Calculateur d'Atomes
Calculez le nombre de protons, neutrons et électrons dans tout atome ou ion. Déterminez la masse atomique, le nombre de masse, les charges des ions, explorez les isotopes et recherchez n'importe quel élément dans le tableau périodique.
Comment calculer protons, neutrons et électrons ?
Chaque atome est composé de trois particules subatomiques : les protons (positifs), les neutrons (neutres) et les électrons (négatifs). Voici comment trouver chacun :
- Protons : Égal au numéro atomique (Z) — trouvé dans le tableau périodique
- Neutrons : Nombre de masse (A) moins numéro atomique (Z) : N = A - Z
- Électrons : Dans les atomes neutres, égal aux protons. Dans les ions : Électrons = Z - Charge
Le carbone-12 possède 6 protons, 6 neutrons et 6 électrons. C'est un isotope stable représentant 98,9 % du carbone naturel.
La masse atomique calculée est d'environ 12,000 u. La masse réelle peut différer légèrement en raison de l'énergie de liaison (défaut de masse).
L'ion sodium (Na⁺) a perdu 1 électron et possède 10 électrons avec 11 protons. Cela crée une charge +1 et le rend isoélectronique avec le néon.
📊 Les 20 premiers éléments
| Z | Symbole | Nom | Masse | Électrons |
|---|---|---|---|---|
| 1 | H | Hydrogène | 1,008 | 1 |
| 2 | He | Hélium | 4,003 | 2 |
| 3 | Li | Lithium | 6,941 | 3 |
| 4 | Be | Béryllium | 9,012 | 4 |
| 5 | B | Bore | 10,81 | 5 |
| 6 | C | Carbone | 12,01 | 6 |
| 7 | N | Azote | 14,01 | 7 |
| 8 | O | Oxygène | 16,00 | 8 |
| 9 | F | Fluor | 19,00 | 9 |
| 10 | Ne | Néon | 20,18 | 10 |
| 11 | Na | Sodium | 22,99 | 11 |
| 12 | Mg | Magnésium | 24,31 | 12 |
| 13 | Al | Aluminium | 26,98 | 13 |
| 14 | Si | Silicium | 28,09 | 14 |
| 15 | P | Phosphore | 30,97 | 15 |
| 16 | S | Soufre | 32,07 | 16 |
| 17 | Cl | Chlore | 35,45 | 17 |
| 18 | Ar | Argon | 39,95 | 18 |
| 19 | K | Potassium | 39,10 | 19 |
| 20 | Ca | Calcium | 40,08 | 20 |
Les masses atomiques sont des moyennes en unités de masse atomique (u). Source : IUPAC 2021.
📖 Comment utiliser ce calculateur
Sélectionnez le type de calcul
Choisissez « Structure Atomique » pour trouver protons/neutrons/électrons, « Masse Atomique » pour les calculs de masse, « Calculateur d'Ions » pour les atomes chargés, ou « Recherche d'Élément » pour explorer le tableau périodique.
Entrez les valeurs
Saisissez le numéro atomique (Z), le nombre de masse (A) et la charge si applicable. Utilisez les exemples rapides pour les atomes courants comme le Carbone-12 ou l'Oxygène-16.
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Consultez le détail complet incluant la notation isotopique, la configuration électronique et les informations sur l'élément. Idéal pour les devoirs, le travail en laboratoire ou les révisions.
🔬 Qu'est-ce qu'un atome ?
Un atome est la plus petite unité de matière qui conserve toutes les propriétés chimiques d'un élément. Le mot « atome » vient du grec « atomos », signifiant indivisible, bien que nous sachions aujourd'hui que les atomes sont composés de particules encore plus petites appelées particules subatomiques.
📌 Définition Clé
Un atome est composé de trois types de particules subatomiques :
- Protons (p⁺) : Charge positive, situés dans le noyau, masse ≈ 1,007 u
- Neutrons (n⁰) : Sans charge (neutres), situés dans le noyau, masse ≈ 1,009 u
- Électrons (e⁻) : Charge négative, orbitent autour du noyau, masse ≈ 0,00055 u
Structure d'un atome
Les atomes ont deux régions principales : le noyau atomique au centre, qui contient protons et neutrons (collectivement appelés nucléons), et le nuage électronique entourant le noyau où se trouvent les électrons.
