Qu'est-ce qu'un atome ? Structure, exemples et modèles atomiques

De quoi un atome est-il composé ?

De trois types de particules. Deux occupent le noyau, la troisième gravite autour.

Le chiffre le plus frappant du tableau est la masse de l’électron : un proton est environ 1 836 fois plus lourd. C’est pourquoi, en pratique, la masse d’un atome se ramène à celle de son noyau — les électrons y contribuent pour moins d’un millième.

L’équilibre des charges est tout aussi simple. Dans un atome neutre, le nombre de protons égale celui des électrons, les charges s’annulent et l’atome paraît neutre de l’extérieur. Qu’il gagne ou perde un électron, et il devient un ion.

Le noyau

Le noyau a été découvert en 1911 par le physicien néo-zélandais Ernest Rutherford. Presque toute la masse de l’atome y est concentrée, alors que son volume est minuscule : le diamètre d’un noyau va d’environ 1,7 femtomètre (hydrogène) à 15 femtomètres (uranium), soit dix mille à cent mille fois moins que l’atome lui-même.

L’image classique éclaire bien la chose : agrandissez un atome à la taille d’un stade de football, le noyau tient dans un pois chiche posé au rond central. Entre les deux, il n’y a que du vide parcouru par les électrons. Tout objet solide que vous touchez est donc, en volume, quasiment vide ; si votre main ne traverse pas la table, c’est parce que les nuages électroniques se repoussent, pas parce que la matière est « pleine ».

Pourquoi le noyau n’explose-t-il pas, puisque les protons se repoussent ? Grâce à l’interaction nucléaire forte, qui l’emporte largement à très courte distance mais dont la portée s’arrête à peu près à la taille du noyau. Plus le noyau grossit, plus la répulsion électrique reprend l’avantage : c’est exactement pour cela que les éléments lourds sont instables et radioactifs.

Les protons

Les protons sont les particules positives du noyau et portent l’identité de l’atome. Leur nombre est le numéro atomique (Z) et il ne change jamais : tout atome à 6 protons est du carbone, tout atome à 79 protons est de l’or. Ajoutez un proton et vous changez d’élément.

Le tableau périodique repose exactement là-dessus, les éléments y étant rangés par nombre croissant de protons. Le physicien anglais Henry Moseley l’a démontré en 1913 par des mesures de rayons X, faisant passer le classement de la masse atomique au numéro atomique.

Les neutrons

Les neutrons sont les particules sans charge du noyau. Rutherford les a prédits en 1920 ; son élève James Chadwick les a mis en évidence en 1932 en bombardant du béryllium avec des particules alpha.

Ils ne changent pas l’élément mais bien sa masse et sa stabilité. Les variantes d’un même élément qui diffèrent par le nombre de neutrons s’appellent des isotopes. Dès que le rapport neutrons/protons sort d’une bande étroite, le noyau devient instable et se désintègre. Une exception célèbre à la règle voulant qu’un noyau contienne des neutrons : l’hydrogène ordinaire, dont le noyau se réduit à un seul proton.

Les électrons

Les électrons sont négatifs et extrêmement légers. J. J. Thomson les a découverts en 1897 avec des tubes à rayons cathodiques — première preuve que l’atome pouvait être brisé.

Leur disposition n’a rien du petit système solaire dessiné dans les vieux manuels. Selon la mécanique quantique, on ne peut pas connaître simultanément et exactement la position et la quantité de mouvement d’un électron ; ce que l’on connaît, c’est la probabilité de le trouver dans une région donnée. Ces cartes de probabilité s’appellent des orbitales, et leur ensemble forme le nuage électronique. La façon dont les électrons les plus externes s’y organisent décide de toute la chimie de l’atome : avec quoi il se lie, et si le matériau conduit ou isole.

Numéro atomique, nombre de masse et nombre de neutrons

Trois nombres identifient complètement un atome :

• Numéro atomique (Z) = nombre de protons. Il fixe l’élément.
• Nombre de masse (A) = protons + neutrons, soit tous les nucléons.
• Nombre de neutrons (N) = A − Z.

La notation est ^AX_Z, ou dans l’usage courant « carbone 14 ». Le 14 est le nombre de masse ; le carbone ayant pour numéro atomique 6, il possède 14 − 6 = 8 neutrons.

