“reuss” — 2007/1/9 — 17:32 — page 10 — #24
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L’épopée de l’énergie nucléaire
Le pas suivant fut franchi par Rutherford lui-même, quand il proposa de remplacer ces
paires par des particules proprement dites, neutres, de masse similaire à celle du proton,
mais sans charge, qu’on appela « neutrons ».
En 1932, l’Anglais James Chadwick confirma définitivement cette hypothèse en mettant
expérimentalement en évidence le neutron.
[ c
ACJC - Fonds Curie et Joliot-Curie.]
Figure 1.17. James Chadwick, prix Nobel de physique en 1935.
Le modèle du noyau composé de A nucléons se répartissant en Z protons et N = A − Z
neutrons que nous utilisons aujourd’hui fut proposé cette même année par l’Allemand
Werner Heisenberg, plus connu par ses travaux en mécanique quantique (prix Nobel de
physique en 1932).
Ce modèle explique l’isotopie, découverte, sur les éléments radioactifs, par Frederick
Soddy, en 1913, puis ensuite sur les éléments stables : les atomes de même Z mais différant
par N, « isotopes » d’un même élément (ce qui signifie « même emplacement » dans la
table de Mendeleïev) sont pratiquement indiscernables par la chimie qui n’analyse que
le cortège des Z électrons autour du noyau ; en revanche, leurs propriétés nucléaires (par
exemple une période radioactive) peuvent être fort différentes.
Remarquons au passage que l’isotopie explique aisément les valeurs non entières du
nombre A parfois observées, par exemple 35,5 pour le chlore : ces éléments sont formés
d’un mélange d’isotopes, c’est-à-dire d’atomes différant par A mais non par Z et donc
impossibles à distinguer dans les réactions chimiques usuelles ; ainsi le chlore naturel
(Z = 17) est formé pour les trois quarts de chlore 35 (noyau composé de 17 protons et 18
neutrons) et pour un quart de chlore 37 (noyau composé de 17 protons et 20 neutrons), ce
qui, en moyenne, donne un nombre de masse de 35,5 (3/4 de 35 plus 1/4 de 37). On sait
aujourd’hui que la plupart des éléments sont des mélanges isotopiques : on recense plus
de 300 nucléides (espèces nucléaires)
3 pour 90 éléments naturels
4 .
3 Francis Aston, l’inventeur du spectrographe de masse, en découvrit 212.
4 Les éléments 43 et 61, qui n’ont pas d’isotope stable, ne se trouvent pas dans la nature.
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L’épopée de l’énergie nucléaire
Le pas suivant fut franchi par Rutherford lui-même, quand il proposa de remplacer ces
paires par des particules proprement dites, neutres, de masse similaire à celle du proton,
mais sans charge, qu’on appela « neutrons ».
En 1932, l’Anglais James Chadwick confirma définitivement cette hypothèse en mettant
expérimentalement en évidence le neutron.
[ c
ACJC - Fonds Curie et Joliot-Curie.]
Figure 1.17. James Chadwick, prix Nobel de physique en 1935.
Le modèle du noyau composé de A nucléons se répartissant en Z protons et N = A − Z
neutrons que nous utilisons aujourd’hui fut proposé cette même année par l’Allemand
Werner Heisenberg, plus connu par ses travaux en mécanique quantique (prix Nobel de
physique en 1932).
Ce modèle explique l’isotopie, découverte, sur les éléments radioactifs, par Frederick
Soddy, en 1913, puis ensuite sur les éléments stables : les atomes de même Z mais différant
par N, « isotopes » d’un même élément (ce qui signifie « même emplacement » dans la
table de Mendeleïev) sont pratiquement indiscernables par la chimie qui n’analyse que
le cortège des Z électrons autour du noyau ; en revanche, leurs propriétés nucléaires (par
exemple une période radioactive) peuvent être fort différentes.
Remarquons au passage que l’isotopie explique aisément les valeurs non entières du
nombre A parfois observées, par exemple 35,5 pour le chlore : ces éléments sont formés
d’un mélange d’isotopes, c’est-à-dire d’atomes différant par A mais non par Z et donc
impossibles à distinguer dans les réactions chimiques usuelles ; ainsi le chlore naturel
(Z = 17) est formé pour les trois quarts de chlore 35 (noyau composé de 17 protons et 18
neutrons) et pour un quart de chlore 37 (noyau composé de 17 protons et 20 neutrons), ce
qui, en moyenne, donne un nombre de masse de 35,5 (3/4 de 35 plus 1/4 de 37). On sait
aujourd’hui que la plupart des éléments sont des mélanges isotopiques : on recense plus
de 300 nucléides (espèces nucléaires)
3 pour 90 éléments naturels
4 .
3 Francis Aston, l’inventeur du spectrographe de masse, en découvrit 212.
4 Les éléments 43 et 61, qui n’ont pas d’isotope stable, ne se trouvent pas dans la nature.