Bases de Physique Nucléaire Structure de l’atome C’est la première leçon. Le sujet est la structure atomique de base. Jour 1- Presentation 1

Objectifs Discuter la structure de l'atome, y compris les neutrons, les protons et les électrons Apprendre davantage sur le numéro atomique, masse atomique, la stabilité nucléaire et noyaux radioactifs ou instables

Contenu Atome Noyau Electron, Energie de liaison Tableau Périodique des Eléments Isotopes Stabilité Nucléaire

Atome Protons chargés positivement (+), neutrons sans charges et L’ atome est Composé de: Protons chargés positivement (+), neutrons sans charges et Electrons chargés négativement (-) Un atome est la structure de base à partir de laquelle toute la matière est constituée, de la même manière que la brique est la structure de base à partir de laquelle une paroi est construite. Bien que les atomes sont trop petits pour être vu de nos yeux, les scientifiques ont longtemps eu des preuves indirectes de l'existence des atomes. Les philosophes grecs ont vu l'origine des atomes comme des sphères dures sans relief. Ils ont reconnu quatre types d'atomes - la terre, l'air, l'eau et le feu - qui, combinés ensemble pour faire toute la matière. Le développement de la chimie a conduit à la découverte de nombreux autres types d'atomes. Les lois de valence ont suggéré que les forces entre les atomes étaient très spécifiques dans la nature, une caractéristique qui fait allusion à une structure atomique interne. Les atomes et les phénomènes électromagnétiques ont également été trouvés à être liés. Tous les types d'atomes émettent de la lumière, et les spectres caractéristiques liés à une structure interne distinguent les éléments. Dans les années 1900, les scientifiques ont commencé à identifier les particules subatomiques qui composent les atomes.

Atome Modèle de Thomson Modèle de Rutherford Thomson a proposé un modèle, parfois appelé le «plum-pudding» ou modèle «gâteau au raisin", dans laquelle des milliers de corpuscules minuscules chargés négativement essaim dans une sorte de nuage de masse nulle charge positive. Cette théorie a été annulée par le l’ancien élève de Thomson, Ernest Rutherford. En 1911, Ernest Rutherford a mis en question le modèle de Thomson et a utilisé la diffusion des particules alpha pour étudier la structure. Le modèle de Thomson était correct, les particules alpha ne traversent l'atome. Cependant, s'il y avait quelque chose dans l'atome, une partie des particules aurait interagit et dévié. Les alphas ont été déviés et Rutherford a supposé que la déviation était due à un gros cœur au centre de l'atome. Il a nommé ce cœur le noyau et a déterminé qu'il a été chargé positivement, entouré par des électrons négatifs. Ce modèle a été prouvé qu’il est faux. Les électrons sont accélérés en raison de leur mouvement circulaire autour du noyau. Comme les électrons sont accélérés, ils doivent continuellement émettre de l'énergie sous forme de rayonnement électromagnétique. Pour émettre de l'énergie, le système doit également perdre de l'énergie. Pour perdre de l'énergie, le noyau doit diminuer. Cela signifierait que l'orbite de l'électron deviendrait de plus en plus petit jusqu'à ce qu'il entre en collision avec le noyau.

Atome Modèle de Bohr In 1913, Bohr realized that the model of the atom wasn’t wrong. It was the classical laws that did not apply to the phenomena inside the atom. Using the principles of Planck and Einstein, Bohr made several general assumptions regarding the structure of the atom. En 1913, Bohr s'est rendu compte que le modèle de l'atome n‘était pas faux. Ce sont les lois classiques qui ne s'appliquaient pas aux phénomènes à l'intérieur de l'atome. En utilisant les principes de Planck et Einstein, Bohr a fait plusieurs hypothèses générales concernant la structure de l'atome. -Certains "États stationnaires" existent dans les atomes où les électrons en orbite n’émettent pas de l'énergie sous forme de rayonnement électromagnétique d’une façon continue. -L’émission ou absorption du rayonnement électromagnétique peut se produire uniquement quand une transition existe entre deux états stationnaires. L'énergie du rayonnement émise ou absorbée est proportionnelle à la différence d'énergie entre deux états stationnaires. Cette diapositive affiche une image des éléments de base de l'atome tel que prévu par Neils Bohr. Le modèle de Bohr de l'atome est constitué d'un noyau central composé de neutrons et de protons entourés par un certain nombre d'électrons orbitaux égal au nombre de protons. Chacune de ces particules est décrite en termes de propriétés mesurables, y compris la masse et la charge. La force électrique d'attraction entre les protons chargés positivement dans le noyau et les électrons chargés négativement autour du noyau constituent, ensemble, l'atome. Les atomes contenant le même nombre de protons et d'électrons ont une charge neutre. Les atomes qui ont plus d’électrons ou en ont moins ont une charge électrique nette et sont appelés ions. Les ions peuvent interagir avec d'autres ions en raison de la force d'attraction électrique entre les charges opposées.