Noyau Atomique
Contient 99,9 % de la masse de l'atome. Composé de protons et de neutrons liés par la force nucléaire forte.
Nuage Électronique
Région où les électrons sont susceptibles de se trouver. Les électrons occupent des niveaux d'énergie appelés couches et orbitales.
Les protons définissent l'identité
Le nombre de protons détermine quel élément est un atome. Le carbone a toujours 6 protons ; l'oxygène a toujours 8.
Neutralité Électrique
Dans les atomes neutres, protons = électrons, équilibrant les charges positives et négatives. Les ions ont des quantités inégales.
🔢 Numéro Atomique vs Nombre de Masse
Deux nombres fondamentaux définissent chaque atome : le numéro atomique (Z) et le nombre de masse (A). Comprendre la différence entre eux est essentiel pour les calculs chimiques.
🔵 Numéro Atomique (Z)
- Nombre de protons dans le noyau
- Définit quel élément est l'atome
- Se trouve dans le tableau périodique
- Ne change jamais pour un élément donné
- Exemple : Tous les atomes de carbone ont Z = 6
🟢 Nombre de Masse (A)
- Total des protons + neutrons
- Varie entre les isotopes
- Toujours un nombre entier
- S'écrit en exposant (ex : ¹²C)
- Exemple : Carbone-12 a A = 12 ; Carbone-14 a A = 14
Formules Importantes
Où : A = Nombre de masse, Z = Numéro atomique (protons), N = Nombre de neutrons
Réarrangée pour calculer les neutrons : Neutrons = Nombre de masse - Numéro atomique
💡 Exemple : Fer-56
Donné : Le fer (Fe) a un numéro atomique de 26, et nous considérons l'isotope Fer-56
- Protons : Z = 26 (du tableau périodique)
- Nombre de masse : A = 56 (donné)
- Neutrons : N = A - Z = 56 - 26 = 30 neutrons
- Électrons : 26 (égal aux protons pour un atome neutre)
☢️ Comprendre les Isotopes
Les isotopes sont des atomes du même élément qui ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons. Cela signifie qu'ils ont le même numéro atomique mais un nombre de masse différent.
Pourquoi les isotopes sont importants
- Mêmes propriétés chimiques (même nombre d'électrons)
- Propriétés physiques différentes (masses différentes)
- Certains isotopes sont stables ; d'autres sont radioactifs
- Utilisés en médecine, datation et recherche
Exemples d'isotopes courants
| Élément | Isotope | Protons | Neutrons | Stabilité | Utilisation |
|---|---|---|---|---|---|
| Hydrogène | ¹H (Protium) | 1 | 0 | Stable | Forme la plus courante |
| Hydrogène | ²H (Deutérium) | 1 | 1 | Stable | Eau lourde, RMN |
| Hydrogène | ³H (Tritium) | 1 | 2 | Radioactif | Recherche sur la fusion |
| Carbone | ¹²C | 6 | 6 | Stable | 98,9 % du carbone |
| Carbone | ¹³C | 6 | 7 | Stable | Spectroscopie RMN |
| Carbone | ¹⁴C | 6 | 8 | Radioactif | Datation au radiocarbone |
| Uranium | ²³⁵U | 92 | 143 | Radioactif | Combustible nucléaire |
| Uranium | ²³⁸U | 92 | 146 | Radioactif | 99,3 % de l'uranium |
Notation des Isotopes
Les isotopes s'écrivent au format AZX, où A est le nombre de masse, Z est le numéro atomique et X est le symbole de l'élément. Comme Z est redondant (le symbole indique l'élément), il est souvent omis : ¹⁴C ou Carbone-14.
🔌 Ions : Atomes Chargés
Un ion est un atome ou une molécule qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons, acquérant ainsi une charge électrique nette. Contrairement aux atomes neutres où protons égalent électrons, les ions ont un déséquilibre.
