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Les atomes
Les éléments chimiques

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« Si, dans un cataclysme, toute notre connaissance scientifique devait être détruite, et qu'une seule phrase passe aux générations futures, quelle affirmation contiendrait le maximum d'information dans le minimum de mots? Je pense que c'est l'hypothèse atomique (ou le fait atomique, ou tout autre nom que vous voudrez lui donner) que toutes les choses sont faites d'atomes - petites particules qui se déplacent en mouvement perpétuel, s'attirant mutuellement à petite distance les unes des autres et se repoussant lorsqu'on veut les faire se pénétrer. Dans cette seule phrase vous verrez qu'il y a une énorme quantité d'informations sur le monde, si on lui applique simplement un petit peu d'imagination et de réflexion. »


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

On a d'abord donné le nom d'atomes aux plus petites possibles 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

L'atomisme antique.
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.

La théorie atomique de Dalton.
L'hypothèse des atomes a été oubliée pendant plusieurs siècle. Retravaillée à la Renaissance, elle intéresse aussi XVIIe siècle, avec Gassendi, notamment. A partir de cette époque, on a fait du nom d'atome quelquefois un synonyme de molécule, mais le plus généralement, on considérait déjà les molécules comme formées par l'union d'un plus ou moins grand nombre d'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.

A l'époque de Dalton, rien n'était connu ni sur la masse ni sur le volume des atomes; on pouvait cependant admettre avec lui que les corps simples se combinent atome à atome, que la molécule d'eau, par exemple, est formée de 1 atome d'oxygène et de 2 atomes d'hydrogène; dans ce cas, les poids des atomes devaient être proportionnels aux équivalents ou nombres proportionnels, et cette hypothèse rendait en effet très simple l'explication de plusieurs lois fondamentales de la chimie. Beaucoup de phénomènes chimiques restaient malgré tout sans explication. La théorie de Dalton a donc dû être modifiée et perfectionnée grandement pour donner naissance à la théorie atomique moderne. Désormais l'atome n'est plus une entité indivisible. Il admet des constituants.

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 XXe 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 W et Z, interviennent dans la désintégration des noyaux atomiques. Au total, on connaît aujourd'hui environ 200 particules.

Des chiffres et des lettres

A ce stade, nous sommes encore très loin d'une vision complète et claire de ce qu'est un atome. Mais il est déjà possible de donner un sens à un certain nombre de caractéristiques qui sont attachées aux atomes et qui sont d'un usage courant en chimie.

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 me 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 mp du proton est ,elle, bien plus importante que celle de l'électron-: mp= 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) : 

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Ac - Actinium 
Al - Aluminium 
Am - Américium 
Sb - Antimoine 
Ag - Argent 
Ar - Argon 
As - Arsenic 
At - Astate 
N - Azote 
Ba - Baryum 
Bk - Berkélium 
Be- Béryllium 
Bi - Bismuth 
B - Bore 
Br - Brome 
Cd - Cadmium 
Ca - Calcium 
Cf - Californium
C - Carbone 
Ce - Cérium 
Cs - Césium 
Cl - Chlore 
Cr - Chrome 
Co - Cobalt 
Cu- Cuivre 
Cm - Curium 
Dy - Dysprosium 
Es - Einsteinium 
Er - Erbium 
Sn - Etain 
Eu - Europium 
Fe - Fer
Fm - Fermium 
F - Fluor 
Fr - Francium 
Gd - Gadolinium 
Ga - Gallium 
Ge - Germanium 
Hf - Hafnium 
Db - Hahnium (Dubnium)
He - Hélium 
Ho - Holmium 
H - Hydrogène 
In - Indium
I - Iode
Ir - Iridium
Kr - Krypton 
La - Lathane 
Lr - Lawrencium
Li- Lithium 
Lu - Lutécium 
Mg - Magnésium
Mn - Manganèse 
Md - Mendélévium 
Hg - Mercure 
Mo - Molybdène
Nd - Néodyme 
Ne - Néon 
Np - Neptunium 
Ni - Nickel 
Nb - Niobium 
No - Nobelium 
Au - Or 
Os - Osmium 
O - Oxygène 
Pd - Palladium
P - Phosphore 
Pt - Platine 
Pb - Plomb 
Pu - Plutonium
Po - Polonium 
K - Potassium 
Pr - Praséodyme
Pm - Prométhéum 
Pa - Proctactinium 
Ra - Radium 
Rn - Radon 
Re - Rhénium 
Rh - Rhodium 
Rb - Rubidium 
Ru - Ruthénium 
Rf - Rutherfordium 
Sm - Samarium 
Sc -Scandium 
Se - Sélénium 
Si -Silicium 
Na - Sodium 
S - Soufre
Sr - Strontium 
Ta - Tantale 
Tc - Technétium
Te - Tellurium 
Tb - Terbium 
Tl - Thallium 
Th - Thorium 
Tm - Thulium 
Ti - Titane 
W - Tungstène (Wolfram)
U - Uranium 
V- Vanadium 
Xe - Xénon 
Yb - Ytterbium 
Y - Yttrium 
Zn - Zinc 
Zr - Zirconium 
Les noms des éléments chimiques ont des origines très diverses. Parfois, le nom fait référence à une propriété de l'élément : l'hydrogène engendre de l'eau; le chlore  a une couleur verte (chloros en grec); l'oxygène produit des oxydes. Dans certains cas, le nom fait référence à un lieu (souvent le lieu où l'élément a été découvert) : le gallium pour la Gaule, le germanium pour la germanie. On peut aussi rencontrer des références à certains physiciens ou chimistes : le fermium pour Fermi, le curium pour Curie. Certines origines des noms, enfin, peuvent se chercher dans la mythologie : mercure, uranium, titane, etc.