Nucléons Les protons et les neutrons forment (ensemble) le noyau de l’atome. Le noyau détermine l'identité de l'élément et sa masse atomique. Le noyau est au centre de l'atome, où la majorité (99,9%) de la masse d'un atome est maintenue. Bien que le noyau contient la majorité de la masse de l'atome, le noyau est très faible par rapport à la taille de l'ensemble atome. La plus grande partie de l'atome est un espace vide qui entoure le noyau. Les protons sont chargés positivement, par conséquent, le noyau a une charge électrique positive. Le proton et le neutron ont essentiellement la même masse mais seulement le proton est chargé alors que le neutron n'a pas de charge.

Protons Les protons sont des particules chargés positivement et se trouvent dans le noyau d’un atome. Chaque élément a un numéro atomique unique (un nombre de protons unique). Les protons sont des particules chargées positivement et se trouvent à l'intérieur du noyau d'un atome. Chaque atome d'un élément particulier contient le même nombre de protons. En fait, le nombre de protons est unique pour chaque élément. Chaque élément a un numéro atomique unique ou un nombre unique de protons dans son noyau. Le nombre de protons ne change jamais pour un élément donné. Par exemple, l'oxygène a un numéro atomique de 8 qui nous dit que l'oxygène a toujours 8 protons. Le numéro atomique du cuivre est de 29, ce qui signifie qu'il y a 29 protons dans le noyau d'un atome de cuivre. Le nombre de protons dans l’uranium est 92, le nombre de protons est souvent désigné en tant que «Z». Pour un atome neutre, le nombre de protons dans le noyau est égal au nombre d'électrons autour du noyau de cet atome. La table périodique moderne des éléments présente les différents éléments par ordre de numéro atomique croissant. Pour un élément donné, le nombre de protons ne change jamais. Par exemple, l'oxygène a un numéro atomique de 8 ce qui indique que l'oxygène a toujours 8 protons.

Neutrons Les neutrons sont d'autres particules qui se trouvent dans le noyau d'un atome. Contrairement aux protons et électrons. Cependant, les neutrons ne portent aucune charge électrique et sont donc «neutres». Les neutrons sont d'autres particules qui se trouvent dans le noyau d'un atome. Contrairement aux protons et électrons, les neutrons ne portent aucune charge électrique. Par conséquent, les neutrons sont «neutres». Les atomes d'un élément donné ne contiennent pas toujours le même nombre de neutrons. Les atomes qui ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons dans le noyau sont appelés isotopes. Ce sont des isotopes d'un même élément. Les atomes d'un élément donné ne contiennent pas toujours le même nombre de neutrons.

