Quel est le numéro atomique de l’hélium ?
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Dmitri Mendeleev a affirmé avoir organisé ses premiers tableaux périodiques par ordre de poids atomique (« Atomgewicht »). Cependant, compte tenu des propriétés chimiques observées des éléments, il a légèrement modifié l'ordre et a placé le tellure (poids atomique 127,6) devant l'iode (poids atomique 126,9). Ce placement est conforme à la pratique moderne consistant à classer les éléments par nombre de protons, Z, mais ce nombre n'était ni connu ni soupçonné à l'époque. En 1911, Ernest Rutherford a donné un modèle de l'atome dans lequel un noyau central détenait la majeure partie de la masse de l'atome et une charge positive qui, en unités de charge de l'électron, devait être approximativement égale à la moitié du poids atomique de l'atome, exprimé en nombre d'atomes d'hydrogène. Cette charge centrale représenterait donc environ la moitié du poids atomique (bien qu'elle soit différente de près de 25 % du numéro atomique de l'or (Z  79, A En 1915, la raison pour laquelle la charge nucléaire était quantifiée en unités de Z, qui étaient désormais reconnues comme étant identiques au nombre d'éléments, n'était pas comprise. Une vieille idée appelée hypothèse de Prout postulait que les éléments étaient tous constitués de résidus (ou « protyles ») de l'élément le plus léger, l'hydrogène, qui dans le modèle de Bohr-Rutherford avait un seul électron et une charge nucléaire d'un seul. Cependant, dès 1907, Rutherford et Thomas Royds avaient montré que les particules alpha, qui avaient une charge de +2, étaient les noyaux des atomes d'hélium, qui avaient une masse quatre fois supérieure à celle de l'hydrogène, et non deux fois. Si l'hypothèse de Prout était vraie, il fallait que quelque chose neutralise une partie de la charge des noyaux d'hydrogène présents dans les noyaux des atomes plus lourds. En 1917, Rutherford réussit à générer des noyaux d'hydrogène à partir d'une réaction nucléaire entre des particules alpha et de l'azote gazeux et pensait avoir prouvé la loi de Prout. Il a appelé les nouvelles particules nucléaires lourdes protons en 1920 (les noms alternatifs étant proutons et protyles). Il ressortait immédiatement des travaux de Moseley que les noyaux des atomes lourds avaient plus de deux fois la masse que l'on pourrait attendre du fait qu'ils étaient constitués de noyaux d'hydrogène, et il fallait donc une hypothèse pour la neutralisation des protons supplémentaires présumés. présent dans tous les noyaux lourds. On supposait qu'un noyau d'hélium était composé de quatre protons plus deux « électrons nucléaires » (électrons liés à l'intérieur du noyau) pour annuler deux des charges. À l’autre extrémité du tableau périodique, on pensait qu’un noyau d’or d’une masse 197 fois supérieure à celle de l’hydrogène contenait 118 électrons nucléaires dans le noyau pour lui donner une charge résiduelle de + 79, conforme à son numéro atomique. Toute considération sur les électrons nucléaires a pris fin avec la découverte du neutron par James Chadwick en 1932. On considérait désormais qu'un atome d'or contenait 118 neutrons au lieu de 118 électrons nucléaires, et on réalisait désormais que sa charge positive provenait entièrement d'un contenu de 79 protons. Après 1932, on s'est donc également rendu compte que le numéro atomique Z d'un élément était identique au nombre de protons de ses noyaux. La quête de nouveaux éléments est généralement décrite à l’aide de numéros atomiques. Depuis 2010, des éléments portant des numéros atomiques de 1 à 118 ont été observés. La synthèse de nouveaux éléments est réalisée en bombardant des atomes cibles d'éléments lourds avec des ions, de telle sorte que la somme des numéros atomiques des éléments cibles et ioniques soit égale au numéro atomique de l'élément créé. En général, la demi-vie devient plus courte à mesure que le numéro atomique augmente, bien qu'un « îlot de stabilité » puisse exister pour les isotopes non découverts contenant un certain nombre de protons et de neutrons.
En chimie et en physique, le numéro atomique d'un élément chimique (également appelé nombre de protons) est le nombre de protons présents dans le noyau d'un atome de cet élément, et donc identique au nombre de charge du noyau. Il est classiquement représenté par le symbole Z. Le numéro atomique identifie de manière unique un élément chimique. Dans un atome non chargé, le numéro atomique est également égal au nombre d’électrons.

Le numéro atomique Z ne doit pas être confondu avec le nombre de masse A, qui est le nombre de nucléons, le nombre total de protons et de neutrons dans le noyau d’un atome. Le nombre de neutrons, N, est appelé nombre de neutrons de l’atome ; ainsi, A = Z + N (ces quantités sont toujours des nombres entiers). Étant donné que les protons et les neutrons ont approximativement la même masse (et que la masse des électrons est négligeable dans de nombreux cas) et que le défaut de masse de liaison du nucléon est toujours faible par rapport à la masse du nucléon, la masse atomique de tout atome, lorsqu'elle est exprimée en valeur atomique unifiée. unités de masse (ce qui constitue une quantité appelée « masse isotopique relative »), est à peu près (à 1 %) égale au nombre entier A.

