(Richard Feynman, Cours de physique, Mécanique, I).

On a d'abord donné le nom d'atomes aux plus petites particules de la matière, celles auxquelles doit s'arrêter toute division des corps. (histoire des sciences Ecole Atomistique). Aujourd'hui, on appelle atome le constituant de la matière au niveau le plus élémentaire compatible avec des propriétés chimiques données. Un élément chimique correspond à un corps composé d'atomes identiques. 

On peut toujours dire que toute la matière qui nous entoure est constituée d'atomes, mais les atomes considérés par la physique, ne sont plus des objets insécables. Tout au plus peut-on dire qu'il est impossible de diviser par des processus chimiques.

Ils sont constitués d'une partie centrale, le noyau atomique, formé de nucléons (protons, dont la charge électrique est positive, et neutrons, neutres électriquement) en nombre variable, et d'un cortège, ou d'un nuage, d'électrons, dont la charge électrique est négative et dont le nombre est égal au nombre de protons, quand l'atome est électriquement neutre - son état habituel. 

Un atome qui a temporairement plus ou bien moins d'électrons que de protons est appelé un ion. 

Lorsque les atomes s'unissent entre eux par une liaison chimique, ils forment des molécules. Lorsque des atomes ou les molécules se trouvent isolés, ils constituent un gaz. Atomes et molécules peuvent également s'assembler pour former une structure cristalline, caractéristique de l'état solide, ou encore des regroupements moins contraignants tels ceux que l'on observe dans les liquides.

Introduction historique

Pendant l'Antiquité, l'Ecole atomistique, représentée notamment par Démocrite et Epicure (La matière dans l'Antiquité : les atomes) avait fondé toute sa physique sur l'hypothèse selon laquelle la matière était discontinue, autrement dit formée de particules microscopique solides, impossible à diviser, les atomes. Parmi les autres autres affirmations de cette école on retiendra que  :

• les atomes sont éternels, mais pas leurs assemblages, ce qui explique les changements observés dans la matière;

• les atomes sont séparés par du vide;

• les atomes qui composent les différents corps diffèrent entre eux par la forme, la taille ou l'agencement géométrique;

• les propriétés de la matière sont la conséquence des  manières diverses dont s'assemblent les atomes.

En 1808, John Dalton, a présenté une théorie atomique capable de rendre compte de la plupart des phénomènes chimiques connus en son temps. On peut résumer comme suit sa thèse :

• Les atomes sont particules individuelles de matière que l'on ne peut diviser par aucun processus connu. Par exemple, l'eau peut être décomposée en hydrogène et en oxygène, mais l'hydrogène et l'oxygène ne peuvent pas être décomposés en autre chose, c'est en cela que l'on peut dire qu'il y a des atomes d'hydrogène et d'oxygène, mais qu'il n'y a pas d'atomes d'eau, seulement des molécules d'eau.

• Les atomes qui composent une substance élémentaire sont très similaires en masse et en taille, ainsi que dans leurs autres caractéristiques - un atome de soufre ou d'azote est très similaire en taille et en masse à un autre atome de soufre ou d'azote, par exemple.

• Les atomes d'un élément simple - disons les atomes de l'oxygène, du carbone, du fer, etc. - diffèrent en masse, en taille et par leurs autres caractéristiques des atomes des autres éléments simples - une atome de fer diffère en taille et en masse d'un atome d'oxygène, par exemple.

• Les atomes sont les unités fondamentales qui entrent en jeu dans les transformations chimiques pour former les molécules ou atomes composés. 

• Une combinaison chimique a lieu quand différents types d'atomes s'assemblent dans des proportions numériques simples pour former des composés. 

• Les masses relatives des atomes qui forment un composé sont représentées par les masses relatives des elements qui entrent en réaction.

Les constituants de l'atome.

La découverte de l'électron.
C'est en travaillant sur les tubes contenant un gaz raréfié en présence d'un champ électrique, que William Crookes a d'abord découvert, en 1886 ce qu'il a appelé les rayons cathodiques (parce qu'il étaient émis par une électrode négative, aussi appelée cathode). Après lui, en 1895, Jean Perrin, en étudiant la déviation  d'une faisceau de rayons cathodiques a montré que ceux-ci sont porteurs d'une charge électrique négative. En 1897, J.-J. Thomson, poursuivant ces recherches, établit la relation entre la masse m et la charge e de chacune des particules constituant ces rayons edt que l'on connaissait déjà sous le nom d'électrons. En 1909, Robert A. Millikan mesura la charge de l'électron et pouvait en déduire sa masse.

La découverte du noyau.
• Les protons. - Les études menées sur les rayons cathodiques ont aussi mis en évidence ll'existence de rayons positifs. Cette découverte est due à E. Goldstein, après qu'il ait remarqué, que derrière la cathode des tubes à gaz raréfié utilisés, une luminosité semblait indiquer l'existence de particules positives (les électrons en percutant les atomes du gaz les excitaient et leur faisaient perdrent leurs propres électrons et restaient dès lors chargés positivement). On a donné le nom de protons à ces charges positives. La mesure du  rapport de la masse et de la charge (m/e) de ces particules dépendait de la nature des gaz concernés, alors que ce même rapport restait constant pour les électrons. Cela tient à ce que les atomes des différents éléments ont des masses différentes.

• Les neutrons. - En 1920, Ernest Rutherford a noté que la somme des masses des électrons et des protons qui constituent un atome étaient très inférieure à la masse totale de cet atome. Il en a été conduit postuler l'existence, dans le noyau atomique, de particules neutres électriquement qui permettraient de combler cet écart. Il les appelées neutrons. Il a fallu attendre 1932 pour que James Chadwick  confirme l'existence de ces particules, dont la masse est très légèrement supérieure à celle du proton. 

