Les atomes

Cette page est tirée du chapitre 3 du Cours de Physique "Découvrir et comprendre la physique avec Richard Feynman", enseigné à l’Université Tous Ages de Vannes.

 

Toutes les choses sont faites d’atomes, petites particules qui se déplacent en mouvement perpétuel, s’attirant mutuellement à petite distance les unes des autres, et se repoussant lorsque l’on voudrait les faire se pénétrer

 

La  matière est faite d’atomes. Si dans un cataclysme, toute notre connaissance scientifique devait être détruite, et qu’une seule phrase passe aux générations futures, quelle affirmation contiendrait le maximum d’information dans le minimum de mots ? Richard Feynman, Prix Nobel de physique, pense que c’est le fait atomique, qui peut être énoncé comme suit :

Du continu au discontinu

Mais comment concilier l’expérience éprouvée par chacun d’entre nous, qui nous convainc du caractère éminemment continu des choses faites de matière, avec l’idée bizarre d’une matière constituée de sortes de minuscules billes solides ? Cette apparente contradiction a longtemps divisé la communauté des physiciens, pour n’être définitivement résolue que dans les années 1910-1920.

Il s’agit là d’une longue, très longue histoire. Puisque je suis un hydraulicien, je vais pour vous la conter m’appuyer sur le cas de la substance qui est le constituant fondamental de la matière vivante et du milieu physique dans lequel nous vivons : l’eau.

Les anciens ont longtemps considéré que l’eau était un élément pur. Bien sûr, tout cela était entièrement faux. Toutefois, la formulation et l’élaboration du concept selon lequel la complexité est fabriquée à partir de la simplicité se sont avérés comme une étape conceptuelle d’une grande importance.

À gauche, les quatre éléments selon les anciens Grecs,
À droite la version chinoise de Lao-Tseu (600 av. J-C)
( Source: Peter Atkins: Le doigt de Galilée, Dunod, 2004)

La supposition de l’existence d’éléments, même si ce n’étaient pas les bons, stimula la question de savoir si la matière était continue ou discrète ? En d’autres termes, la matière peut-elle être divisée à l’infini e n morceaux toujours plus petits, ou bien est-elle discrète, et dans ce cas, sa division nous amènerait finalement à la pièce indivisible, l’atome ?

La balance se révéla être la clé. Dans les mains d’Antoine de Lavoisier (1743-1794), la balance du chimiste devint le scalpel permettant de pénétrer les mystères de la matière.

Une balance classique de chimiste

Lavoisier reconnut ainsi que l’eau était un composé de deux éléments, l’hydrogène et l’oxygène, unis selon une proportion immuable : 2,016 g d’hydrogène pour 16 g d’oxygène.

Cette détermination aussi précise a été faite en pesant les quantités d’oxygène et d’hydrogène que libère l’eau par électrolyse. La décomposition de l’eau en ses éléments constitutifs, par le passage d’un courant électrique, ne fut correctement interprétée qu’en 1834 par Michael Faraday (1791-1867). De telles expériences ne furent possibles aux chimistes qu’après 1800, lorsque Alessandro Volta(1745-1827) eût découvert la pile électrique, premier moyen effectif de produire un véritable courant électrique. Elle est confirmée par la mesure des poids d’hydrogène et d’oxygène qui se combinent pour former l’eau.

Ce premier pas allait être suivi de beaucoup d’autres, qui mettaient peu à peu en évidence la régularité des masses des éléments qui se combinent ensemble.

Il se trouve qu’en 1787, un instituteur anglais, John Dalton (1766-1844) était passionné de météorologie, et allait de ce fait accumuler en quelques 50 ans plus de deux cent mille observations et mesures du temps dans sa région. Mais de plus, il fut conduit à cause de cette passion à poursuivre des études à propos de différents phénomènes ainsi que d’instruments utilisés pour les mesurer. En étudiant les propriétés physiques de l’air atmosphérique et d’autres gaz, Dalton en arriva à supposer pour la première fois que la matière est composée d’atomes de différentes masses et qu’ils se combinent en respectant des proportions massiques simples. En 1807, il publia son œuvre qu’il intitula « Un nouveau système de philosophie chimique ». Dans ce livre, il énonce la liste des masses atomiques de certains éléments connus par rapport à la masse de l’hydrogène.

