« Le noyau atomique/Introduction historique : la découverte du noyau atomique » : différence entre les versions

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Dès le 19ᵉ siècle, certains scientifiques avaient l'intuition que l'atome était composé de particules plus simples, sans toutefois réussir à le prouver. L'un d'entre eux était le médecin anglais William Prout, qui émis cette hypothèse dans un article paru en 1815. Prout étudiait la masse des atomes et il fit une remarque intéressante : la masse d'un atome est proportionnelle à la masse du noyau d'hydrogène. Une conclusion naturelle de cette observation était que l'atome était composé de plusieurs atomes d'hydrogènes reliés entre eux par une force encore inconnue à l'époque. Seule l'atome d'hydrogène était une particule fondamentale, les autres atomes en étant simplement des dérivés. Mais cette hypothèse a fini par être mise en défaut suite à des mesures plus précises, ce qui réfuta l'idée de Prout. La proportionnalité entre masse atomique et masse de l'hydrogène était simplement approximative. Cette approximation a d'ailleurs été nommée '''règle de Prout''' en son honneur.
 
Grâce à Prout et quelques autres scientifiques, les chimistes prirent l'habitude de mesurer la masse d'un atome par rapport à la masse de l'hydrogène. Par exemple, le Carbone a une masse égale à 12 atomes d'hydrogène, l'Oxygène 8 fois, etc. Le coefficient de proportionnalité est appelé le '''nombre de masse''', noté A. Ainsi, le nombre de masse du Carbone est de 12 (A = 12), celui de l'oxygène 8, etc. Les chimistes utilisaient aussi le nombre atomique Z, qui indique la position de l’élément chimique dans le tableau périodique de Mendeleïev. Certaines relations entre Z et A laissaient penser que le noyaux n'est pas d'un seul tenant et donnent des indices sur ce qui se trouve à l'intérieur d'un atome.
* Les chimistes ont remarqué que le nombre de masse est approximativement égal au double du nombre atomique : <math>A = 2 \cdot Z</math>.
* Un même élément chimique correspond à plusieurs formes de Z identique, mais de A très différents. Ces formes alternatives d'un même élément chimique, qui sont plus lourdes ou plus légères que l’élément normal, sont appelées des isotopes.
 
==Le modèle de Thomson==