Protons et neutrons se concentrent dans une même région de l'espace et concentrent l'essentiel de la  masse d'un atome. En nombre variable, ces particules que l'on appelle aussi des nucléons, forment le noyau de l'atome, qui porte une charge positive. Tous les noyaux atomiques comportent des protons. A l'exception du noyau de l'atome d'hydrogène (protium), ils possèdent tous aussi des neutrons.

Les électrons pour leur part évoluent tout autour de ce noyau et sont porteurs de la charge électrique de l'atome. La charge positive du noyau et la charge négative de son enveloppe électronique sont égales dans des conditions ordinaires et se compensent. Il s'ensuit que l'atome est un objet neutre électriquement.

Contrairement à l'électron, les nucléons sont des particules composites (on peut les décomposer en d'autres particules). Leurs constituants ont été mis en évidence au cours du XX^e siècle. Le proton et le neutron sont constitués chacun de trois particules, qui elles sont bien indécomposables, les quarks. Il existe d'autres sortes de particules composées de quarks (par exemple les mésons), et d'autres  aussi qui sont bien indécomposables, comme les neutrinos ou les positons. A cette première famille de particules, qui constituent la matière,  s'ajoute une seconde famille de particules, qui, elles, sont les vecteurs des forces qui s'exercent entre les paricules de matière : ainsi, notamment, les gluons assurent-ils la cohésion des nucléons en étant les vecteurs de l'interaction entre les quarks; les photons  portent les interactions entre particules chargées électriquement (les électrons et les protons, par exemple). D'autres particules, les bosons intermédiaires W et Z, interviennent notamment dans la désintégration des noyaux atomiques. Au total, on connaît aujourd'hui environ 200 particules.

Des chiffres et des lettres

Les charges et les masses des particules de l'atome.

L'électron.
• L'électron est une particule d'électricité négative. Sa charge e est égale à -1,6022 X 10^-19 coulombs et il n'existe pas de charge inférieure. C'est la plus petite quantité d'électricité qui existe. 

• La masse au repos m_e de l'électron avoisine les 0,911 x 10^-30 kg.

Le proton.
• La charge du proton ne diffère de celle de l'électron que par son signe. Elle est dont égale à +1,6022 x 10^-19 coulombs. C'est l'unité de charge électrique positive.

• La masse au repos m_p du proton est ,elle, bien plus importante que celle de l'électron-: m_p= 1,672 x 10^-27 kg . Soit environ 1800 fois la masse de l'électron.

Le neutron.
• Le neutron, on l'a dit, a une masse sensiblement égale à celle du proton (1,67493 x 10^-27 kg contre 1,67262 X 10^-27 kg).

• La charge électrique du neutron est nulle.

Dimensions de l'atome.
Grâce à ses expériences, Rutherford a pu donner une première approximation des dimensions des atomes. D'autres expériences ultérieures et usant de méthodes spectroscopiques ont précisé ces dimensions. Si l'on considère l'atome comme une sphère, sont rayon est de l'ordre de 10^-10 cm et le rayon de son noyau, supposé lui aussi sphérique, est de l'ordre de 10^-14 cm, soit au moins dix mille fois plus petit. Ces dimensions diffèrent en fait selon l'élément chimique considéré. Mais on contaste dans tous les cas que l'atome est essentiellement constitué de vide.

Numéro atomique et nombre de masse.

Le numéro atomique.
Les atomes d'un même élément chimique possèdent le même nombre d'électrons et le nombre de ces électrons est le même que celui des protons dans le noyau. C'est l'origine de la neutralité électriques des atomes. 

Le nombre de protons que possède un atome est son numéro atomique, noté Z. La charge électrique du noyau d'un atome est donc +Z.e. 

Le numéro atomique permet de  caractériser chaque élément chimique, auquel est aussi attribué un symbole (H = hydrogène, Kr = krypton, Ca = calcium, Hg = mercure, K = potassium, Fe = fer, etc.). Ainsi, l'hydrogène (un proton et un électron) a-t-il pour symbole H et pour numéro atomique Z=1. Pour le krypton (trente-six protons et trente-six électrons), noté Kr, Z= 7. Pour le calcium (20 protons et 20 électrons), noté Ca, Z = 20.

Le tableau suivant donne, par ordre alphabétique de leur nom français, les symboles attribués au 92 éléments naturels et, en italiques, aux éléments artificiels dits transuraniens (ceux dont les numéros atomiques vont de 93 à 103) : 

Les ions. - L'atome n'est pas toujours neutre électriquement. Dans un certain nombre de circonstances, il peut perdre ou gagner un ou plusieurs des ses électrons. On parle alors d'un ion. Il s'agira d'un ion positif  ou cation (= électriquement chargé positivement) s'il a perdu un ou plusieurs électrons, et d'un ion négatif  ou anion s'il a un ou plusieurs électrons en excès. On notera ainsi, par exemple, l'ion hydrogène H⁺, c'est-à-dire l'atome d'hydrogène qui a perdu un électron; ou encore l'ion Cl^- l'atome de chlore qui a acquis un électron supplémentaire. L'ionisation, c'est-à-dire le phénomène de perte ou de gain d'électrons, est très commune dans les réactions chimiques. On mesure la capacité d'un atome à s'ioniser par son potentiel d'ionisation, c'est-à-dire par l'énergie nécessaire pour arracher d'un atome gazeux son électron le moins lié à lui.

Le noyau des atomes

Les isotopes.
On a dit que le nombre Z définit l'élément chimique. Or, on constate qu'il existe des éléments chimiques dont le noyaux des atomes peuvent avoir une masse différente et partant un nombre de neutrons N différent. On a alors deux espèces ou variétés différentes d'un même élément, qui définissent des isotopes de cet élément.