Fac-similé d’une table originale
publiée par Dalton en 1835
(Source: Peter Atkins, ibid)

Cette liste n’était pas tout à fait correcte, mais elle formait la base de la table périodique des éléments dont le chimiste russe Dimitri Mendéléiev (1834-1907) allait avoir l’intuition extraordinaire en 1869, lorsqu’il présenta au monde en 1869 une première version d’une classification des 61 éléments chimiques connus à son époque. 

La forme actuelle du tableau périodique est organisée en 18 colonnes (les groupes chimiques) et en rangées (les périodes).

La forme actuelle du tableau périodique des éléments
(Source: Peter Atkins, ibid)

Le tableau s’allonge continuellement. L’uranium (U92) a ainsi le numéro atomique Z = 92. Au-delà, et on est arrivé à 110 éléments, on parle de transuraniens, qui sont des éléments artificiels que l’on ne trouve pas dans la nature. Ils sont formés lors d’expériences de physique nucléaire, et sont instables.

Mendéléiev avait construit son tableau de manière empirique. Il ignorait tout de la structure des atomes et ne pouvait avoir aucune idée des fondations de ce tableau. Nous avons aujourd’hui cette compréhension. Mon but sera donc de vous faire découvrir que le tableau est un portrait de ce qu’on appelle le remplissage des niveaux d’énergie de l’atome.

Mais l’accès à cette connaissance exige au préalable d’en savoir davantage sur la structure réelle des atomes. Toutefois, ce que nous constatons déjà, c’est que la chimie est au cœur de la compréhension de la matière, et qu’au cœur de la chimie se trouvent les atomes.

 

L’électron

Dès lors que l’on a pris conscience que les bases constitutives de la matière se limitent à un certain nombre d’atomes (92 au total) qui peuvent s’associer entre eux pour donner des corps composés tels que l’eau H2O, le dioxyde de carbone CO2, la question qui vient ensuite à l’esprit est de savoir quel est le mécanisme régissant l’association de ces atomes ? Pourquoi un atome de carbone attire-t-il un ou peut-être deux atomes d’oxygène, mais jamais trois ? Quelles sont les forces qui maintiennent l’assemblage de ces atomes ?

Au chapitre 2, (L’énergie),  nous avons évoqué une première forme d’interaction entre deux quantités de matière. Deux masses m et m’ s’attirent mutuellement, et cette attraction varie en raison inverse du carré de leur distance. Une attraction qui a reçu le nom de gravitation. Disons tout de suite que dans le cas de l’interaction entre des atomes, il s’agit d’un autre type de force. La gravitation est bien trop faible.

 Le premier qui obtint une information sur la question fut le savant anglais Joseph J. Thompson (1856-1940). En 1897, étudiant la circulation d’un courant électrique dans un gaz raréfié, sous haute tension (le principe du tube cathodique ou encore des lampes fluorescentes), il montra que ce courant électrique était constitué par des flux de particules. Des « ions » en quelque sorte, en référence au phénomène d’électrolyse décrit par Faraday. Thompson put ainsi isoler des particules chargées négativement qu’il baptisa électrons et dont il parvint à mesurer le rapport q/m de la charge électrique q à la masse. m. La valeur exacte de q, prise isolément, resta inconnue pendant une dizaine d’années encore.

Les rayons cathodiques sont constitués d’électrons

Il ne pouvait par contre pas encore identifier en 1897 les corpuscules portant une charge électrique positive qui étaient en fait des rayons α, c’est-à-dire des atomes d’hélium ayant perdu leurs électrons.

La charge portée par un électron fut obtenue pour la première fois en 1911 par le physicien américain Robert Millikan, demeuré célèbre pour cet exploit. Les constantes physiques ainsi déterminées, extrêmement faibles évidemment, sont les suivantes :

Le coulomg est l’unité de charge électrique, définie par la relation: q = it
1 coulomb = 1 Ampère x 1 seconde

Les conséquences de la découverte de J.J. Thompson étaient capitales : 
  1. Les atomes ne constituent pas le découpage ultime de la matière. Ils possèdent eux-mêmes une structure interne. Ils sont sécables, puisque des électrons peuvent en être éjectés.
  2.  La voie pour expliquer la nature des forces d’interaction entre les atomes était ouverte. On allait comprendre qu’il s’agissait de forces électriques.

