Un atome, c'est un noyau minuscule (protons et neutrons) entouré d'électrons. Il faut savoir lire le symbole ᴬ_Z X pour compter ces particules, même dans un ion, et calculer la masse atomique moyenne d'un élément formé de plusieurs isotopes.
L'essentiel
- Le symbole ᴬ_Z X donne deux nombres. Z, le numéro atomique (en bas), est le nombre de protons. A, le nombre de masse (en haut), est le nombre de nucléons, c'est-à-dire protons + neutrons.
- Nombre de neutrons N = A − Z. Dans un atome neutre, il y a autant d'électrons que de protons (Z électrons).
- Un ion a gagné ou perdu des électrons, jamais des protons. Un cation Xⁿ⁺ a perdu n électrons : Z − n électrons. Un anion Xⁿ⁻ en a gagné n : Z + n électrons. Les neutrons ne changent pas.
- Des isotopes sont des atomes du même élément (même Z, donc mêmes propriétés chimiques) qui ont un nombre de neutrons différent, donc un A différent. Exemple : chlore 35 et chlore 37.
- La masse atomique moyenne d'un élément est la moyenne des masses de ses isotopes, pondérée par leur abondance (le pourcentage d'atomes de chaque isotope). Elle s'exprime en unités de masse atomique (u) et tombe toujours entre la plus petite et la plus grande masse, plus près de l'isotope le plus abondant.
- Les modèles de l'atome se sont succédé : Dalton (début du XIXe siècle) : sphère pleine et indivisible ; Thomson (découvreur de l'électron) : sphère positive où sont incrustés les électrons, « raisins dans un gâteau » ; Rutherford (1911) : modèle planétaire, noyau très petit, positif, qui contient presque toute la masse ; Bohr (1913) : l'électron n'occupe que certaines orbites d'énergie fixée et émet ou absorbe de la lumière en sautant de l'une à l'autre.
- Ordre de grandeur : le noyau est environ 100 000 fois plus petit que l'atome. Si l'atome avait la taille d'un stade de football, le noyau serait une tête d'épingle (environ 1 mm) au centre.
Les formules
- Nombre de neutrons
- N = A − Z
- A : nombre de masse ; Z : numéro atomique
- Électrons d'un ion
- Xⁿ⁺ : Z − n électrons ; Xⁿ⁻ : Z + n électrons
- n : charge de l'ion
- Masse atomique moyenne
- M = (p₁ × m₁ + p₂ × m₂ + …)/100
- p : abondance en % ; m : masse de l'isotope (souvent prise égale à A)
La méthode
- 1Pour un atome ou un ion : lis Z (en bas) et A (en haut) sur le symbole.
- 2Calcule les protons (Z) et les neutrons (A − Z).
- 3Calcule les électrons : Z pour l'atome neutre, Z moins la charge pour un cation, Z plus la charge pour un anion.
- 4Pour une masse moyenne : multiplie chaque masse d'isotope par son pourcentage, additionne, puis divise par 100.
- 5Contrôle : le résultat doit être compris entre les masses des isotopes, et plus proche de celle de l'isotope le plus abondant.
Un exemple résolu
Le magnésium naturel contient 79 % de ²⁴Mg, 10 % de ²⁵Mg et 11 % de ²⁶Mg (masse de chaque isotope égale à son nombre de masse). Calcule sa masse atomique moyenne. Combien de neutrons et d'électrons contient l'ion ²⁴₁₂Mg²⁺ ?
- 1.Produits : 79 × 24 = 1 896 ; 10 × 25 = 250 ; 11 × 26 = 286.
- 2.Somme : 1 896 + 250 + 286 = 2 432.
- 3.Division par 100 : M = 2 432/100 = 24,32 u.
- 4.Contrôle : 24,32 est entre 24 et 26, très près de 24, l'isotope le plus abondant.
- 5.Pour l'ion ²⁴₁₂Mg²⁺ : neutrons N = 24 − 12 = 12.
- 6.Électrons : l'ion porte deux charges positives, il a perdu 2 électrons : 12 − 2 = 10 électrons.
Réponse : M = 24,32 u ; l'ion Mg²⁺ (²⁴Mg) contient 12 neutrons et 10 électrons.
Les pièges à éviter
- Changer le nombre de neutrons ou de protons dans un ion : seule la quantité d'électrons change.
- Se tromper de sens pour un anion : S²⁻ a gagné 2 électrons, donc 16 + 2 = 18 électrons, pas 14.
- Prendre A pour le nombre de neutrons : pour ²⁷₁₃Al, il y a 27 − 13 = 14 neutrons, pas 27.
- Faire la moyenne simple des nombres de masse ((35 + 37)/2 = 36) au lieu de la moyenne pondérée par les abondances (35,5 pour le chlore).
- Mélanger les modèles : « raisins dans un gâteau » = Thomson ; « planétaire » = Rutherford ; « orbites d'énergie fixée » = Bohr ; « sphère pleine indivisible » = Dalton.
À retenir
Z protons, A − Z neutrons, et des électrons qui seuls changent dans un ion ; la masse atomique moyenne est une moyenne pondérée par les abondances.