Par exemple, le noyau d'hydrogène est ordinairement composé d'un proton seul (A=N=1), mais il existe aussi une variété d'hydrogène, appelée deutérium ou hydrogène lourd, dont le noyau est composé d'un proton et d'un neutron accolés (A-=-N+Z = 1+1= 2) et une autre, le tritium dont le noyau possède deux neutrons et un proton. L'hydrogène ordinaire (ou protium) ou hydogène-1, le deutérium ou hydrogène-2 et le tritium ou hydrogène-3 sont trois isotopes de l'hydrogène. 

De la même façon, on connaît dans la nature deux espèces de carbone, le carbone-12 (6 protons et 6 neutrons) et le carbone-14 (6 protons et 8 neutrons) : carbone-12 et carbone-14 sont donc deux isotopes du carbone. 

Le nom d'isotope (iso = même et topos = place) vient de ce que dans la classification que l'on fait ordinairement des éléments chimiques sur un tableau en fonction de leur nombre Z (voir plus bas le paragraphe sur la périodicité des éléments), les différentes varités d'un élément figurent dans la même case du tableau.

La radioactivité.
Nous avons mentionné les deux isotopes du carbone. Seul le C-12 est stable. Ses noyaux restent inchangés au cours du temps. Le C-14, en revanche est susceptible de se désintégrer spontanément : après un  certain temps (aléatoire), le noyau de carbone-14 se transforme spontanément en un noyau d'azote-14. Le nombre  de masse reste le même, mais le numéro atomique (Z=7 pour l'azote) est augmenté d'un point. On parle de la transmutation du carbone en azote. 

L'augmentation du nombre Z, tandis que le nombre A reste constant, peut se comprendre si l'on considère qu'un des neutrons du noyau a acquis spontanément une charge positive et est donc devenu un proton. Ce processus est accompagné de l'émission de deux particules : une particule  (Bêta) et et d'une neutrino ou particule  (nu).

Le neutrino est neutre électriquement et interagit très peu avec le reste de la matière; quant à la particule  si l'on fait le compte des charges électriques, on constate que cette particule doit être de charge négative. De fait, il s'agit d'un électron.

L'émission de particules  lors d'une transmutation nucléaire est une des formes prises par le phénomène de radioactivité. La radioactivité qui correspond à l'émission d'un électron, comme ici, prend plus précisément le nom de radioactivité ^- . Il existe aussi une radioactivité qui se définit par l'émission d'un anti-électron ou positon (électron de charge positive) et l'on parle alors de radioactivité ⁺.

Un autre type de radioactivité, la radioactivité   correspond à l'émission qui se manifeste lorsque la désintégration d'un noyau et se manifeste par l'expulsion d'un noyau d'hélium (deux protons et deux neutrons liés).  L'émission de ce noyau d'hélium (ici appelé particule ) définit le rayonnement . Ce sont les noyaux lourds qui sont concernés dans ce phénomène. Par exemple le polonium (A= 210, Z=84) se transmute spontanément par radioactivité  (c'est-à-dire par l'expulsion d'une particule composée de deux neutrons et de deux protons liés) en plomb (A=206, Z=82).

La radioactivité  représente le dernier type de radioactivité. Elle correspond à l'émission d'un photon de très haute énérgie (rayonnement ) . Ce phénomène intervient lorsqu'un noyau atomique excité évolue vers un état d'énergie moindre. Les radioactivités  et  sont toujours accompagnées d'une émission .

Le temps nécessaire pour que se désintègre la moitié d'une quantité donnée de noyaux atomiques d'un élément radioactif est appelée la demie-vie ou période radioactive de cet élément. La demie-vie du carbone-14 est de 5730 ans (avec une petite marge d'erreur). La datation dite "au carbone-14", repose sur la mesure de la proportion de carbone-14 par rapport à celle de carbone-12 dans du matériau organique. Plus ce matériau est ancien, et plus grande est la quantité de carbone-14 qui s'est désintégrée.

Outre le carbone-14 et le polonium que l'on vient de mentionner, on peut encore citer parmi les éléments radioactifs les plus communs :  le radium et l'uranium.

Fusion et fission nucléaires.
La fusion des noyaux atomiques.
Conformément aux principes de l'électricité, les noyaux atomiques, chargés positivement, se repoussent : il se repoussent d'autant plus que leur numéro atomique (nombre de charges électriques élémentaires  en présence) est important; et ils se repoussent aussi d'autant plus qu'ils sont proches les uns des autres (loi de Coulomb). Cependant, si l'on communique suffisamment d'énergie cinétique (milieu à très haute température) à un noyau atomique léger, il est capable de surmonter la répulsion due à la force coulombienne au point de se rapproche assez près de l'autre noyau, pour qu'un autre type de force - la force qui assure la cohésion des noyaux, et qui est appelée justement l'interaction forte - prenne le pas sur la première, à très petite distance. Les deux noyaux se collent alors l'un à l'autre : c'est la fusion thermonucléaire, elle qu'elle se produit dans le coeur des étoiles de la séquence principale comme notre Soleil, ou qui est produite dans les bombes H ou bombes thermonucléaires. 

La fission des noyaux atomiques.
La fission, qui est la fragmentation d'un noyau atomique, est un phénomène en quelque sorte opposé à la fusion. La fission concernait les noyaux légers (avec peu de charges électriques répulsives); la fusion concerne plutôt les noyaux atomiques les plus lourds - ceux au-delà du thorium : la présence de nombreuses charges électriques explique que, même à très petite distance, la force de répulsion contrebalance la force de cohésion. Le noyau est alors fragile, voire instable : il peut être brisé facilement (par exemple par l'impact d'un neutron émis par un autre noyau) ou se briser spontanément (radioactivité). De même que la fusion, la fission libère de l'énergie (cinétique et thermique). Une énergie libérée brutalement dans les bombes dites atomiques ou bombes A, et libérée de manière contrôlée dans  les actuelles centrales nucléaires. 