Les symboles sont composés de deux lettres (trois pour le éléments artificiels récemment découverts). La première lettre seule étant en majuscule. Il sagit souvent de l'intiale du nom s'il n'y a qu'une lettre, ou des deux premières lettres. Parfois d'une autre lettre choisie dans le nom. Le nom de l'élement peut être en latin, par exemple le sodium a pour symbole Na, qui correspond aux deux premières lettres de son nom latin natrium; même chose pour le mercure  dont le symbole est Hg et le nom latin est hydrargirum. Si le tungstène a pour symbole W, c'est qu'ici on a choisi l'initiale de son nom allemand, Wolfram, etc..

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 nombre de masse.
Si l'on note N le nombre de neutrons dans le noyau d'un atome donné, on définira le nombre de masse A de cet atome comme la somme du nombre de protons et de neutrons, soit A = N+Z. 
 
L'évolution des modèles atomiques

Le modèle atomique produit par Dalton en 1803 était encore assez proche de l'idée que les atomiste de l'Antiquité. Il s'agit d'une très petite sphère indivisible et sans structure interne. Les éléments chimiques se distingue par des atomes de masses différentes.

Un siècle plus tard (1904), la découverte des particules électriquement chargées dans l'atome conduit Thomson à proposer un modèle dans lequel les atomes sont comme de très petites sphères chargées positivement, portant l'essentiel de la masse de l'atome,  au sein desquelles sont incluses des particules encore plus petites, et chargées négativement, les électrons (modèle du pudding atomique). Le nombre des électrons est tel qu'il puisse équilibrer exactement la charge positive.

En 1911, les expériences consistant à bombarder les atomes avec des particules avaient montré que l'atome est essentiellement constitué de vide. Rutherford en déduisit un modèle atomique dans lequel la charge positive et l'essentiel de la masse de l'atome sont concentrés dans un tout petit volume au centre de l'atome pour y former son noyau. Les électrons (charges négatives) évoluent dans une sphère qui enveloppe le noyau. L'idée se fait jour d'un modèle d'atome analogue à un système planétaire en miniature où les électrons seraient en orbite autour du noyau comme les planètes le sont autour du Soleil. Ce modèle  se heurte cependant à l'instabilité dynamique d'un tel édifice.

Une nouvelle étape est franchie quand la spectroscopie (technique fondée sur l'étude des interactions entre la lumière et les électrons) permet d'associer des états d'énergie discrets (= discontinus) à l'atome. Niels Bohr (1885-1962) propose alors un modèle atomique (1913) qui reprend l'idée de système planétaire en miniature, mais, nourri des acquis de la physique quantique naissante, pose que seules certaines orbites, dites stationnaires, sont permises pour les électrons. A partir des années 1920, les études spectroscopiques associées aux concepts de la physique quantique (qui, notamment, font renoncer complètement à l'image des électrons en orbite autour du noyau) ont encore permis de faire encore évoluer considérablement le modèle atomique. Il en a résulté la vision actuelle de l'atome, qui sera résumée dans les paragraphes qui suivent.

Le noyau des atomes

Isotopes. Radioactivité

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. 

