Le noyau de l'atome : notation symbolique et isotopes

Au collège, tu as appris qu'un atome est fait d'un noyau (des protons chargés positivement et des neutrons sans charge) entouré d'électrons chargés négativement, et qu'un atome neutre possède autant d'électrons que de protons. En seconde, on donne à ce noyau une carte d'identité chiffrée, assez précise pour distinguer deux atomes de carbone qui ne pèsent pas le même poids.

Deux nombres entiers suffisent :

• le numéro atomique $Z$ : le nombre de protons du noyau ;
• le nombre de masse $A$ : le nombre de nucléons, c'est-à-dire le total des protons et des neutrons (le mot nucléon désigne toute particule du noyau, proton ou neutron).

Le nombre de neutrons, noté $N$, s'en déduit par soustraction :

On rassemble ces informations dans la notation symbolique du noyau :

où $\mathrm{X}$ est le symbole de l'élément, $A$ s'écrit en haut à gauche et $Z$ en bas à gauche. Par exemple, $^{12}_{6}\mathrm{C}$ désigne un noyau de carbone à $12$ nucléons, dont $6$ protons — donc $12 - 6 = 6$ neutrons.

Un élément chimique est l'ensemble des atomes (et des ions) qui possèdent le même numéro atomique $Z$. C'est $Z$, et lui seul, qui décide du nom : tout noyau à 6 protons est du carbone, quel que soit son nombre de neutrons.

Les isotopes. Deux noyaux peuvent avoir le même nombre de protons mais des nombres de neutrons différents. On dit que ce sont des isotopes : ils ont le même $Z$ et des $A$ différents. Le carbone naturel en offre l'exemple classique :

• $^{12}_{6}\mathrm{C}$ : 6 protons, 6 neutrons — près de 99 % des atomes de carbone ;
• $^{13}_{6}\mathrm{C}$ : 6 protons, 7 neutrons — environ 1 % ;
• $^{14}_{6}\mathrm{C}$ : 6 protons, 8 neutrons — à l'état de traces ; son noyau est instable, ce qui permet la datation d'échantillons anciens (tu l'étudieras dans les classes suivantes).

Comme les isotopes d'un élément ont le même $Z$, leurs atomes neutres ont le même nombre d'électrons — et ce sont les électrons qui gouvernent les réactions chimiques. Conséquence essentielle : les isotopes d'un même élément ont les mêmes propriétés chimiques. Ils ne diffèrent que par la masse de leur noyau (et, pour certains, par son instabilité).

Où est la masse de l'atome ? Les masses des particules, mesurées avec une grande précision, sont :

Un proton pèse environ 1 836 fois plus qu'un électron, et le neutron presque exactement autant que le proton. La masse de l'atome est donc concentrée dans son noyau : les électrons y contribuent pour moins d'un millième. D'où une approximation très utile, en notant $m_{\text{nucléon}} \approx 1{,}67 \times 10^{-27}$ kg la masse commune approchée du proton et du neutron :

C'est pour cela que $A$ s'appelle le nombre de masse : il compte les particules qui pèsent. Attention, $A$ reste un nombre entier sans unité — ce n'est pas une masse.

Le chlore naturel est un mélange de deux isotopes, $^{35}_{17}\mathrm{Cl}$ (environ 76 % des atomes) et $^{37}_{17}\mathrm{Cl}$ (environ 24 %). Étudions l'atome de chlore 37. Donnée : $m_{\text{nucléon}} \approx 1{,}67 \times 10^{-27}$ kg.

1. Composition du noyau. La notation $^{37}_{17}\mathrm{Cl}$ se lit directement : $Z = 17$ protons et $A = 37$ nucléons. Le nombre de neutrons s'en déduit :

2. Cortège électronique. L'atome est électriquement neutre : il possède autant d'électrons que de protons, soit 17 électrons.

3. Pourquoi est-ce un isotope du chlore 35 ? Les deux noyaux ont le même numéro atomique $Z = 17$ — ce sont donc deux atomes de l'élément chlore — mais des nombres de masse différents ($35$ et $37$) : ils diffèrent par leur nombre de neutrons ($18$ contre $20$).

4. Masse approchée de l'atome. La masse est concentrée dans le noyau :

5. Vérifions que les électrons ne pèsent presque rien. Les 17 électrons pèsent ensemble $17 \times 9{,}11 \times 10^{-31} \approx 1{,}55 \times 10^{-29}$ kg, soit environ $0{,}03\ \%$ de la masse de l'atome : l'approximation de l'étape 4 est excellente.

Chiffres significatifs : la donnée $1{,}67 \times 10^{-27}$ kg porte 3 chiffres significatifs, le résultat est donc donné avec 3 chiffres significatifs.

Figure (fig.chemistry.nuclide-notation, SVG programmatique à produire) : deux panneaux, la lecture de la notation à gauche, la comparaison d'isotopes à droite.