E=mc², la relation qui ouvre bien des portes.
L'énergie dégagée lors des réactions nucléaires et thermonucléaires provient d'une petite variation dans la masse des noyaux impliqués. Lors d'une fission ou d'une fusion, la masse des produits résultants est inférieure à celle de ceux de départ. C'est ce défaut de masse qui correspond à l'énergie libérée, en vertu de la relation d'Einstein qui établit l'équivalence de l'énergie E et de la masse m. Le facteur multiplicatif c² (carré de la vitesse de la lumière dans le vide) rend compte de l'énorme disproportion entre E et m : 

en unités SI,  c² = 300 000 000 X 300 000 000 = 90 000 000 000 000 000

L'origine cosmique des éléments chimiques.
Les atomes d'hydrogène proviennent directement de la combinaison des protons et des électrons issus du big bang. Le deutérium, une partie de l'l'hélium et peut-être du lithium, remontent également aux premiers temps de l'univers. Touts les autres éléments sont le produit d'une nucléosynthèse, c'est-à-dire de processus impliquant des réactions de fusion de noyaux présents dans les étoiles (La Nucléosynthèse stellaire) ou, dans le cas de quelques éléments légers (lithium, bérylium, bore) du fissions dans le milieu interstellaire sous l'effet des rayons cosmiques. L'élucidation de ces mécanismes est l'objet de l'astrophysique nucléaire.

L'enveloppe électronique des atomes

Les spectres atomiques.
La lumière peut être décrite comme une onde, caractérisée par une longueur d'onde  ou un fréquence  (ses deux grandeurs étant reliées par la relation :  = c/; où c est la vitesse de la lumière dans le vide). Dans le cas de la lumière visible, à chaque longueur d'onde (ou fréquence) correspond une couleur. 

La décomposition de la lumière.
Lorsque l'on fait traverser un faiseau de lumière blanche à un prisme ou à un réseau de diffraction, ce faiseau est dispersé : la lumière est déviée en fonction de sa longueur d'onde (ou de sa fréquence) et forme un spectre. La lumière blanche du Soleil, par exemple, est décomposée en un spectre continu d'apparence, où les couleurs se distribuent du rouge (plus grandes longueurs d'ondes) au violet (plus petites longueurs d'onde), en passant par le jaune, le vert, le bleu, etc. 

Si maintenant c'est un gaz dilué que l'on chauffe à très haute température, l'aspect du spectre de la lumière qu'il émettra sera différent. Il ne sera plus continu. La plupart des couleurs du spectre continu seront absentes. Les couleurs présentes dans le faisceau lumineux apparaîtront sous forme d'une série de raies brillantes, plus ou moins intenses, éventuellement plus ou moins larges. Chaque couleur, ici encore correspondant à un rayonnement de longueur d'onde particulière. Pour un élément chimique donné, on observe une série qui lui est propre de raies. Cela fournit un outil précieux pour identifier le gaz auquel on a affaire. C'est d'ailleurs par ce moyen que l'on a pu connaître la composition chimique des atmosphères d'objets aussi lointains que les étoiles.

a) Spectres d'émission de l'hydrogène (H), du mercure (Hg) et du Néon (Ne).
b) Spectre s'absorption de l'hydrogène : ce type de spectre apparaît en faisant traverser un
gaz par un faisceau de lumière blanche. Celle-ci offre un spectre continu; les raies sombres correspondent au fréquences lumineuses absorbées par le gaz interposé. Elles 
correspondent exactement aux raies brillantes produits par le même gaz lorsqu'il
est porté à haute température.

Les paquets d'énergie.
Pour comprendre à quoi correspondent les raies spectrales, on doit recourir à une description différente de la lumière. Lorsqu'elle interagit avec la matière, lorsque, en particulier, elle interagit avec un électron, la lumière doit en effet être considérée, non plus seulement comme une onde, mais aussi comme un corpuscule d'énergie, en somme une particule élémentaire de lumière, un photon.

Chaque photon est un paquet d'énergie qui  transporte une énergie proportionnelle à la fréquence de l'onde correspondante, soit E = h. (ou E=  h.c/) , où, ici encore,  est la fréquence du rayonnement,  sa longueur d'onde, c est la vitesse de la lumière dans le vide, et h est une autre constante fondamentale appelée constante de Planck. Sa valeur est est :  h = 6,626 x 10^-34 J.s

Cet ensemble de phénomènes se comprend mieux si l'on examine ce qu'il signifie au niveau de l'atome lui-même, et en quoi il dépend de la manière dont les électrons s'organisent autour du noyau. 

Energie et configuration électronique.
Le modèle atomique proposé par Niels Bohr, qui fait de l'atome un analogue du Système solaire, où le noyau atomique aurait la place du Soleil et où les électrons seraient comme les planètes, peut, en première approche, les raies des spectres atomiques par l'interaction entre les électrons et les photons.

Le modèle de Bohr.
Le modèle atomique de Bohr repose sur quatre postulats :

• L'atome est un système est quantifié, autrement dit,son énergie ne peut avoir que certaines valeurs définies. Les électrons, en particulier, se rencontrent autour du noyau dans des orbites correspondant chacune à un niveau d'énergie défini.

• Les électrons situés sur les orbites les plus proches du noyau possèdent une énergie inférieur à ceux qui circulent loin du noyau.

• A un électron donné ne peuvent correspondre que certaines valeurs d'énergie.