Exemple chiffré. Pour le sodium 23, Z = 11 et A = 23, donc N = 23 − 11 = 12. Si l’atome est neutre, il compte aussi 11 électrons. Qu’il perde un électron pour devenir Na⁺ et il garde 11 protons, tombe à 10 électrons, et son nombre de masse ne bouge pas : un électron est bien trop léger pour cela.

Comment les électrons se répartissent

Les électrons ne se placent pas au hasard : ils remplissent des niveaux d’énergie (couches) dans l’ordre. Le maximum par couche suit la règle 2n² :

• Couche 1 : 2 électrons
• Couche 2 : 8 électrons
• Couche 3 : 18 électrons
• Couche 4 : 32 électrons

Les électrons de la couche externe sont les électrons de valence, et presque toute la chimie tient à eux. Les atomes se comportent de manière à compléter cette couche externe à huit électrons (à deux pour la première) : c’est la règle de l’octet.

Le sodium n’a qu’un électron externe et a tout intérêt à le céder. Le chlore en a sept et a tout intérêt à en capter un. Mis en présence, le sodium cède son électron au chlore : voilà le sel de table. Les gaz nobles comme le néon ont déjà une couche externe complète, d’où leur refus de réagir avec quoi que ce soit.

Exemples d’atomes

Les exemples les plus demandés, avec leur isotope le plus courant :

L’atome le plus simple et le plus abondant de l’Univers est l’hydrogène : un proton, un électron, aucun neutron. En masse, l’Univers est fait d’environ 74 % d’hydrogène et 24 % d’hélium ; tous les autres éléments se partagent les 2 % restants. L’hélium est deuxième à l’échelle cosmique mais rare sur Terre, car il est assez léger pour s’échapper de l’atmosphère.

Un ordre de grandeur

Un verre d’eau contient de l’ordre de 10²⁵ atomes. Un corps humain adulte en compte environ 7 × 10²⁷. Le point laissé par une mine de crayon en renferme des milliards. Pour manipuler de tels nombres, les chimistes utilisent la mole : 1 mole = 6,022 × 10²³ entités, la constante d’Avogadro.

Atome, molécule, élément, composé

Distinguer ces quatre mots répond à la moitié des recherches sur les « exemples d’atomes » :

• Atome : une particule unique. Exemple : un atome d’oxygène (O).
• Molécule : deux atomes ou plus liés entre eux. Exemple : l’oxygène que nous respirons est en réalité O₂.
• Élément : un corps pur formé d’un seul type d’atome. Exemple : or, cuivre, fer.
• Composé : des éléments différents combinés en proportions fixes. Exemple : l’eau (H₂O), le sel (NaCl).

L’eau n’est donc pas un atome : c’est une molécule formée de deux atomes d’hydrogène et d’un atome d’oxygène. L’air non plus : c’est un mélange de molécules d’azote et d’oxygène.

Types d’atomes : isotopes, isotones, isobares, ions

Par « types d’atomes », on désigne généralement ces quatre classifications, toutes définies par les mêmes trois nombres (Z, N, A) :

• Isotopes
  Même nombre de protons, nombre de neutrons différent. Même élément, chimie quasi identique, masse différente. Exemple : carbone 12, 13 et 14.
• Isotones
  Même nombre de neutrons, nombre de protons différent. Éléments différents. Exemple : carbone 13 et azote 14, avec 7 neutrons chacun.
• Isobares
  Même nombre de masse, nombre de protons différent. Là encore, éléments différents. Exemple : argon 40 et calcium 40.
• Ions
  Le nombre d'électrons ne correspond plus à celui des protons. L'atome qui perd des électrons devient positif (cation, Na⁺), celui qui en gagne devient négatif (anion, Cl⁻).

Les isotopes servent bien plus qu’on ne l’imagine. Le carbone 14, d’une demi-vie de 5 730 ans, est le fondement de la datation au radiocarbone. L’imagerie médicale repose sur des traceurs radioactifs. Quant aux centrales nucléaires, elles ont besoin de l’uranium 235, qui ne représente que 0,7 % de l’uranium naturel — augmenter cette proportion s’appelle l’enrichissement.

Atomes instables et radioactivité

Tous les noyaux ne durent pas éternellement. Lorsque le rapport neutrons/protons sort de la zone de stabilité, le noyau finit par émettre une particule ou de l’énergie et se transforme. C’est la désintégration radioactive, sous trois formes principales : alpha (éjection d’un noyau d’hélium), bêta (un neutron devient proton en émettant un électron) et gamma (rayonnement d’énergie pure).