Les atomes ayant le même numéro atomique Z mais un nombre de neutrons N différent, et donc des masses atomiques différentes, sont appelés isotopes. Un peu plus des trois quarts des éléments naturels existent sous forme de mélange d'isotopes (voir éléments monoisotopiques), et la masse isotopique moyenne d'un mélange isotopique pour un élément (appelée masse atomique relative) dans un environnement défini sur Terre, détermine le poids atomique standard de l’élément. Historiquement, ce sont ces poids atomiques des éléments (par rapport à l’hydrogène) qui étaient les quantités mesurables par les chimistes du XIXe siècle.

Le symbole conventionnel Z vient du mot allemand signifiant nombre/chiffre/figure, qui, avant la synthèse moderne des idées de la chimie et de la physique, désignait simplement la place numérique d'un élément dans le tableau périodique, dont l'ordre est approximativement, mais pas complètement, cohérent avec l’ordre des éléments par poids atomiques. Ce n'est qu'après 1915, avec la suggestion et la preuve que ce nombre Z était également la charge nucléaire et une caractéristique physique des atomes, que le mot (et son numéro atomique équivalent en anglais) est devenu d'usage courant dans ce contexte.

Histoire

Le tableau périodique et un nombre naturel pour chaque élément

En gros, l'existence ou la construction d'un tableau périodique des éléments crée un ordre des éléments, et ils peuvent donc être numérotés dans cet ordre.

Dmitri Mendeleev a affirmé avoir organisé ses premiers tableaux périodiques par ordre de poids atomique (« Atomgewicht »). Cependant, compte tenu des propriétés chimiques observées des éléments, il a légèrement modifié l'ordre et a placé le tellure (poids atomique 127,6) devant l'iode (poids atomique 126,9). Ce placement est conforme à la pratique moderne consistant à classer les éléments par nombre de protons, Z, mais ce nombre n'était ni connu ni soupçonné à l'époque.

Cependant, une simple numérotation basée sur la position dans le tableau périodique n’a jamais été entièrement satisfaisante. Outre le cas de l'iode et du tellure, on a appris plus tard que plusieurs autres paires d'éléments (tels que l'argon et le potassium, le cobalt et le nickel) avaient des poids atomiques presque identiques ou inversés, nécessitant ainsi que leur placement dans le tableau périodique soit déterminé par leur valeur chimique. propriétés. Cependant, l'identification progressive d'éléments lanthanides de plus en plus chimiquement similaires, dont le numéro atomique n'était pas évident, a conduit à des incohérences et à des incertitudes dans la numérotation périodique des éléments au moins à partir du lutécium (élément 71) (le hafnium n'était pas connu à cette époque).

Le modèle Rutherford-Bohr et van den Broek

En 1911, Ernest Rutherford a donné un modèle de l'atome dans lequel un noyau central détenait la majeure partie de la masse de l'atome et une charge positive qui, en unités de charge de l'électron, devait être approximativement égale à la moitié du poids atomique de l'atome, exprimé en nombre d'atomes d'hydrogène. Cette charge centrale représenterait donc environ la moitié du poids atomique (bien qu'elle soit différente de près de 25 % du numéro atomique de l'or (Z  79, A
197), le seul élément à partir duquel Rutherford a fait sa supposition). Néanmoins, malgré l'estimation de Rutherford selon laquelle l'or avait une charge centrale d'environ 100 (mais l'élément Z = 79 dans le tableau périodique), un mois après la parution de l'article de Rutherford, Antonius van den Broek a pour la première fois suggéré formellement que la charge centrale et le nombre de le nombre d'électrons dans un atome était exactement égal à sa place dans le tableau périodique (également connu sous le nom de numéro d'élément, numéro atomique et symbolisé Z). Cela s’est finalement avéré être le cas.

L'expérience de Moseley en 1913

La position expérimentale s'est améliorée considérablement après les recherches d'Henry Moseley en 1913. Moseley, après des discussions avec Bohr qui était dans le même laboratoire (et qui avait utilisé l'hypothèse de Van den Broek dans son modèle de l'atome de Bohr), a décidé de tester les théories de Van den Broek et L'hypothèse de Bohr directement, en voyant si les raies spectrales émises par des atomes excités correspondent à la postulation de la théorie de Bohr selon laquelle la fréquence des raies spectrales est proportionnelle au carré de Z.