• Les électrons peuvent passer d'une orbite à une autre en perdant ou gagnant de l'énergie.

L'atome excité.
Lorsque tous les électrons d'un atome occupent les niveaux d'énergie les plus bas possibles, on dit que l'atome est dans son état fondamental. Lorsque l'atome a un ou plusieurs de ses électrons à des niveaux qui ne correspondent pas à ceux d'énergie minimale possible, on dit que l'atome est dans un état excité. Dans un cas comme dans l'autre, on parle de transition entre deux niveaux énergétiques.

Deux phénomènes sont ainsi à considérer :

• L'absorption d'un photon par un électron : l'énergie h. du photon qui entre en intercation avec un électron est entièrement absorbée. Il s'ensuit :

1) que le photon disparaît complètement. Cela explique les spectres d'absorption : une raie sombre correspond aux photons d'énergie h. qui ont été soustraits au faiseau de lumière incident.

2) que l'électron, initialement au niveau dénergie E₁ saute  au niveau d'énergie E₂ = E₁+ h.. 

-

• L'émission d'un photon par un électron : un état excité est instable : l'électron tend spontanément à restituer l'énergie qu'il a absorbée pour retourner à un nivau d'énergie moindre. Il s'ensuit :

1) que l'électron, initialement au niveau dénergie E₂ saute  au niveau d'énergie inférieure E₁ = E₂ - h.. 

2) que l'énergie E=  E₂ - E₁ est libérée sous la forme d'un photon d'énergie E =  h.. Cela explique les spectres d'émission : une raie brillante correspond aux photons d'énergie h. qui sont émis entre chaque transition d'un état d'énergie à un état d'énergie mois élevée.

Les nombres quantiques.
La quantification de l'énergie que peuvent avoir les électrons autour d'un atome, c'est-à-dire le caractère discontinu de cette énergie conduit à introduire quatre paramètres, dit nombres quantiques. Ces nombres (n, l, m, et s) suffisent à déterminer les états énergétiques possibles pour les électrons autour du noyau, et définissent ainsi la configuration électronique de l'atome.

Le nombre quantique principal (n). 
Les raies larges  observées dans les spectres proviennent de transitions entre des niveaux d'énergie qui peuvent être numérotés.  De l'intérieur de l'atome vers l'extérieur, on a ainsi les niveaux d'énergie n = 1, 2, 3, 4, etc.; n est appelé  le nombre quantique principal. Ce nombre est un entier positif. 

Deux représentations équivalentes des transitions correspondant aux principales raies d'émission de l'atome d'hydrogène.

Il peut y avoir plusieurs électrons dont le niveau dénergie est défini par le même nombre quantique principal. Ces électrons forment une couche. Les électrons avec n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 s'appellent respectivement les électrons de la couche K, L, M, O, P, Q.

Note: La couche électronique externe d'un atome est appelée couche de valence. L'on définit la valence d'un élément comme le nombre d'électrons qui manquent pour que ce dernier niveau d'énergie soit complet. On parle enfin d'électrons de valence pour désigner les électrons présents dans les derniers niveaux d'énergie de l'atome.

Le principe de la numérotation peut aussi être appliqué aux sous-couches. On utilise pour cela le nombre quantique l ou nombre quantique azimutal. Dans le modèle de Bohr-Sommerfeld, le nombre l mesure le moment cinétique orbital de l'électron et peut se comprendre comme l'excentricité (= l'allongement) de l'orbite de l'électron. Il dit quelque chose de la forme de cette orbite. Comme pour n, les valeurs que l peut prendre sont entières, mais, pour chaque couche, elles sont bornées par la valeur du nombrequantique principal. Seuls sont permises les valeurs entre 0 et n-1. Ainsi n =1, l peut avoir seulement la valeur 0; pour n = 2, l ne peut avoir que les valeurs 0 ou 1; pour n = 3, les possibilités pour la valeur de n seront limitées à  0, 1 ou 2; etc.

De la même façon que n définissait des couches électroniques autour du noyau atomique, le nombre l sert à définir ce qu'on appelle des orbitales électroniques. Celle-ci sont désignées par les lettres s, p, d et f (sharp : s;  principale : p; diffuse : d, fondamentale : f), chacune de ces orbitales correspondant respectivement à l = 0,1,2,3 (les électrons avec  l = 0, 1, 2, 3 sont dits électrons s, p, d, f). 

Comme on le verra plus bas, la notion d'orbitale remplace aujourd'hui celle d'orbite, mais l conserve un sens morphologique : il sert à définir la forme de l'orbitale.

Le nombre quantique magnétique (m). 
En présence d'un champ magnétique extérieur, une nouvelle décomposition des raies spectrales en raies plus fines apparaît (effet Zeeman). Ce phénomène conduit à introduire encore un nombre quantique, le nombre quantique magnétique. Noté m celui-ci représente l'orientation des orbitales dans l'espace. Dans le modèle de Bohr-Sommerfeld, il peut se comprendre comme une caractérisation de l'orientation du champ magnétique créé par l'électron dans sa course autour du noyau. Le nombre quantique magnétique m est un entier positif, négatif ou nul, dont les valeurs sont comprises entre -l et +l.

Le nombre quantique magnétique de spin (s).
L'étude des propriétés magnétiques de l'électron montre que celui-ci possède propriétés analogues à celles d'un corps chargé électriquement et en rotation autour de son axe (cela fait de ce corps un aimant). Dès lors, on peut définir ici un moment magnétique, appelé le spin = qui est fonction du moment cinétique propre de l'électron (= de sa rotation). Ce spin, que l'on peut aussi attribuer aux autres particules élémentaires, est quantifié : il est de valeur entière ou demi-entière, et peut être positif ou négatif (selon l'orientation de l'aimant). Dans le cas de l'électron, le spin, qui prend les valeurs +1/2 ou -1/2, correspond au quatrième nombre quantique s.
-

Les deux valeurs possibles pour le spin de l'électron :
s = +1/2 sur la figure de gauche, et s= -1/2 sur celle de droite.