 

Le noyau atomique

Mais une grande perplexité régnait sur la manière dont les électrons étaient disposés dans l’atome. Et d’abord, quelles charges positives venaient équilibrer électriquement la matière ?

Le problème fut en grande partie résolu en 1910 par un collaborateur de J.J. Thomson, le néo-zélandais Ernest Rutherford (1871-1937). Ses recherches sur la radioactivité et les émissions radioactives lui avaient permis de démontrer que les particules du rayonnement alpha, qu’il avait identifiés en 1899 comme étant des atomes d’hélium ayant perdu leurs électrons, étaient chargées positivement. Il utilisa cette dernière connaissance dans la réalisation de l’expérience qui allait se révéler fondamentale. Projetant des rayons α sur une mince feuille d’or, il montra que si de nombreux rayons α traversaient sans encombre la feuille, quelques uns étaient déviés d’un très fort angle, certains étant même carrément renvoyés vers l’arrière. Le taux d’apparition de ces évènements était extrêmement bas, de l’ordre de un sur dix mille.

L’expérience de Rutherford

Ce résultat révèle que, même dans un métal aussi dense que l’or, la majeure partie du volume occupé est vide de matière, à l’exception de quelques centres minuscules et lourds sur lesquels rebondissent les quelques rayons α qui ont la malchance d’en rencontrer. On appellera noyaux atomiques ces centres denses.

 

Le proton

Au début du XXe siècle, il devint donc clair que l’électron n’était pas la seule particule subatomique découverte. Le noyau de l’atome d’hydrogène, le plus simple de tous les atomes, est formé d’une seule particule subatomique, le proton.

Cette particule, qui n’est autre que l’ion H+ (atome d’Hydrogène ayant expulsé son unique électron), est l’entité responsable des propriétés des acides.

La masse atomique

L’idée géniale de Dalton d’attribuer à chaque espèce d’atome une masse le caractérisant et d’en inférer que les atomes se combinent en respectant alors des proportions massiques simples a été développée systématiquement à partir du moment où l’on a disposé d’un instrument de mesure permettant de déterminer la masse atomique de chaque atome. Cet instrument, c’est le spectromètre de masse, un perfectionnement du dispositif de J.J. Thomson. Il permet des évaluations précises du rapport q/m d’ions de masse m et de charge q.

Cette méthode conduit donc à une échelle relative des masses atomiques de tous les atomes connus. Par convention, on exprime les masses atomiques en multiples de la masse d’un proton, et le nombre sans dimension ainsi obtenu est appelé nombre de masse A. Ainsi, pour l’atome d’hydrogène qui ne contient qu’un seul proton et un seul électron, le nombre de masse A sera égal à 1. Tous les atomes sont donc caractérisés par deux nombres sans dimension Z et A :

  • Z, le numéro atomique, est le nombre d’électrons, et donc également de protons.
  • A, le nombre de masse, est la masse atomique exprimée en multiples de la masse de référence choisie, à savoir celle d’un proton.

 

Intéressons nous maintenant à l’atome d’hélium, un gaz rare sur Terre, mais un constituant majeur du Soleil, et qui joue un rôle important en météorologie puisqu’il est utilisé pour gonfler les ballons sondes permettant de mesurer les caractéristiques de l’atmosphère.

Cette figure, extraite d’un tableau de Mendeleiev,
fournit ce du’il faut savoir de l’helium.
La photo montre le lancementd’un ballon sonde.
(Source: http://www.citesciences.fr)

Dans le tableau périodique, l’hélium occupe la case située dans la première rangée (première période) et la dix-huitième et dernière colonne (dernier groupe, celui des gaz rares : He, Ne, Ar, Kr).

Son numéro atomique est : Z = 2

Sa masse atomique est : A = 4

L’hélium est le second élément du tableau périodique (Z = 2). Un atome d’hélium contient donc 2 électrons, et 2 protons.

Les mesures de masse atomique conduisent au nombre de masse A = 4. Les 2 protons ne représentent donc que la moitié de la masse du noyau d’hélium. Comment expliquer la présence de l’autre moitié ?

L’explication fut apportée par des expériences effectuées de 1930 à 1932 par I. et F. Joliot-Curie, puis par James Chadwick. Ces expériences démontrèrent l’existence d’une nouvelle particule, dépourvue de charge électrique, et de masse très voisine de celle du proton. Ces particules très pénétrantes furent appelées des neutrons (symbole n).