➕ Cations (Ions Positifs)
- Se forment quand les atomes perdent des électrons
- Protons > Électrons
- Typiquement des métaux (Na⁺, Ca²⁺, Fe³⁺)
- Attirés par les électrodes négatives
- Atteignent souvent une configuration de gaz noble
➖ Anions (Ions Négatifs)
- Se forment quand les atomes gagnent des électrons
- Électrons > Protons
- Typiquement des non-métaux (Cl⁻, O²⁻, N³⁻)
- Attirés par les électrodes positives
- Complètent leur couche de valence
Calculer les électrons dans les ions
Exemples :
- Na⁺ : 11 protons - (+1) charge = 10 électrons
- Cl⁻ : 17 protons - (-1) charge = 18 électrons
- Ca²⁺ : 20 protons - (+2) charge = 18 électrons
- O²⁻ : 8 protons - (-2) charge = 10 électrons
Espèces Isoélectroniques
Les espèces isoélectroniques sont des atomes ou ions ayant le même nombre d'électrons. Par exemple, Ne, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺, F⁻, O²⁻ et N³⁻ ont tous 10 électrons et sont isoélectroniques avec le néon.
| Espèce | Protons | Électrons | Charge | Isoélectronique avec |
|---|---|---|---|---|
| Na⁺ | 11 | 10 | +1 | Néon (Ne) |
| Mg²⁺ | 12 | 10 | +2 | Néon (Ne) |
| F⁻ | 9 | 10 | -1 | Néon (Ne) |
| O²⁻ | 8 | 10 | -2 | Néon (Ne) |
| K⁺ | 19 | 18 | +1 | Argon (Ar) |
| Cl⁻ | 17 | 18 | -1 | Argon (Ar) |
⚡ Configuration Électronique
La configuration électronique décrit comment les électrons sont distribués parmi les différentes orbitales atomiques d'un atome. Comprendre la configuration électronique est essentiel pour prédire le comportement chimique et les liaisons.
📌 Le Principe d'Aufbau
Les électrons remplissent les orbitales en commençant par le niveau d'énergie le plus bas. L'ordre de remplissage est :
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p
Capacité des Orbitales
Orbitales s
Forme sphérique. Chaque sous-couche s contient 2 électrons. Une orbitale par sous-couche.
Orbitales p
Forme d'haltère. Chaque sous-couche p contient 6 électrons. Trois orbitales par sous-couche.
Orbitales d
Formes complexes. Chaque sous-couche d contient 10 électrons. Cinq orbitales par sous-couche.
Orbitales f
Formes très complexes. Chaque sous-couche f contient 14 électrons. Sept orbitales par sous-couche.
Exemples de Configurations Électroniques
| Élément | Z | Configuration Complète | Notation Gaz Noble | e⁻ Valence |
|---|---|---|---|---|
| Hydrogène | 1 | 1s¹ | 1s¹ | 1 |
| Carbone | 6 | 1s² 2s² 2p² | [He] 2s² 2p² | 4 |
| Oxygène | 8 | 1s² 2s² 2p⁴ | [He] 2s² 2p⁴ | 6 |
| Sodium | 11 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ | [Ne] 3s¹ | 1 |
| Chlore | 17 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ | [Ne] 3s² 3p⁵ | 7 |
| Fer | 26 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ | [Ar] 4s² 3d⁶ | 2 (ou 8) |
⚠️ Exceptions aux Règles
Certains éléments ont des configurations électroniques inattendues en raison de la stabilité des orbitales d à moitié remplies ou complètement remplies :
- Chrome (Z=24) : [Ar] 4s¹ 3d⁵ (pas 4s² 3d⁴)
- Cuivre (Z=29) : [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ (pas 4s² 3d⁹)
⚖️ Masse Atomique : Calcul et Concepts
La masse atomique (aussi appelée poids atomique) est la masse d'un atome, typiquement exprimée en unités de masse atomique (u) ou Daltons (Da). Comprendre la différence entre masse atomique et nombre de masse est crucial pour la chimie.