Les orbitales.
Une orbitale atomique est une fonction mathématique qui décrit le comportement ondulatoire d'un électron dans un atome. En termes plus simples, elle représente la région de l'espace autour du noyau atomique où la probabilité de trouver un électron est élevée (généralement supérieure à 90% ou 95%).

La nécessité d'introduire le concept d'orbitale vient de ce que, contrairement au modèle planétaire de Bohr où les électrons tournent autour du noyau sur des orbites bien définies, le modèle quantique décrit les électrons comme ayant un comportement à la fois ondulatoire et particulaire. Ce comportement est régi par les lois de la mécanique quantique et plus particulièrement l'équation de Schrödinger. Les solutions de cette équation sont des fonctions d'ondes, qui sont associées aux orbitales atomiques.

Une orbitale ne définit pas une trajectoire précise de l'électron. Le carré de la fonction d'onde (la fonction mathématique décrivant l'orbitale) donne la densité de probabilité de trouver l'électron en un point donné de l'espace. On visualise donc l'orbitale comme un "nuage" plus ou moins dense autour du noyau, là où l'électron a le plus de chance de se trouver.

Chaque orbitale est caractérisée par des nombres quantiques (n, l, ml) qui déterminent sa forme, sa taille et son orientation dans l'espace. Le nombre quantique principal n définit le niveau d'énergie et la taille de l'orbitale. Plus n est grand, plus l'orbitale est grande et plus l'électron est éloigné du noyau en moyenne. Le nombre quantique secondaire ou azimutal l définit, on l'a dit, la forme de l'orbitale (s, p, d, f...) : les orbitales s sont sphériques; les orbitales p ont une forme d'haltère; les orbitales d et f ont des formes plus complexes. Le nombre quantique magnétique définit l'orientation de l'orbitale dans l'espace.

Les orbitales atomiques déterminent la structure électronique de l'atome, c'est-à-dire la manière dont les électrons sont répartis autour du noyau.  Les électrons remplissent les orbitales par ordre d'énergie croissante, en respectant des règles précises (règle de l'Aufbau, règle de Hund, principe d'exclusion de Pauli). La structure électronique d'un atome, dictée par ses orbitales, est responsable de ses propriétés chimiques, c'est-à-dire sa façon d'interagir avec d'autres atomes pour former des molécules. Les électrons des orbitales les plus externes (électrons de valence) sont les plus importants dans les réactions chimiques et la formation de liaisons.

Le principe de exclusion de Pauli.
Wolfgang Pauli (1900-1958) a proposé un principe qui porte son nom : 

Il ne peut exister deux électrons d'un même atome avec les mêmes quatre nombres quantiques.

Le principe d'exclusion de Pauli, peut être étendu aux autres particules élémentaires, et donne alors l'un des bases de leur classification. 

• Les fermions. Les particules de spin demi-entier sont appelées des fermions, et forment la matière au sens classique. Le principe d'exlusion s'applique et explique l'impénétrabilité de la matière. Les électrons et les quarks (qui sont les composants des nucléons) sont des fermions. 

• Les bosons. Les particules de spin entier ou nul (0, 1, 2, etc.) sont appelés des bosons. Ce sont les particules qui sont les vecteurs des forces? C'est le cas des photons, qui sont de spin nul, et sont les quantas du champ électromagnétique. 

Les niveaux d'énergie situés près du noyau correspondent à une énergie inférieure
 Ã  celle des niveaux plus éloignés. L'énergie de chaque niveau augmentent avec le nombre quantique principal, c'est-à-dire à mesure que l'on s'éloigne du noyau. Dans un niveau d'énergie donné, les sous-niveaux d'énergie augmentent de s à f.

Lorsqu'on veut établir la distribution des électrons d'un atome dans son état fondamental , on recourt au principe de l'énergie minimale ou Aufbau (= structure, construction, en allemand) : la configuration électronique fondamentale  l est obtenue en plaçant les électrons un à un dans les orbitales disponibles de l'atome, dans l'ordre croissant de leur énergie. Ce qui conduit à considérer les points suivants  : 

1. On rempli d'abord les niveaux de moindre énergie.

2. A l'intérieur d'un niveau donné, on rempli aussi d'abord les niveaux de moindre énergie. 

3. A chaque orbitale ne peuvent correspondre au maximum que deux électrons (principe d'exclusion de Pauli).

4. Quand il y a plusieurs électrons à distribuer entre plusieurs orbitales d'énergie identique, on place d'abord un électron dans chacune des orbitales, puis on ajoute éventuellement les électrons restants pour les aparier avec celui présent dans chaque orbitale (règle de multiplicité maximale de Hund). 

Ordinairement, on n'explicite que les orbitales des couches de valence; les couches internes étant identiques à celles du gaz noble qui précède immédiatement l'élément considéré dans le tableau de Mendéléiev, on se contente de signaler celui-ci entre crochets [].

+ Ainsi, par exemple, la structure électronique du potassium (K) peut-elle être représentée de la manière suivante :

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

La séquence 4s¹correspond à la structure électronique de la couche de valence, tandis que 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ représente celle de couches internes (saturées), qui est aussi celle de l'argon (Ar), le gaz noble le plus proche, dont la configuration électronique est complète. On peut alors simplifier l'écriture, pour la structure électronique complète du potassium, en écrivant simplement [Ar]4s¹.