Electrons Les électrons sont des particules chargées négativement qui tournent au tour du noyau dans des "orbites" semblables à des orbites de la lune autour d'une planète. Les électrons sont des particules chargées négativement qui sont sur des orbites autour du noyau. La masse d'un électron est d'environ 1 / 2000ème de la masse d'un proton ou d’un neutron. Le partage ou l'échange d'électrons entre les atomes forment des liaisons chimiques, qui montrent comment les nouvelles molécules et les composés sont formés. Les atomes interagissent avec d'autres atomes en partageant ou en transférant des électrons qui sont les plus éloignés du noyau. Ces électrons sont parfois appelés électrons de valence. Ces électrons des couches externes déterminent les propriétés chimiques de l'élément, telle que la facilité avec laquelle il interagit avec d'autres éléments et les proportions permises pour ses combinaisons avec d'autres substances. Le partage ou l'échange d'électrons entre les atomes forment des liaisons chimiques qui permettent de savoir comment de nouvelles molécules et d’autres composés sont formés

ENERGIE DE LIAISON DES ELECTRONS Les électrons existent dans les «couches» discrètes autour du noyau (similaires aux planètes autour du soleil) Chaque couche représente une énergie de liaison unique tenant les électrons liés au noyau Les couches sont désignées par des lettres(K, L, M, N …) où K, la couche la plus proche du noyau, a la plus grande énergie de liaison, donc les électrons de la couche K sont les plus liés Le nombre maximum d'électrons dans chaque couche: 2 dans la couche K, 8 dans la couche L … Les électrons de l'atome se déplacent rapidement autour du noyau. Si nous essayons de détecter un électron dans un atome, on peut trouver des preuves de se situer presque partout autour du noyau. Cependant, si l'on répète cette expérience plusieurs fois, il se trouve que l'électron est beaucoup plus susceptible de se trouver dans certaines régions de l'espace entourant le noyau que dans d'autres régions de l'espace. On pourrait penser que l'électron se déplace rapidement autour du noyau et de notre expérience "attrape" l'électron comme un «instantané» instantané de celui-ci en mouvement. La probabilité de trouver l'électron dans une région de l'espace peut alors être décrite par un nuage qui fluidifie rapidement comme on va plus loin du noyau. La densité du nuage est en tout point la probabilité de trouver l'électron à ce point. La région de l'espace dans laquelle un électron est le plus probable d'être trouvé est appelée un orbite. Pas plus de deux électrons peuvent occuper le même orbite. Dans la couche électronique la plus profonde (niveau d'énergie qu'un électron peut occuper), il n'existe qu'un seul orbite et donc seulement deux électrons peuvent occuper cette couche. L'électron célibataire d'hydrogène se trouve dans cette première couche comme le cas des deux électrons de l'hélium. Dans la deuxième couche électronique il a 4 orbites, et par conséquent, cette couche peut contenir 8 électrons. Les électrons dans chacun des quatre orbites ont la même énergie, mais occupent des volumes différents de l'espace. Le troisième électron du lithium occupe cette couche électronique. Les colonnes de la table périodique correspondent au nombre d'électrons dans la couche électronique la plus externe. Il y a encore plus de couches électroniques et orbites plus compliquées, mais vous n'avez pas besoin d'en savoir davantage que ceux qui existent.

Résumé de l’Atome Particule Symbole Masse (kg) Energie (MeV) Charge Proton p 1.672E-27 938.2 +1 Neutron n 1.675E-27 939.2 Electron e 0.911E-30 0.511 -1 Puisque l'énergie et la matière sont liées, chaque particule atomique a une énergie équivalente qui est indiquée dans la colonne 4 du tableau. Les charges positives et négatives de l'électron et du proton sont respectivement équivalentes à 1,6 x 10-19 Coulombs.

Unité de masse atomique (uma) L’échelle de masse atomique était basée à l’origine sur l’hydrogène: L’atome 1H= 1 uma L’atome de 16O = 16 uma L’atome du 12C = 12 uma Maintenant l’échelle est basée sur le 12C - l’atome du 12C = exactement à 12 uma - l’atome de 1H = 1,0078252 uma - l’atome de 16O = 15,9949149 uma Où 1 uma est approximativement égal à 1,6605x10-24 g Les atomes étant très petits, les scientifiques ont créé l'unité de masse atomique (uma) pour mesurer la masse des particules subatomiques. Pour trouver la masse atomique approximative d'un atome, on fait la somme du nombre de protons et de neutrons du noyau. Une unité de masse atomique est une très petite quantité de masse. Une uma est de 1/12 de la masse d'un atome du 12C qui possède 6 protons et 6 neutrons dans son noyau. Une uma est d'environ 1,66 x 10-27 kg ou 1,66 x 10-24 grammes. Les valeurs des masses atomiques des éléments, généralement représentées par la lettre "A", ne sont presque jamais un entier. La seule exception est le carbone, dont la masse a été utilisée comme référence standard. La masse d'un atome de carbone 12C est spécifiée comme exactement 12. La masse d'un atome d'un autre élément est le rapport de sa masse à la masse d'un atome de carbone. Même les masses de protons, de neutrons et d'électrons sont des ratios de la masse de carbone. Ces rapports ne sont pas des nombres entiers. Comme les atomes sont constitués d'un nombre variable de ces particules, il est peu probable que la masse d'un atome autre que le carbone pourrait s'élever à exactement un nombre entier.