Nombre de Masse (A)
- Uniquement des nombres entiers
- Compte simplement protons + neutrons
- Spécifique à un isotope
- Exemple : Carbone-12 a A = 12
Masse Atomique
- Valeur décimale précise
- Prend en compte l'énergie de liaison
- Moyenne de tous les isotopes (pondérée)
- Exemple : Masse atomique du carbone = 12,011 u
Calculer la Masse Atomique
Où :
- mp = Masse du proton = 1,007276 u
- mn = Masse du neutron = 1,008665 u
- me = Masse de l'électron = 0,000549 u
Défaut de Masse et Énergie de Liaison
La masse atomique réelle est légèrement inférieure à la somme de ses parties. Cette différence s'appelle le défaut de masse et correspond à l'énergie de liaison qui maintient le noyau ensemble (E = mc²).
💡 Exemple : Défaut de Masse de l'Hélium-4
Masse attendue : 2(1,007276) + 2(1,008665) + 2(0,000549) = 4,032980 u
Masse réelle : 4,002602 u
Défaut de masse : 4,032980 - 4,002602 = 0,030378 u
Cette masse « manquante » s'est convertie en énergie de liaison !
🔬 Propriétés des Particules Subatomiques
Comprendre les propriétés des protons, neutrons et électrons est fondamental pour la physique atomique et la chimie. Voici une comparaison complète :
| Propriété | Proton (p⁺) | Neutron (n⁰) | Électron (e⁻) |
|---|---|---|---|
| Charge | +1 (+1,602×10⁻¹⁹ C) | 0 | -1 (-1,602×10⁻¹⁹ C) |
| Masse (u) | 1,007276 | 1,008665 | 0,000549 |
| Masse (kg) | 1,673×10⁻²⁷ | 1,675×10⁻²⁷ | 9,109×10⁻³¹ |
| Localisation | Noyau atomique | Noyau atomique | Nuage électronique |
| Découvert par | Rutherford (1917) | Chadwick (1932) | Thomson (1897) |
| Composition en Quarks | uud | udd | Particule fondamentale |
| Stabilité (libre) | Stable | ~10 min de demi-vie | Stable |
📌 Faits Importants
- Les protons sont ~1836 fois plus lourds que les électrons
- Les neutrons sont légèrement plus lourds que les protons (environ 0,14 %)
- La masse de l'électron est souvent négligée dans les calculs de masse atomique
- Les neutrons libres se désintègrent par désintégration bêta en protons, électrons et antineutrinos
❌ 6 Erreurs Courantes dans les Calculs Atomiques
Même les étudiants expérimentés font ces erreurs. Évitez ces problèmes courants lors du calcul des propriétés atomiques :
Confondre Z et A
Le numéro atomique (Z) ne compte que les protons. Le nombre de masse (A) compte protons + neutrons. Souvenez-vous : Z définit l'élément ; A définit l'isotope.
Mauvais signe pour les ions
Électrons = Z - Charge. Pour Ca²⁺ : 20 - (+2) = 18 électrons. Pour Cl⁻ : 17 - (-1) = 18 électrons. Attention aux signes !
Nombre de masse ≠ Masse atomique
Le nombre de masse est un entier. La masse atomique est une mesure précise qui tient compte des effets d'énergie de liaison et des moyennes isotopiques.
Utiliser la masse moyenne pour les isotopes
Lorsque vous travaillez avec des isotopes spécifiques (comme C-14), utilisez le nombre de masse, pas la masse atomique moyenne du tableau périodique.
Oublier les isotopes
Le même élément peut avoir différents nombres de neutrons. Le carbone-12 et le carbone-14 sont tous deux du carbone mais ont des propriétés différentes.
Ordre de configuration électronique
Le 4s se remplit avant le 3d ! Suivez attentivement le principe d'Aufbau. Utilisez la règle diagonale ou mémorisez l'ordre.