Périodicité des éléments

Les propriétés des éléments sont des fonctions périodiques de leurs numéro atomiques. Ces propriétés sont : le volume atomique , le rayon atomique, le potentiel d'ionisation, la configuration électronique , le point de fusion, le point d'ébullition, etc.

Les groupes et les blocs.
Les colonnes forment des groupes : les  éléments figurant dans une colonne ou un groupe donnés  présentent des propriétés très similaires (car ils ont le même nombre d'électrons dans leurs dernières  couches) ou des régularités facilement observables dans leurs propriétés. Il existe plusieurs façons de désigner les groupes; le plus simple est de leur assigner  le numéro d'ordre de la colonne correspondante, soit de 1 à 18. (NB : les éléments classés dans les deux rangées en dehors du tableau appartiennent au groupe 3). 

Les blocs. - Dans le tableau périodique, on ditingue quatre blocs, appelés s, p, d et f, qui correspondent au remplissage des orbitales correspondantes. Le bloc s est constitué des groupes 1 et 2. Le bloc p est formé des groupes 13 à 18. Le bloc d est constitué des éléments des groupes 3 à 12 sauf ceux des deux rangées sous le tableau qui constituent le bloc f.

Les familles.
On distingue ordinairement parmi les éléments chimiques trois grandes familles : les métaux, les-non métaux et les métalloïdes, ces-derniers correspondant à un passage entre les deux premières familles. Les métaux figurent à la gauche du tableau et les non-métaux tout à droite; les métalloïdes sont logiquement entre les deux.

Dans chaque famille le caractère métallique augmente à mesure que l'on descend vers le bas du tableau c'est-à-dire au fur et à mesure qu'augmente le numéro atomique.

Le potentiel d'ionisation augmente plus ou moins régulièrement au long d'une période donnée du tableau. Le maximum est atteint pour le gaz inerte figuré dans la dernière colonne.

Les propriétés des atomes et le tableau périodique.
Le rayon atomique.
On définit le rayon d'une atome comme à la la distance entre le noyau et la couche de valence. Le caractère probabiliste des objets à l'échelle de l'atome empêche de donner une valeur au rayon atomique comme on le ferait de façon univoque pour un objet à notre échelle. On réduit la difficulté, sans l'évacuer complètement, en attribuant comme valeur à ce rayon la moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes d'un même élément liés ensemble. Lorsque les atomes liés ne sont pas d'un même élément, le rayon de l'atome varie en fonction du type de liaison impliquée. Dans le tableau de Mendéléev, deux tendances s'observent : 1°) Le rayon atomique des atomes d'une même ligne (même période) diminue à mesure que le numéro atomique croît, c'est-à-dire de la gauche vers la droire du tableau. 3°) le rayon atomique des atomes d'une même colonne (même groupe), à l'inverse, croît en même temps  le numéro atomique, c'est-à-dire  du haut vers le bas.
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Le potentiel d'ionisation.
Le potentiel d'ionisation ou énergie d'ionisation correspond à l'énergie minimale nécessaire pour que l'atome neutre d'un élément A, à l'état gazeux et dans son état électronique fondamental, perde un électron de sa couche de valence et devienne un ion positif, A⁺ (lui-même à l'état gazeux et son état électronique fondamental). Dans le tableau de Mendéléev, 1°) sur une ligne donnée (période), cette énergie d'ionisation augmente avec le numéro atomique, c'est-à-dire de la gauche vers la droite. 2°) En revanche, elle diminue, pour une même colonne (groupe), à mesure que l'on va du haut vers le bas. 

L'affinité électronique.
L'affinité électronique est une propriété analogue à l'énergie d'ionisation, mais concerne cette fois la formation d'un ion négatif. On définit cette affinité comme l'énergie échangée dans le processus par lequel un atome neutre A, à l'état gazeux et dans son état électronique fondamental, reçoit ou capte un électron et devient son ion négatif, A^- (également gazeux et dans son état fondamental). Sa valeur nous informe sur la tendance de l'atome à former un anion et détermine largement dans quel type de liaison chimique sera préférentiellement impliqué l'élément considéré. Il existe des exceptions à la règle, mais globalement, dans le tableau de Mendéléev, l'affinité lélectronique varie comme l'énergie d'ionisation : elle augmente lorsqu'on va de la gauche vers la droite et diminue lorsqu'on va du haut vers le bas.

L'électronégativité.
L'électronégativité est la capacité ou la tendance relative d'un atome à attirer des électrons d'autres atomes avec lesquels il est lié dans la molécule dont il fait partie. Cette propriété permet de prévoir comment un élément va se comporter chimiquement, quel type de liaison il formera, et ce que seront les propriétés de cette liaison. Directement liée à la capacité d'un atome à gagner ou à perdre un électron, l'électronégativité est logiquement le reflet de l'affinité électronique et de l'énergie d'ionisation de l'atome concerné. Ainsi, sur le tableau de Mendéléev, l'électronégativité augmente-t-elle en général de la gauche vers la droite et diminue-t-elle de haut vers le bas.

Sur cette base, et en tenant compte des énergies de liaison entre molécules, Linus Pauling  (1901-1994) a proposé une échelle arbitraire d'électronégativités, en attribuant à chaque élément des valeurs comprises entre 0 et 4. 
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Les familles et les groupes d'éléments.
Les non-métaux.
Les non-métaux possèdent les caractéristiques suivantes : leurs atomes s'unissent aisément entre eux en mettant leurs électrons en commun; quand ils se lient avec des métaux, ils captent leurs électrons pour rester chargés négativement; ils ont un haut potentiel d'ionisation; ils ne conduisent pas, ou conduisent mal, la chaleur et l'électricité. 