Unité de Masse Atomique (uma) La masse atomique du proton et de neutron est approximativement: Proton = 1.6726 x 10-24 g = 1.0073 uma Neutron = 1.6749 x 10-24 g = 1.0087 uma Donc, le neutron est un peu plus lourd que le proton. La masse d’un proton ou d’un neutron est de l’ordre de 1uma (actuellement légèrement plus grande). Exemple: si un atome a 3 protons, 4 neutrons et 3 éléctrons, la masse atomique est d’environ 7 amu, par ce que on ne compte pasles très petites masses des éléctrons de l’atome (1/2000 ). On fait uniquement la sommedu nombre de protons et de neutrons (chacun a une masse de 1 uma) dans le noyau. Question: trouver la masse atomique d’un atome qui a 10 protons, 8 neutrons et 10 électrons. Réponse: 18 uma. Faire la somme des protons et des neutrons.

Unité de Masse Atomique (uma) La différence entre la masse du neutron et celle du proton peut se comprendre si l'on suppose que le neutron est seulement un proton associé à un électron formant une particule neutre légèrement plus lourde qu'un seul proton.

Unité de Masse Atomique (uma) La masse atomique de l’électron est approximativement: Electron = 9.1094 x 10-28 g = 0.00055 uma Ainsi, l'électron a une masse beaucoup plus faible que celle du proton ou du neutron, 1837 fois plus petite, soit environ 2000 fois plus petite. La masse d’un électron, cependant, est environ 1/2000 uma ou environ 9.11 x 10-31 kg ou 9.11. X 10-28 g.

Elements Le nombre de protons dans un atome caractérise l'élément. Un élément est une substance composée d'un seul type d'atome. Il ne peut pas être divisé en éléments plus simples par des procédés chimiques. Il y a 92 éléments naturels. Les éléments peuvent être solides, liquides ou gaz. Pour un atome non chargé, le nombre d'électrons est égal au nombre de protons.

% par rapport à la masse de la terre 10 Eléments les plus abondants Elément Symbole Protons % par rapport à la masse de la terre Oxygène O 8 46.6 Silicon Si 14 27.7 Aluminum Al 13 8.1 Fer Fe 26 5.0 Calcium Ca 20 3.6 Sodium Na 11 2.8 Potassium K 19 2.6 Magnesium Mg 12 2.1 Titanium Ti 22 0.4 Hydrogène H 1 0.1 Les éléments de la terre sont inégalement répartis. Certains d’entre eux sont un peu plus fréquents que d'autres. Les dix éléments les plus abondants sur terre représentent plus de 99% de notre planète. Bien qu'il existe 92 éléments naturels, les 10 éléments les plus abondants ont tous 26 ou moins de protons (nombre atomique inférieur à 27).