Pour ce faire, Moseley a mesuré les longueurs d'onde des transitions photoniques les plus internes (lignes K et L) produites par les éléments allant de l'aluminium (Z  13) à l'or (Z
79) utilisé comme une série de cibles anodiques mobiles à l’intérieur d’un tube à rayons X. La racine carrée de la fréquence de ces photons (rayons X) augmente d'une cible à l'autre selon une progression arithmétique. Cela a conduit à la conclusion (loi de Moseley) que le numéro atomique correspond étroitement (avec un décalage d'une unité pour les raies K, dans les travaux de Moseley) à la charge électrique calculée du noyau, c'est-à-dire le numéro d'élément Z. Entre autres choses , Moseley démontra que la série des lanthanides (du lanthane au lutétium inclus) devait comporter 15 membres – ni moins ni plus – ce qui était loin d'être évident dans la chimie de l'époque.

Le proton et l'idée d'électrons nucléaires

En 1915, la raison pour laquelle la charge nucléaire était quantifiée en unités de Z, qui étaient désormais reconnues comme étant identiques au nombre d'éléments, n'était pas comprise. Une vieille idée appelée hypothèse de Prout postulait que les éléments étaient tous constitués de résidus (ou « protyles ») de l'élément le plus léger, l'hydrogène, qui dans le modèle de Bohr-Rutherford avait un seul électron et une charge nucléaire d'un seul. Cependant, dès 1907, Rutherford et Thomas Royds avaient montré que les particules alpha, qui avaient une charge de +2, étaient les noyaux des atomes d'hélium, qui avaient une masse quatre fois supérieure à celle de l'hydrogène, et non deux fois. Si l'hypothèse de Prout était vraie, il fallait que quelque chose neutralise une partie de la charge des noyaux d'hydrogène présents dans les noyaux des atomes plus lourds.

En 1917, Rutherford réussit à générer des noyaux d'hydrogène à partir d'une réaction nucléaire entre des particules alpha et de l'azote gazeux et pensait avoir prouvé la loi de Prout. Il a appelé les nouvelles particules nucléaires lourdes protons en 1920 (les noms alternatifs étant proutons et protyles). Il ressortait immédiatement des travaux de Moseley que les noyaux des atomes lourds avaient plus de deux fois la masse que l'on pourrait attendre du fait qu'ils étaient constitués de noyaux d'hydrogène, et il fallait donc une hypothèse pour la neutralisation des protons supplémentaires présumés. présent dans tous les noyaux lourds. On supposait qu'un noyau d'hélium était composé de quatre protons plus deux « électrons nucléaires » (électrons liés à l'intérieur du noyau) pour annuler deux des charges. À l’autre extrémité du tableau périodique, on pensait qu’un noyau d’or d’une masse 197 fois supérieure à celle de l’hydrogène contenait 118 électrons nucléaires dans le noyau pour lui donner une charge résiduelle de + 79, conforme à son numéro atomique.

La découverte du neutron fait de Z le nombre de protons

Toute considération sur les électrons nucléaires a pris fin avec la découverte du neutron par James Chadwick en 1932. On considérait désormais qu'un atome d'or contenait 118 neutrons au lieu de 118 électrons nucléaires, et on réalisait désormais que sa charge positive provenait entièrement d'un contenu de 79 protons. Après 1932, on s'est donc également rendu compte que le numéro atomique Z d'un élément était identique au nombre de protons de ses noyaux.

Le symbole de Z

Le symbole conventionnel Z vient peut-être du mot allemand (numéro atomique). Cependant, avant 1915, le mot Zahl (simplement nombre) était utilisé pour désigner le numéro attribué à un élément dans le tableau périodique.

Propriétés chimiques

Chaque élément possède un ensemble spécifique de propriétés chimiques en conséquence du nombre d’électrons présents dans l’atome neutre, qui est Z (le numéro atomique). La configuration de ces électrons découle des principes de la mécanique quantique. Le nombre d'électrons dans les couches électroniques de chaque élément, en particulier la couche de valence la plus externe, est le principal facteur déterminant son comportement de liaison chimique. Par conséquent, c’est le numéro atomique seul qui détermine les propriétés chimiques d’un élément ; et c'est pour cette raison qu'un élément peut être défini comme étant constitué de tout mélange d'atomes ayant un numéro atomique donné.

Nouveaux éléments

La quête de nouveaux éléments est généralement décrite à l’aide de numéros atomiques. Depuis 2010, des éléments portant des numéros atomiques de 1 à 118 ont été observés. La synthèse de nouveaux éléments est réalisée en bombardant des atomes cibles d'éléments lourds avec des ions, de telle sorte que la somme des numéros atomiques des éléments cibles et ioniques soit égale au numéro atomique de l'élément créé. En général, la demi-vie devient plus courte à mesure que le numéro atomique augmente, bien qu'un « îlot de stabilité » puisse exister pour les isotopes non découverts contenant un certain nombre de protons et de neutrons.