Les non-métaux sont généralement des solides cristallins, tels que le soufre, ou des gaz, tels que l'oxygène. Le brome est le seul non-métal à être liquide à la température ambiante.

• Gaz inertes. - Parmi les non-métaux, il convient de remarquer les éléments qui figurent dans la colonne la plus à droite du tableau (colonne 18) et qui forment le groupe des gaz inertes, aussi appelés gaz rares ou gaz nobles. Les gaz inertes appartiennent au bloc p et leur configuration électronique externe est : ns²p⁶ . Autrement dit ce sont des éléments, dont la dernière couche électronique est saturée. Ils sont dès lors rétifs à se combiner chimiquement avec d'autres éléments. Dans les conditions de température et de pression ordinaires, ils se présentent à l'état gazeux sous forme monoatomique. 

• Métaux alcalins. La première colonne du tableau de Mendéléev, à laquelle on retire l'hydrogène (H), renferme le groupe des élements alcalins (lithium, sodium, potassium, etc.), éléments qui font partie du bloc s.  Un élément alcalin, suit toujours (dans l'ordre des numéros atomiques)  immédiatement un gaz inerte. Il ne possède qu'un seul électron sur sa couche périphérique (configuration électronique externe : ns¹) et présente un forte tendance à le céder pour acquérir la configuration électronique du gaz inerte qui le précède. Le nom des métaux alcalins vient de ce qu'il réagissent vivement avec l'eau pour produire des substances appelées alcalis (bases).

• Métaux alcalinaux-terreux. Ce groupe (colonne 2) rassemble les éléments (bérylium, magnésium, calcium, etc.)  dont les propriétés chimiques sont similaires à celles des métaux alcalins, mais leurs caractères sont atténués. Ce sont aussi des éléments du bloc s, et leur configuration électronique externe est ns².

• Les métaux de transition. - La plupart des métaux (fer, cuivre, or, cobalt, platine, mercure, zinc, argent, cadmium, tungstène, platine, zirconium, etc.) appartiennent à cette catégorie qui comprend plusieurs groupes (colonnes 3 à 12). Les derniers (du rutherfordium au copernicium) n'existent pas dans la nature. Ils ont seulement été fabriqués en laboratoire.  Les métaux de transition appartiennent au bloc d; leur configuration électronique externe a pour formule-: ns²( n-1)d^1-10.

• Les lanthanides. - Ces éléments, placés après le baryum dans le tableau périodique, y précèdent le hafnium. Ils ne figurent à part dans le tableau que pour des raisons de présentation et sont en fait une partie de la période 6, où ils assurent la progression continue des numéros atomiques. On les désigne aussi sous le nom de terres rares.

• Les actinides. - Ces éléments, comme les lanthanides sont ordinairement placés sous tableau périodique et ne sont que la partie de la période 7, située entre le radium et le rutherfordium. Ce groupe comprend les éléments qui vont de l'actinium au lawrencium. Tous sont radioactifs; les  neufs derniers sont artificiels. Parmi les actinides, les éléments dont le numéro atomique est supérieur à Z = 92 sont appelées transuraniens (ils sont au-delà de l'uranium). Comme les lanthanides, les actinides appartiennent au bloc f, et comme eux leur configuration électronique externe est : ns²( n-1)d¹(n-2)f^1-14.

Lanthanides et actinides sont rangés dans le groupe f du tableau périodique. Ils se caractérisent par la présence de deux électrons s dans leur couche externe (n) et d'électrons f dans leur couche interne (n-1).

Dans le tableau périodique, les métalloïdes ne remplissent pas des colonnes entières. Ils font partie du bloc p et appartiennent aux groupes 13 à 17, où l'on peut aussi trouver des métaux et des non-métaux. Chacun de ses groupes a des caractéristiques particulières  : 

• Le groupe du bore. - Le groupe 13 contient cinq éléments naturels (bore, aluminium, gallium, indium, thallium) et un élément artificiel, le nihonium. Leur configuration éléectronique externe est ns²p¹. Bien que ces éléments ne soient pas très réactifs, aucun d'entre eux ne se trouve sous une forme pure dans la nature. Le bore est un métalloïde, les autres sont des métaux. 

• Le groupe du carbone. - Le groupe 14 comprend un non-métal (le carbone), deux métalloïdes (silicium et germanium) et trois métaux (deux naturels, l'étain et le plomb, et un artificiel Z=114). Configuration électrique externe : ns²p².

• Les pnictogènes (groupe de l'azote). - Le groupe 15 comprend deux non-métaux (azote, phosphore), deux métalloïdes (arsenic, antimoine) et deux métaux (bismuth, moscovium qui est artificiel). le mot pnictogène vient du grecs pnigein (= étrangler), une référence à la toxicité de l'azote qui sous certaines formes provoque des étranglements. Configuration électrique externe : ns²p³.

• Le groupe de l'oxygène. - Le groupe 16 inclut trois non-métaux (oxygène, soufre, sélénium), et deux métalloïdes (tellure et polonium). Seul le membre artificiel, le livermorium, (Z= 116)  pourrait être considéré comme un métal. Configuration électrique externe de tous ces éléments : ns²p⁴.

• Les  halogènes (groupe du fluor). - Le groupe 17 comprend les éléments éléments chimiques qui précèdent immédiatement un gaz inerte. On y rencontre quatre non-métaux (fluor, chrome, brome, iode) et deux métalloïdes (astate et élément Z= 117).  Configuration électrique externe : ns²p⁵. Les halogènes possèdent une forte tendance à acquérir la configuration électronique du gaz inerte qui les suit. Ils réagissent avec les métaux pour former des sels (par exemple, le chlore, un halogène, forme avec la sodium, un métal, le sel de cuisine). En grec : hals, halos = sel.