Tableau Périodique des Eléments En 1869, le chimiste russe Dmitri Mendeleev décrit d'abord un classement des éléments chimiques connus maintenant sous le nom du tableau périodique. Le tableau périodique affiche tous les éléments chimiques systématiquement dans l'ordre croissant de numéro atomique (nombre de protons dans le noyau). En 1869, le chimiste russe Dmitri Mendeleev décrit pour la première fois un arrangement de 63 éléments chimiques connus, basés sur la masse atomique dont il a publié dans les Principes de la Chimie. Cette disposition est maintenant connue sous le nom de la table périodique. Mendeleev a écrit: «Les éléments, s'ils sont disposés selon leur masse atomique, montrent une périodicité distincte de leurs propriétés .... Eléments présentant des similitudes dans leur comportement chimique qui ont des poids atomiques approximativement égales (comme dans le cas de Pt, Ir, os) ou ils possèdent des poids atomiques qui augmentent d'une manière uniforme (comme dans le cas de K, Rb, Cs) ". L'organisation de Dmitri a dépassé les tentatives de classification par d'autres. Mendeléev a prévu pour la variance de l'ordre strict de poids atomique, de place pour de nouveaux éléments, et prédit trois éléments encore à être découverts dont le Silicium et le Bore. Sa table ne comprend pas tous les gaz nobles, qui n'avaient pas encore été découverts.

Tableau Périodique des Eléments Terre rare Séries des Actinides Séries de Lanthanides Il y a 92 éléments trouvés dans la nature et plusieurs éléments d'origine humaine, plus exotiques. Basés sur leurs propriétés chimiques et physiques, les scientifiques les classent pour montrer les relations entre ces éléments. Cette classification est sous le noms de la table périodique des éléments. Les observations montrent que les mêmes éléments existent dans l'univers connu. Les éléments et leurs interactions sont étudiées dans toutes les disciplines de la science, que les produits chimiques sont à la base de la science de la vie, des sciences physiques et de la terre et des sciences spatiales.

Lorsque deux atomes se rapprochent les uns des autres, les noyaux ne sont jamais assez près pour interagir. Seuls les électrons des atomes interagissent les uns avec les autres. Pour cette raison, le comportement chimique d'un atome est déterminé par les électrons, en particulier le nombre d'électrons de la couche électronique la plus externe. La couche électronique extérieure est appelée la couche de valence de l'atome, et les électrons dans la couche de valence sont appelés électrons de valence. Un atome qui a le nombre maximum d'électrons de valence sur sa couche de valence sera chimiquement non réactif ne formant pas de liaisons avec d'autres atomes. Cependant, n'importe quel atome qui ne possède pas le nombre maximal d'électrons de valence dans sa couche de valence sera chimiquement réactif. Une façon de penser de ceci est qu’un atome va interagir avec d'autres atomes s’il peut remplir sa couche de valence avec les électrons de cette manière. La table périodique est organisée de telle manière que des éléments de caractéristiques chimiques similaires sont regroupés. Comme indiqué dans la table périodique affichée, la colonne de droite représente tous les éléments inertes alors que la colonne suivante représente les halogènes. Les non-métaux, les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, les métaux de terres rares et d'autres métaux sont également groupés séparément, comme indiqué par le code de couleur. Les Gaz, les matières solides, liquides et synthétiques sont également identifiés par un code de couleur.

Exemple d’Elément – le Zirconium Configuration des couches électroniques: K 1s-2 2 L 2s-2 2p-6 8 M 3s-2 3p-6 3d-10 18 N 4s-2 4p-6 4d- 2 10 O 5s-2 2 10 + 18 + 12 = 40 K L M N O 40 Zr Zirconium 91.2 Cette diapositive utilise le Zirconium pour illustrer le nombre de protons et de neutrons et aussi la distribution des électrons dans leurs couches respectives.

Exemple d’Elément – le Zirconium Nom: Zirconium Symbole: Zr Numéro Atomique : 40 Masse Atomique : 91.224 uma Point de fusion: 1852.0 °C Point d’ébullition: 4377.0 °C Nombre de Protons/Electrons: 40 Nombre De Neutrons: 51 Classification: Métaux de transition Etat ordinaire: Solide Densité @ 293 K: 6.49 g/cm3 Couleur: Blanc argenté Date de découverte: 1789 Découvreur: Martin Klaproth Certaines informations de base concernant le Zirconium.

