
• Certains isotopes sont stables, d’autres radioactifs (instables).
• Utilisation : datation au carbone 14, médecine nucléaire, etc.

• Atomes ou groupes d’atomes ayant gagné ou perdu des électrons, donc chargés électriquement.
• Cation : ion chargé positivement (perte d’électrons).
• Anion : ion chargé négativement (gain d’électrons).
• La charge ionique est notée en exposant :
  • Ex : Na$^+$, Cl$^-$.
• Le nombre de protons reste constant, seule la charge électronique change.

• Masse moyenne d’un atome d’un élément, exprimée en unité de masse atomique (u).
• Prend en compte la masse et l’abondance relative des isotopes naturels.
• Masse atomique relative (moyenne pondérée) :
  $M = \sum_i (f_i \times A_i)$
  où $f_i$ est la fraction isotopique, $A_i$ la masse de l’isotope $i$.
• Exemple : masse atomique du chlore ≈ 35,45 u (moyenne de ${}^{35}Cl$ et ${}^{37}Cl$).
• Masse atomique ≠ nombre de masse (A) qui est un entier.

À retenir : L’atome est défini par son nombre de protons (Z), sa masse par la somme protons + neutrons (A), et sa charge par le nombre d’électrons. Les isotopes diffèrent par leur nombre de neutrons, les ions par leur nombre d’électrons.