• Panneau de gauche — décoder $^{35}_{17}\mathrm{Cl}$. La notation écrite en très grand. Une flèche part du $35$ (en haut) vers l'étiquette « $A$ : nombre de nucléons (protons $+$ neutrons) » ; une flèche part du $17$ (en bas) vers l'étiquette « $Z$ : nombre de protons ». En dessous, la soustraction posée en toutes lettres : « neutrons : $A - Z = 35 - 17 = 18$ ». Un bandeau rappelle : « atome neutre : $17$ électrons, autant que de protons ».
• Panneau de droite — chlore 35 et chlore 37 côte à côte. Deux noyaux schématisés (agrégats de disques : protons en trait plein marqués $+$, neutrons hachurés sans signe, distingués par leur texture et non par la seule couleur). Sous chacun, le décompte : $17$ protons / $18$ neutrons, puis $17$ protons / $20$ neutrons. Une accolade réunit les deux avec la mention « même $Z$ = même élément : isotopes ». Un second bandeau précise : « mêmes propriétés chimiques, masses différentes ».
• Encadré en bas de figure : la règle générale $N = A - Z$, avec l'avertissement « on soustrait, on n'additionne jamais ».

Ce qu'il faut lire. La position des deux nombres n'est pas décorative : le haut compte tout le noyau, le bas n'en compte qu'une partie — c'est pourquoi le nombre du haut est toujours supérieur ou égal à celui du bas, et pourquoi les neutrons s'obtiennent par soustraction. Sur le panneau de droite, tout ce qui change d'un isotope à l'autre est le nombre de disques hachurés : le nombre de protons, lui, ne bouge pas, sinon on changerait d'élément.

Domaine de validité. L'approximation $m_{\text{atome}} \approx A \times m_{\text{nucléon}}$ néglige la masse des électrons (moins d'un millième du total) : elle suffit pour tous les calculs de seconde. Deux isotopes se reconnaissent à leur écriture : même symbole, même $Z$, des $A$ différents.

1. Additionner au lieu de soustraire. Le nombre de neutrons est $N = A - Z$, jamais $A + Z$. $A$ compte déjà les protons : les additionner à nouveau reviendrait à les compter deux fois. Vérification immédiate : pour $^{12}_{6}\mathrm{C}$, $12 + 6 = 18$ neutrons donnerait un noyau de 24 nucléons, en contradiction avec le $12$ écrit en haut.
2. Croire que les isotopes ont des propriétés chimiques différentes. Les réactions chimiques ne mettent en jeu que le cortège électronique. Deux isotopes ont le même $Z$, donc le même nombre d'électrons : ils réagissent de la même façon. Seule la masse (et parfois la stabilité du noyau) les distingue.
3. Confondre le nombre de masse $A$ et la masse de l'atome. $A$ est un entier sans unité (un décompte de nucléons) ; la masse de l'atome est une grandeur en kilogrammes, qui vaut environ $A \times 1{,}67 \times 10^{-27}$ kg. Écrire « $m = 37$ kg » pour un atome de chlore 37 est un non-sens : l'erreur porte sur 26 ordres de grandeur.
4. Intervertir $A$ et $Z$ dans la notation. Le plus grand des deux nombres, $A$, s'écrit en haut. Si le nombre du bas dépasse celui du haut, l'écriture est fausse : un noyau ne peut pas contenir plus de protons que de nucléons.
5. Croire que changer le nombre de neutrons change l'élément. L'élément est défini par $Z$ seul. Ajouter un neutron au carbone 12 donne du carbone 13 — toujours du carbone. C'est en changeant le nombre de protons qu'on changerait d'élément.

Exercice type — celui que produit le modèle d'entraînement associé à cette leçon : une notation symbolique est donnée, et il faut en extraire un nombre (neutrons, nucléons, protons ou électrons d'un ion) qui n'est jamais recopié tel quel de l'énoncé.

Le noyau de l'aluminium 27 s'écrit $^{27}_{13}\mathrm{Al}$.

1. Donner le nombre de protons et le nombre de nucléons de ce noyau.
2. Calculer son nombre de neutrons.
3. L'atome $^{26}_{13}\mathrm{Al}$ existe aussi. Justifier que c'est un isotope de l'aluminium 27 et donner ce qui distingue les deux noyaux.

Corrigé.

1. Le nombre du bas est le numéro atomique : $Z = 13$ protons. Le nombre du haut est le nombre de masse : $A = 27$ nucléons.
2. Les neutrons sont les nucléons qui ne sont pas des protons : $N = A - Z = 27 - 13 = 14$ neutrons.
3. Les deux noyaux ont le même numéro atomique $Z = 13$ : ils appartiennent au même élément, l'aluminium — ce sont donc des isotopes. Ils diffèrent par leur nombre de masse ($26$ contre $27$), c'est-à-dire par leur nombre de neutrons ($13$ contre $14$).

Auto-contrôle : le nombre de neutrons doit toujours être inférieur à $A$ ; s'il le dépasse, c'est qu'on a additionné au lieu de soustraire.