La vitesse se mesure par la demi-vie, temps au bout duquel la moitié des atomes d’un échantillon s’est désintégrée. L’échelle est vertigineuse : 5 730 ans pour le carbone 14, 4,47 milliards d’années pour l’uranium 238, des millionièmes de seconde pour certains éléments artificiels.

Casser un noyau lourd, c’est la fission ; fusionner des noyaux légers, la fusion. Les centrales fonctionnent par fission ; le Soleil chauffe le système solaire en transformant chaque seconde des centaines de millions de tonnes d’hydrogène en hélium. Dans les deux cas, l’énergie vient de la même source : les produits pèsent un peu moins que les réactifs, et la masse manquante apparaît sous forme d’énergie selon E = mc².

Comment les atomes se lient

Rien autour de nous n’est fait d’atomes isolés. Il existe trois grandes façons de les assembler.

• Liaison ionique : un électron passe d’un atome à l’autre et les ions de charges opposées s’attirent. Le sel de table en est l’exemple type — d’où son point de fusion élevé et sa conductivité une fois dissous.
• Liaison covalente : les atomes mettent des électrons en commun. L’eau, le dioxyde de carbone et toutes les molécules organiques sont bâtis ainsi.
• Liaison métallique : les atomes de métal abandonnent leurs électrons de valence à une « mer » commune. D’où la conductivité, la malléabilité et l’éclat des métaux.

Les modèles atomiques : d’où vient l’idée

L’atome n’a pas été découvert par une seule personne : c’est une chaîne de corrections étalée sur deux millénaires.

• vers 440 av. J.-C. · Démocrite
  Soutient qu'à force de diviser on atteint quelque chose d'insécable et le nomme atomos. Du raisonnement pur, sans expérience. La doctrine aristotélicienne des quatre éléments l'emporte et l'idée reste en sommeil près de 2 000 ans.
• 1803 · John Dalton
  Première théorie atomique scientifique, fondée sur des mesures chimiques : chaque élément possède des atomes de masse propre, les composés se forment en proportions fixes. Sa limite : il imagine l'atome comme une bille pleine et indivisible.
• 1897 · J. J. Thomson
  Découvre l'électron dans un tube à rayons cathodiques : l'atome a donc des constituants. En 1904, il propose le modèle du « plum-pudding », des électrons piqués dans une pâte positive. Sa limite : aucun noyau.
• 1909-1911 · Ernest Rutherford
  Dans l'expérience de la feuille d'or, une infime partie des particules alpha rebondit : preuve d'un noyau dense et positif, et du fait que l'atome est essentiellement vide. Sa limite : selon la physique classique, un électron en orbite devrait rayonner et s'effondrer sur le noyau.
• 1913 · Niels Bohr
  Postule que les électrons n'occupent que certains niveaux d'énergie et absorbent ou émettent de l'énergie en changeant de niveau. Explique pour la première fois le spectre de raies de l'hydrogène. Sa limite : le modèle échoue pour les atomes plus complexes.
• 1926 · Erwin Schrödinger
  Son équation d'onde donne le modèle quantique (nuage électronique) : l'électron n'a pas d'orbite définie, seulement une distribution de probabilité. Avec le principe d'incertitude de Heisenberg (1927), c'est le modèle encore en vigueur.
• 1932 · James Chadwick
  Met en évidence le neutron, ce qui explique à la fois la masse manquante du noyau et l'existence des isotopes.
• 1964-1969 · Modèle des quarks
  Murray Gell-Mann et George Zweig prédisent les quarks ; les expériences de diffusion au SLAC confirment des structures ponctuelles dans le proton. Un proton, c'est deux quarks up et un down ; un neutron, un up et deux down.

Peut-on voir un atome ?

La lumière visible a une longueur d’onde de 400 à 700 nanomètres, des milliers de fois supérieure à la taille d’un atome : le voir au microscope optique est physiquement impossible. D’autres voies existent :

• 1955 — le microscope ionique à effet de champ d’Erwin Müller produit les premières images d’atomes individuels.
• 1981 — Gerd Binnig et Heinrich Rohrer mettent au point le microscope à effet tunnel (STM), qui cartographie les atomes de surface un par un. Prix Nobel de physique en 1986.
• 1989 — des chercheurs d’IBM déplacent 35 atomes de xénon pour écrire le logo de l’entreprise, montrant qu’on peut non seulement voir les atomes mais les manipuler.

Aucune de ces images n’est une photographie au sens habituel : ce sont des cartes du courant ou de la force entre une surface et une pointe très fine.