Le noyau de l’atome d’hélium est donc constitué de 2 protons et de 2 neutrons.

Les  isotopes

Après la découverte du neutron et de son rôle constitutif dans la matière (y ajouter de la masse, et donc de l’énergie), on s’est rapidement aperçu que le nombre de neutrons dans une même variété d’atomes pouvait légèrement varier.

 Ces variétés d’un même élément présentent exactement les mêmes propriétés chimiques puisque le nombre des électrons externes est rigoureusement le même. Par contre, leur masse diffère très légèrement. On nomme ces variétés des isotopes.

Certains isotopes sont stables, d’autres instables (radioactifs). Le radiocarbone 14C ou carbone 14, est l’un de ces éléments radioactifs. Cet isotope du carbone fut découvert presque fortuitement en 1934 lorsque le physicien Américain F.N.F. Kurie exposa de l’azote à un flux de neutrons. Mais c’est Willard Franck Libby qui, en 1946, émit l’idée d’une production continue de cet isotope dans la nature. Une partie des neutrons créés dans l’atmosphère par les rayons cosmiques interagissent avec l’azote de l’air pour former un isotope radioactif du carbone selon la réaction:

Les deux autres isotopes du carbone sont stables. Ce sont le carbone 12 et le carbone 13 présents respectivement dans la proportion de 98,89% et de 1,108%. On voit donc que la proportion de carbone 14 est extrêmement faible : de l’ordre de 0,002 %

 Que signifie cette instabilité ? Que spontanément, les atomes de carbone 14 vont disparaître pour laisser apparaître de nouveaux atomes stables. On appelle ce processus naturel une transmutation radioactive. Le carbone 14 se transmute ainsi en azote, en émettant un rayonnement β (un électron), selon la réaction nucléaire :

On appelle période de demi-vie le temps au bout duquel la masse initiale de l’élément radioactif a diminué de moitié. Cette période est une constante pour chaque élément radioactif. On assiste donc à une décroissance exponentielle. Pour ce qui concerne le carbone 14, elle est très lente, puisque sa période est de 5570 ans.

 

 

Décroissance exponentielle de l’activité du carbone 14
Le taux de radioactivité naturelle du carbone 14 aujourd’hui
est de 13,6 désintégrations par minute et par gramme (dpm/g)

Pour que l’activité spécifique de 13,6 dpm/g de carbone reste constante, il faut que le système d’échange matière carbonée-atmosphère reste ouvert. S’il se ferme pour une cause quelconque, telle que la mort de l’organisme ou la précipitation de calcaire, la teneur en 14C va immédiatement commencer à décroître et continuera à le faire régulièrement jusqu’à la disparition totale des isotopes radioactifs qui ne sont plus renouvelés.

Donc la teneur en radiocarbone sera d’autant plus basse qu’il se sera écoulé plus de temps depuis l’interruption de l’échange avec la source de radiocarbone.

 Dater un échantillon par le carbone 14 consistera donc à mesurer sa teneur en carbone 14 au moyen d’un spectroscope de masse, et à la comparer à celle qu’il avait lors de sa formation, connue car on pense que pour les 40.000 dernières années, le taux d’activité naturelle de 13,6 dpm/g n’a pas varié.

 

La taille des atomes

Jusqu’ici, nous savons seulement que les briques élémentaires constitutives de la matière que sont les atomes ont bien certainement une taille microscopique. Mais nous n’avons jamais pu mesurer la taille d’un atome, car nous n’en n’avons jamais vu, même au microscope. Les meilleurs microscopes optiques, avec un grossissement de 2000, sont encore loin du compte pour nous faire apercevoir les atomes.

Il va donc nous falloir user d’une méthode indirecte pour trouver au moins un ordre de grandeur de la taille de ces invisibles atomes. On a vu qu’à l’origine de l’hypothèse atomique se trouvent les réflexions de Dalton. Ce sont encore les théories de ce même Dalton qui, à la lumière des travaux du chimiste français Gay-Lussac, conduisirent Amedeo Avogadro (1776-1856) à énoncer en 1811 sa fameuse hypothèse : « Des volumes égaux de substances gazeuses, à pression et température égales, contiennent des nombres égaux d’atomes.». En 1811, le langage scientifique n’est pas encore fixé. Alors que Dalton ne parle que d’atomes, Avogadro n’utilise que le terme de molécules. Ce que nous appelons atome, il le nomme molécule constituante. Ce que nous appellerons molécule dans le chapitre suivant, il le nomme molécule intégrante.

