Parce qu’il faut bien démarrer de la base, découvrons aujourd’hui très simplement l’atome, un sujet indispensable pour bien comprendre les sciences chimiques. Toutefois, il s’agit ici d’une introduction et non d’une présentation complète : d’autres articles viendront donc par la suite détailler, au fur et à mesure, l’histoire de la découverte atomique, la structure atomique en détail, les quarks/leptons/fermions, etc…

Qu’est-ce qu’un atome ?

L’atome est, en chimie, le constituant élémentaire de toutes les substances, qu’elles soient solides, liquides ou gazeuses. A l’origine imaginé par les grecs comme la plus petite partie « indivisible » [átomos] d’un corps,  on sait depuis le début du XX°siècle qu’il est constitué de deux parties distinctes :

  • Un noyau central, lui-même constitué d’un ensemble de particules que l’on appelle nucléons. Ceux-ci sont de deux sortes : les nucléons chargés positivement (protons) et les nucléons non chargés (neutrons).
  • Des électrons, particules chargés négativement qui gravitent autour du noyau. La charge négative de l’électron est aussi appelée charge élémentaire, car c’est la plus petite charge électrique qui puisse être isolée.
Un noyau central entouré d’électrons

Ainsi, à la base, un atome se définit par deux chiffres différents : le nombre de protons (noté Z, aussi appelé numéro atomique) et le nombre de nucléons (noté A, aussi appelé nombre de masse). Logiquement, A est toujours égal à la somme des protons et des nucléons.

Par ailleurs, la masse du noyau représente la quasi-totalité (>99,9%) de la masse de l’atome, donc plus il y a de protons et de neutrons, plus l’atome est lourd.

Point important enfin : Comme l’atome est équilibré (il a le même nombre de charges positives et négatives), le nombre de protons est égal au nombre d’électrons.

Ions,  Isotopes et Isotones

Les règles de base étant posées, quelques compléments sont nécessaires pour aller plus loin.

En premier lieu, on sait que l’atome est un équilibre de charges positives et négatives ; mais sous certaines conditions (réactions chimiques notamment), l’atome peut perdre ou à l’inverse gagner un ou plusieurs électrons : il y aura donc un déséquilibre dans les charges, et l’atome sera chargé soit positivement s’il a perdu des électrons, soit négativement s’il en a gagné. Il devient alors un ion (atome chargé).

Autre exception : dans la nature, pour un même nombre de proton, il existe différents nombres de neutrons. Ainsi, pour un même élément, il existe différents ensemble d’atomes qui seront appelés isotopes. Par exemple, pour l’Uranium, on connait aujourd’hui 17 isotopes différents.

Exemples d’isotopes de l’uranium

Certains isotopes peuvent être instables et se transformer spontanément en d’autres atomes en relâchant des particules de matières (électrons, neutrons, etc…) et de l’énergie : ils sont radioactifs, on les appelle alors radionucléides ou radioisotopes. C’est le cas par exemple de l’Uranium 238.

Enfin, deux atomes qui ont le même nombre de neutrons mais un nombre différent de protons sont appelés isotones : ce sont donc deux éléments chimiques différents.  

Petit moyen mnémotechnique avec la dernière consonne :

  • Isotope (Même nombre de protons)
  • Isotone (Même nombre de neutrons)

Classement des atomes

Le nombre de proton Z définit donc l’élément, comme précisé plus haut. C’est ce principe qui permet de classer les atomes par ordre atomique, dans le Tableau périodique des éléments. La version la plus connue de celui-ci a été créé en 1869 par le Chimiste Dmitri Mendeleiev, mais il existe des versions plus abouties avec d’autres informations intéressantes, comme la masse atomique ou encore des informations sur la structure de l’atome (configuration électronique).

Ce classement va de l’Hydrogène (atome le plus léger avec un seul proton) à l’Oganesson (atome le plus lourd, avec 118 protons), et il est à noter que seuls les 94 premiers éléments sont observés naturellement sur Terre.

Un article plus détaillé sera réalisé sur le Tableau périodique des éléments mais en attendant, pour aller plus loin, n’hésitez pas à aller regarder les vidéos d’e-penser, très bien faites sur ces notions.

Pour aller plus loin :