D’où viennent les atomes

Les premiers atomes se sont formés environ 380 000 ans après le Big Bang. Jusque-là, l’Univers était trop chaud pour que les noyaux retiennent des électrons ; une fois suffisamment refroidi, les noyaux les ont capturés et les premiers atomes neutres — presque uniquement de l’hydrogène et de l’hélium — sont apparus.

Les éléments plus lourds ont été fabriqués au cœur des étoiles, qui fusionnent l’hydrogène en hélium puis, de proche en proche, jusqu’au carbone, à l’oxygène et au fer. Au-delà du fer, l’essentiel provient des supernovae et des collisions d’étoiles à neutrons, qui l’ont dispersé dans l’espace. Le calcium de vos os, le fer de votre sang et l’or de votre bague viennent d’étoiles mortes il y a des milliards d’années.

Quatre idées fausses tenaces

1. « L’atome est indivisible. » Son nom le dit, mais c’est faux : on sait depuis 1897 qu’il peut être brisé. La formulation exacte est qu’il ne se divise pas par voie chimique.
2. « Les électrons tournent autour du noyau comme des planètes. » C’est le modèle de Bohr de 1913, dépassé depuis longtemps. Un électron n’a pas d’orbite, seulement une probabilité de présence.
3. « L’atome est la plus petite chose de l’Univers. » Protons et neutrons sont faits de quarks ; en l’état des connaissances, quarks et électrons sont les particules vraiment élémentaires.
4. « Les solides sont pleins. » En volume, ils sont presque entièrement vides. La solidité vient de la répulsion entre nuages électroniques.

Questions fréquentes

Qu’est-ce qu’un atome, simplement ? C’est le plus petit constituant qui porte encore les propriétés chimiques d’un élément : un noyau de protons et de neutrons entouré d’électrons.

De quoi est composé un atome ? De trois particules : des protons positifs, des neutrons neutres et des électrons négatifs. Protons et neutrons forment le noyau, les électrons occupent le nuage qui l’entoure.

Qui a découvert l’atome ? Démocrite a lancé l’idée vers 440 av. J.-C. et John Dalton en a fait une théorie scientifique en 1803. La structure interne est venue plus tard, avec Thomson (1897), Rutherford (1911) et Chadwick (1932).

Quels sont les types d’atomes ? Même nombre de protons et neutrons différents : isotopes. Même nombre de neutrons : isotones. Même nombre de masse : isobares. Un atome dont le nombre d’électrons diffère de celui des protons est un ion.

Que signifie le numéro atomique ? Le nombre de protons du noyau, c’est-à-dire l’identité de l’élément. Dans un atome neutre, il donne aussi le nombre d’électrons.

Comment calculer le nombre de masse ? En additionnant protons et neutrons. Inversement, le nombre de neutrons s’obtient en soustrayant le numéro atomique du nombre de masse.

Quel est le plus petit atome ? L’hydrogène. Son noyau est un unique proton et son isotope le plus courant ne contient aucun neutron.

Un atome est-il vide à l’intérieur ? En volume, oui. Plus de 99,9 % de la masse tient dans un noyau qui n’occupe qu’une fraction infime du volume de l’atome.

L’eau est-elle un atome ? Non. L’eau est une molécule formée de deux atomes d’hydrogène liés à un atome d’oxygène par des liaisons covalentes.

Peut-on voir un atome au microscope ? Pas au microscope optique : la longueur d’onde de la lumière est des milliers de fois trop grande. Un microscope à effet tunnel, en revanche, permet de cartographier la position des atomes.

Combien y a-t-il d’éléments ? Le tableau périodique en compte 118 ; 94 existent à l’état naturel, les autres n’ont été produits qu’en laboratoire.

Pourquoi la masse est-elle concentrée dans le noyau ? Parce qu’un proton ou un neutron est environ 1 836 fois plus lourd qu’un électron : l’ensemble des électrons pèse bien moins d’un millième de la masse de l’atome.

Sources

1. Britannica — Atome : structure, histoire et propriétés
2. Jefferson Lab — Comparaison des masses des particules subatomiques
3. Laboratoire national de Los Alamos — Tableau périodique et configuration électronique
4. Chemistry LibreTexts — Théorie atomique et structure de l’atome
5. CERN — Le Modèle standard et les particules élémentaires
6. Nobel Prize — Prix Nobel de physique 1986 : le microscope à effet tunnel