La définition actuelle du nombre introduit par Avogadro est la suivante :

Il existe une dizaine de méthodes fondées sur des principes différents (viscosité des gaz, répartition des grains d’une émulsion, diffusion des rayons X, etc.) qui furent utilisées avec succès par Jean Perrin en 1910, pour déterminer la valeur du nombre d’Avogadro N. Elles sont toutes concordantes, et conduisent à l’estimation suivante :

Par ailleurs on sait (ou on devrait savoir) que la loi des gaz parfaits conduit à la conclusion suivante : « Une mole de gaz (c’est-à-dire une molécule-gramme) occupe un volume de 22,4 litres dans les conditions normales de pression et de température (1015 hPa et 0°C) ».

Nous avons vu que la masse atomique de l’hydrogène est 1. Nous verrons dans un chapitre ultérieur que l’hydrogène se trouve à l’état de molécules diatomiques H2. On en déduit donc que 2 grammes d’hydrogène (1 mole) occupent dans les conditions normales un volume de 22,4 litres, soit dans le système d’unités légales (kg et m3) un volume de 0,0224 m3 pour 0,002 kg d’hydrogène.

Par conséquent, 2000 . 6,023 . 1023 = 6,023 . 1026 atomes d’hydrogène occupent (dans les mêmes conditions) un volume de 0, 0224 m3.

Un simple quotient permet de conclure qu’un atome d’hydrogène occupe un volume dont l’ordre de grandeur est celui d’un cube de 2 à 3 fois 10-10 m de côté. Un tel exposant égal à -10 ne vous dit certainement pas grand-chose. Il est beaucoup plus impressionnant d’exprimer la même longueur en vous disant qu’il s’agit de un dixième de millième de millionième de mètre. Cette longueur s’appelle un angström. Un mètre est égal à 10 milliards d’angströms.

Structure de l’atome ?

Réfléchissez maintenant au fait que presque toute la masse d’un tel atome, c’est-à-dire toute la matière qu’il constitue, est concentrée dans un plus minuscule encore noyau central, dix mille fois plus petit !

L’espace qui entoure ce noyau, sur une distance de dix mille fois son diamètre, n’est occupé que par une poignée d’électrons, six par exemple pour l’atome de carbone. Votre corps est ainsi essentiellement vide, bien que vous paraissiez substantiel. Au sens propre, vous êtes vide, vous pensez avec un cerveau presqu’entièrement vide, vous êtes vêtu de vide, vous mangez du vide, vous êtes assis sur du vide. ( J’ai emprunté ce paragraphe  à Peter Atkins, dans son ouvrage déjà cité).

Ce vide autour du noyau est pourtant le siège de la personnalité d’un élément. C’est la poussière d’électrons qui occupe le quasi-vide qui est le seul acteur de toutes les réactions chimiques. Le noyau est seulement impliqué (par  définition !) dans les réactions nucléaires, c’est-à-dire dans les phénomènes de radioactivité naturelle ou provoquée.

Mais la manière dont les électrons sont arrangés autour du noyau resta longtemps une énigme.

Pire, les physiciens s’égarèrent longtemps sur une fausse piste, balisée pour la première fois par Niels Bohr en 1912, lorsqu’il suggéra un modèle d’atome planétaire, avec des électrons orbitant autour d’un noyau central. Cette conception est tout simplement fausse et relève de la science-fiction.

La source de cette erreur est que les électrons ne sont pas des particules au sens classique du terme. L’incompréhension fut dissipée en 1926, lorsque Erwin Schrödinger (1887-1961) publia quatre célèbres articles dans ce qu’il appelait « une bouffée tardive d’érotisme » et qu’il écrivit au cours de vacances avec sa maîtresse. Comme l’a écrit Richard Feynman, cette théorie de Schrödinger, dénuée de sens commun, permettait d’expliquer le comportement peu ordinaire des électrons à l’intérieur de la matière. A cette théorie apparemment farfelue, mais apparemment seulement, fut donnée le nom de théorie quantique.

 

 

 

Une Réponse to “Les atomes”

  1. Les media annoncent une avancée considérable de la méthode de datation par le carbone 14 « Partager pour Comprendre Says:

    [...] Revisiter cette page. [...]

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