🌍 Applications Pratiques
Comprendre la structure atomique n'est pas seulement académique, cela a des applications cruciales dans de nombreux domaines :
🏥 Médecine et Santé
- Imagerie médicale : Isotopes radioactifs (Tc-99m, I-131) pour les scanners TEP et SPECT
- Traitement du cancer : Radiothérapie utilisant Co-60, Cs-137
- Diagnostic : Traceurs radioactifs pour étudier la fonction des organes
- IRM : Basée sur le comportement des noyaux d'hydrogène dans les champs magnétiques
🏛️ Archéologie et Géologie
- Datation au carbone : La désintégration du C-14 mesure des âges jusqu'à 50 000 ans
- Datation des roches : Datation K-Ar, Rb-Sr, U-Pb pour les échelles de temps géologiques
- Science médico-légale : Les rapports isotopiques révèlent l'origine géographique
⚡ Énergie et Industrie
- Énergie nucléaire : Fission de l'U-235 dans les réacteurs
- Recherche sur la fusion : Fusion du deutérium et du tritium
- Détecteurs de fumée : Ionisation par particules alpha de l'Am-241
- Conservation des aliments : Irradiation gamma avec Co-60
🔬 Recherche et Chimie
- Spectroscopie RMN : Utilise des isotopes spécifiques (¹H, ¹³C) pour la structure moléculaire
- Spectrométrie de masse : Identifie les composés par masse atomique
- Études par traceurs : Suit les voies biochimiques avec marquage isotopique
✅ Revue d'Experts et Sources
Ce calculateur et le contenu qui l'accompagne ont été développés sur la base des principes établis de la physique atomique et de la chimie. Nos méthodes de calcul s'alignent sur celles utilisées dans les institutions académiques et normalisées par les organisations scientifiques internationales.
Méthodologie
- Données atomiques de l'IUPAC (Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée)
- Masses des particules du NIST (Institut National des Standards et de la Technologie)
- Configurations électroniques selon les recommandations de l'IUPAC
- Données du tableau périodique mises à jour avec les 118 éléments
Précision
Les calculs utilisent l'arithmétique en virgule flottante de JavaScript. Les masses atomiques sont précises selon les Poids Atomiques Standards publiés par l'IUPAC. Pour les applications scientifiques critiques, consultez les sources de littérature primaire.
Cet outil est conçu à des fins éducatives. Pour les applications de recherche nécessitant une haute précision, vérifiez les résultats avec des bases de données faisant autorité.
📚 Sources et Références
- IUPAC Tableau Périodique des Éléments
- NIST Poids Atomiques et Compositions Isotopiques
- PubChem Tableau Périodique
- Atkins, P. : Chimie Physique, De Boeck Supérieur
- Housecroft, C. : Chimie Inorganique, Dunod
❓ Questions Fréquentes
Comment trouver le nombre de protons dans un atome ?
Le nombre de protons est égal au numéro atomique (Z), que vous pouvez trouver dans le tableau périodique. Chaque élément a un numéro atomique unique. Par exemple, l'oxygène a toujours 8 protons (Z=8), l'or a toujours 79 protons (Z=79). Le numéro atomique définit quel élément est un atome.
Quelle est la différence entre atomes et ions ?
Les atomes sont électriquement neutres : ils ont un nombre égal de protons et d'électrons. Les ions sont des atomes qui ont gagné ou perdu des électrons, leur donnant une charge nette. Les cations sont positifs (ont perdu des électrons) ; les anions sont négatifs (ont gagné des électrons). Par exemple, Na a 11 protons et 11 électrons, mais Na⁺ a 11 protons et seulement 10 électrons.
Pourquoi les isotopes ont-ils des masses différentes ?
Les isotopes du même élément ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons. Comme les neutrons contribuent à la masse (≈1 u chacun), plus de neutrons signifie plus de masse. Le carbone-12 a 6 neutrons ; le carbone-14 a 8 neutrons, le rendant environ 17 % plus lourd.
Les atomes peuvent-ils n'avoir aucun neutron ?
Oui ! Le protium (¹H), l'isotope le plus courant de l'hydrogène, a 1 proton et 0 neutron. C'est le seul atome stable sans neutron. Les éléments plus lourds ont besoin de neutrons pour la stabilité nucléaire ; sans eux, les protons positifs se repousseraient et le noyau se désintégrerait.