La notation typique d’un isotope s’écrit ainsi: Les atomes d’un même élément qui ont le même nombre de protons et un nombre de neutrons différent dans le noyau sont appelés isotopes. Un élément peut avoir plusieurs isotopes. Un isotope d'un élément est constitué d'atomes contenant le même nombre de protons que tous les autres isotopes de cet élément, mais chaque isotope possède un nombre différent de neutrons. Les isotopes peuvent être exprimés en utilisant la nomenclature Néon-20 ou 2010Ne, où 20 représente le nombre total de neutrons et de protons de l'atome (souvent désigné comme le nombre de masse A), et 10 représente le nombre de protons (numéro atomique Z) . De nombreux isotopes sont stables, d'autres non. Les isotopes instables libèrent normalement de l'énergie en subissant des transformations nucléaires (également appelés décroissance ou désintégration) par un de plusieurs processus radioactifs décrits plus loin dans ce module. Tous les isotopesd’un élément ont despropriètés chimiques identiques. Cela signifie qu'il est difficile de séparer les isotopes les uns des autres par des procédés chimiques. Cependant, les propriétés physiques des isotopes, telle que leur masse, des points d'ébullition et le point de congélation, sont différentes. Les isotopes peuvent être plus facilement séparés les uns des autres à l'aide des processus physiques. Xy Z A Xy = symbole de l’élément A = masse atomique (neutron + protons) Z = numéro atomique (protons) La notation typique d’un isotope s’écrit ainsi:

Les Isotopes Le nombre de protons et d’électrons reste le même Mais le nombre de neutrons varie Le nombre de protons dans les isotopes d'un atome reste le même, ainsi que le nombre d'électrons qui correspond au nombre de protons. La seule variable est le nombre de neutrons qui représente la différence entre les masses des isotopes, même s’ils sont tous d'un même élément. La plupart des atomes de l'élément hydrogène contiennent uniquement un proton dans leur noyau. Chacun de ces atomes a une masse de 1.008 uma. Il existe également des atomes d'hydrogène qui ont un ou deux neutrons dans le noyau, en plus du simple proton. Ceux-ci sont appelés deutérium et le tritium, ayant des masses de 2.014 uma et 3.016 respectivement. Le deutérium et le tritium sont des isotopes de l'hydrogène. Un atome de deutérium a deux particules dans son noyau, et le tritium en a trois. Comme les atomes de deutérium et de tritium n'ont qu'un seul proton dans leur noyau, ils ont un seul électron. Ils se comportent, chimiquement, comme les autres des atomes d'hydrogène. Un atome qui avait trois particules dans son noyau, comme le tritium, mais deux étaient des protons et un était le neutron serait un isotope d'un élément différent, l'hélium (3He). Parce qu'il y a deux protons dans ce noyau, il y aura aussi deux électrons autour de lui. Etant donné que ce sont les électrons extérieurs qui déterminent les propriétés chimiques d'un atome, ce serait donc un type différent d'un atome d'hydrogène. La présence de deux plutôt que d'un électron lui ferait avoir des propriétés chimiques distinctes. Ainsi, il doit être un élément différent, et il est nommé hélium. L'isotope le plus commun de l'hélium (He-4) dispose de deux protons et deux neutrons dans le noyau de chaque atome.

Les Isotopes Le Nombre de protons égal au nombre de neutrons Il existe de nombreux isotopes. La plupart ont plus de neutrons que de protons. Certains sont stables, mais la plupart sont instables (radioactifs). Les éléments sont classés dans la table périodique avec Z croissant. Radioisotopes are arranged by A and Z in the chart of the nuclides. Always be certain which axis represents the number of protons (Z) and which represents the number of neutrons (N). Most isotopes have more neutrons than protons. Since protons are positively charged, the more protons, the more repulsive the forces in the nucleus become. The neutrons exert a stabilizing nuclear force to counteract the repulsion of the positively charged protons.

La Stabilité Nucléaire Un nucléide stable ou non radioactif est celui dont les atomes ne varient pas Si l'on trace les noyaux stables, une tendance intéressante (indiquée dans la diapositive suivante) Le graphique de la diapositive suivante montre un graphique représentant le nombre de neutrons N en fonction du numéro atomique Z pour les noyaux stables La stabilité du noyau est lié au rapport neutrons / protons (N / Z) et le nombre total de protons dans le noyau.