Comment les électrons déterminent-ils les propriétés chimiques ?
Les propriétés chimiques dépendent des électrons de valence (couche externe). Les éléments ayant des configurations d'électrons de valence similaires se comportent de manière similaire, c'est pourquoi le tableau périodique est organisé en groupes. Le sodium (1 électron de valence) et le potassium (1 électron de valence) forment tous deux facilement des ions +1.
Que sont les électrons de valence ?
Les électrons de valence sont les électrons de la couche la plus externe (de plus haute énergie) d'un atome. Ils participent aux liaisons chimiques. Pour les éléments du groupe principal, le numéro de groupe égale souvent le nombre d'électrons de valence : le Groupe 1 a 1 électron de valence, le Groupe 17 a 7 électrons de valence.
📋 FAQ - Plus de Questions
Utilisez la formule : Neutrons = Nombre de masse (A) - Numéro atomique (Z). Trouvez le numéro atomique dans le tableau périodique et le nombre de masse dans la notation de l'isotope (ex : le « 14 » dans Carbone-14). Pour ¹⁴C : 14 - 6 = 8 neutrons.
La masse atomique est typiquement exprimée en unités de masse atomique (u), où 1 u = 1,66054×10⁻²⁷ kg. Un atome de carbone-12 a une masse d'exactement 12 u par définition, soit environ 1,99×10⁻²⁶ kg. Pour convertir les u en kg, multipliez par 1,66054×10⁻²⁷.
Dans un atome neutre, le nombre d'électrons est égal au nombre de protons (qui est égal au numéro atomique). Cet équilibre des charges positives et négatives rend l'atome électriquement neutre. L'oxygène (Z=8) a 8 protons et 8 électrons quand il est neutre.
La stabilité nucléaire dépend du rapport neutrons/protons. Les éléments légers sont stables avec N ≈ Z ; les éléments plus lourds ont besoin de plus de neutrons. La « bande de stabilité » montre les combinaisons stables. Trop ou pas assez de neutrons rendent les atomes radioactifs : ils se désintègrent pour atteindre une configuration plus stable.
Le numéro atomique (nombre de protons) identifie de manière unique chaque élément. Les éléments sont classés par ordre croissant de numéro atomique. Cette organisation révèle des motifs périodiques dans les propriétés : les éléments de la même colonne (groupe) ont un comportement chimique similaire car ils ont le même nombre d'électrons de valence.
La configuration électronique montre comment les électrons sont distribués dans les orbitales (1s, 2s, 2p, etc.). Elle détermine les propriétés chimiques et le comportement de liaison. Les atomes avec des configurations d'électrons externes (valence) similaires ont des propriétés similaires, c'est pourquoi les groupes du tableau périodique fonctionnent.
Oui ! Quand un atome perd des électrons, il devient un ion positif (cation) avec plus de protons que d'électrons. Par exemple, Na⁺ a 11 protons mais seulement 10 électrons. Les métaux forment couramment des cations en cédant leurs électrons de valence.
La notation complète de l'isotope est ᴬ꜀X, où A est le nombre de masse (exposant), Z est le numéro atomique (indice) et X est le symbole de l'élément. Comme Z est implicite par le symbole, on écrit souvent juste ᴬX ou Élément-A. Exemples : ¹⁴C, ²³⁵U, ou Carbone-14, Uranium-235.
L'unité de masse atomique (u), aussi appelée Dalton (Da), est définie comme exactement 1/12 de la masse d'un atome de carbone-12. Cela équivaut à environ 1,66054×10⁻²⁷ kg. Utiliser les u rend les masses à l'échelle atomique des nombres gérables plutôt que de minuscules valeurs décimales.
La radioactivité se produit quand un noyau est instable en raison d'un rapport protons/neutrons défavorable ou parce qu'il est trop grand. Le noyau émet spontanément des particules (alpha, bêta) ou de l'énergie (rayons gamma) pour devenir plus stable. Tous les éléments avec Z > 82 (plomb) sont radioactifs.