La ligne de Stabilité N > Z Les protons du noyau sont chargés positivement et ont donc tendance à se repousser mutuellement. S'il n'y avait pas la force nucléaire, le noyau serait éclaté à cause de cette répulsion électrique. La force nucléaire maintient donc le noyau compacte. La ligne pointillée indique la zone où les isotopes stables se trouveraient lorsque le nombre de neutrons, N, était toujours égal au nombre de protons, Z (zone de stabilité). Cependant, comme le nombre Z augmente, N devient supérieur à Z pour compenser la répulsion électrostatique des protons chargés positivement (voir le complot des isotopes stables dans la figure). Tous les isotopes stables tombent dans ​​cette zone. Les isotopes radioactifs (instables) ne sont pas dans cette zone et grasse à leur désintégration, ils ont tendance à se rapprocher de la stabilité en ajustant leur rapport N/P.

La Stabilité Nucléaire Pour les gros noyaux stables, N est environ 1,5 x Z Dans le noyau, les protons et les neutrons sont liés entre eux grâce à une interaction forte. Si cette interaction n'existait pas, les noyaux ne pourraient pas être stables et seraient dissociés sous l'effet de la répulsion électrostatique des protons entre eux. Le noyau est maintenu par une force mal comprise, c’est la force nucléaire Comme le nombre de protons dans le noyau augmente, le nombre de neutrons doit augmenter proportionnellement pour que le noyau reste stable. Ainsi, le rapport N / Z doit augmenter à mesure que Z augmente pour vaincre la répulsion électrostatique des protons.

La Stabilité Nucléaire La force nucléaire est une force à portée extrêmement courte EIle agit sur ​​une distance maximale d'environ deux fois le diamètre du proton La force nucléaire est responsable de l'énergie de liaison qui maintient le noyau atomique La force nucléaire est mal comprise, mais c’est bien réelle et c'est ce qui maintient le noyau de s'exploser tout simplement.

Les Noyaux instables Les noyaux qui ne se trouvent pas dans la zone de stabilité ont tendance à être instables ou “radioactifs” Ils sont appelés “radionucléides” Quelques radionucléides ne tombent sur ​​la ligne de stabilité, mais leur taux de décroissance est si lent que, à toutes fins pratiques, ils sont stables Quelques exemples de noyaux qui sont vraiment instables (mais dont le taux de décroissance est très lent qu'ils semblent stables) comprennent: K-40, V-50, Rb-87, In-115, Te-130, La-138, Nd-144, Sm-147, Lu-176, Re-187, Th-232, U-235, and U-238

Les Noyaux instables Les radionucléides sont soumis à un processus appelé transformation ou désintégration radioactive Dans ce processus, le noyau émet des particules pour ajuster son rapport N / Z La transformation radioactive, la désintégration et la décroissance sont toutes fondamentalement synonymes. Dans une désintégration radioactive, des particules et de l'énergie sont émises avec le résultat final qui est un noyau stable, qui est généralement un élément de la mère chimique différente.

Exemple de Certains Radionucléides d'origine naturelle 235U et 238U 60Co, 137Cs, 90Sr se trouvent dans les centrales nucléaires 192Ir utilisé en radiographie 99mTc utilisé en médecine nucléaire 131I utilisé dans les conditions de traitement de la thyroïde Il y a beaucoup, beaucoup de radionucléides, à la fois dans la nature et produits par des activités humaines. Ceux indiqués sur cette diapositive ne sont que quelques radionucléides représentatifs.

Résumé Les atomes sont constitués de trois particules de base: Les protons et les neutrons se mettent ensemble pour former le noyau - la partie centrale de l'atome Les protons portent une charge positive Les neutrons sans charge Les électrons portent une charge négative et tournent autour du noyau

Où trouver plus d’information Cember, H., Johnson, T. E, Introduction to Health Physics, 4th Edition, McGraw-Hill, New York (2009) International Atomic Energy Agency, Postgraduate Educational Course in Radiation Protection and the Safety of Radiation Sources (PGEC), Training Course Series 18, IAEA, Vienna (2002)