Isotopes de l'hydrogène.
Les noyaux des trois isotopes de l'hydrogène.
Tous les atomes d'hydrogène ont un nombre identique de protons (Z = 1) dans leur noyau, mais le nombre de leurs neutrons (N = 0, 1, 2) est différent, ils ont donc les mêmes propriétés chimiques mais leurs masses sont différentes.

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.
Masse atomique, mole,
nombre d'Avogadro

A peu près tous les éléments chimiques apparaissent dans la nature comme un mélange d'isotopes. On définit dès lors pour chacun d'eux une masse atomique moyenne, qui correspond à la moyenne pondérée des nombres de masse des isotopes présents et correspondant à leur abondance relative.

Les manipulations de laboratoire ne se font pas, généralement à l'échelle des atomes ou des molécules, il convient donc de définir une grandeur permettant de mesurer une quantité de matière et qui réponde à la notion de masse atomique, mais qui s'exprime à l'échelle du chimiste.  C'est la mole. Une mole est définie comme la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires (atomes ou ions, molécules, etc.) qu'il y a d'atomes dans 12 grammes de carbone-12. 

Ce nombre d'atomes, d'ions ou de molécules contenus dans une mole est égal à un nombre que diverses méthodes expérimentales (notamment basées sur la théorie cinétique des gaz) permettent de préciser. Il s'agit du nombe nombre d'Avogadro Na :

Na = 6,022045 x 1023 molécules/mole
(soit six-cent-mille milliards de milliards de molécules par mole)

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
Autrement dit, à très petit défaut de masse très grande quantité d'énergie libérée...

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.

Les spectres atomiques

Parce que les atomes sont capables d'absorber ou d'émettre de la lumière, une grande partie de ce que l'on sait sur les atomes provient de l'étude des interactions de la lumière (ententons ici non seulement la lumière visible, mais l'ensemble des rayonnements électromagnétiques - infrarouge, ondes radio, ultraviolet, rayons X, gamma) avec les électrons qui évoluent autour du noyau des atomes. Les interactions de la lumière avec les électrons permettent de connaître dans le détail la distribution des électrons autour du noyau. Il convient dès lors de dire quelques mots sur ce qu'est la lumière et comment cette interacttion avec les électrons peut se produire.

La lumière décomposée.
Les spectres.
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. 

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.

Spectres d'émission et d'absorption.
a) Spectres d'émission de l'hydrogène (H), du mercure (Hg) et du Néon (Ne).
b) Spectre s'absorption de l'hydrogène.

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
L'orsqu'un photon percute l'électron d'un atome, toute l'énergie qu'il représente est absorbée par l'électron. Le photon disparaît complètement (puisqu' "il est" le paquet d'énergie impliquée dans l'interaction). Cela se traduit par la disparition de certaines raies du spectre. Si un gaz est traversé par de la lumière blanche, les raies caractéristiques de ce gaz se détacheront en sombre sur le spectre continu. On parlera de spectre d'absorption. Les raies sombres correspondent aux longueurs d'onde ou fréquences absentes dans le rayonnement, autrement dit aux photons absorbés par les électrons. 

Cependant, les électrons, installés par l'interaction avec un photon dans un état d'énegie plus élevé, ne conservent pas cette énergie absorbée. Spontanément, ils vont la restituer pour retourner à un état de moindre énergie, et au final à l'état correspondant à l'énergie minimale qu'il peuvent avoir. Il peuvent atteindre cet état, dit fondamental, directement ou indirectement, par étapes (des niveaux d'énergie bien définis). A chaque étape un photon sera émis, dont l'énergie, et partant la fréquence, correspondra exactement à la différence entre les énergies des états entre lesquels "saute" l'électron. C'est le mécanisme qui est à l'origine de la série de raies observées dans le spectre d'émission.

Energie et configuration électronique.
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. 

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.

Les différences observées dans les spectres dépend du nombre différent d'électrons.

L'atome excité.
Lorsque tous les électrons d'un occupent les niveaux d'énergie les plus bas possibles, on dit que l'atome est dans son état fondamental. Lorsque l'il 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. 

Lorsque l'on augmente l'énergie d'un atome cette énergie est absorbée par les électrons qui le composent. Si un électron est initialement au niveau d'énergie E1 par cette excitation, il passe à un niveau d'énergie supérieur E2. On parle de transition entre deux niveaux énergétiques. Lorsque l'électron retourne à son niveau initial, cette transition se traduit par la restitue l'énergie qu'il avait reçue sous la forme d'un photon d'énergie h. = E2 - E1. Ce photon, ou quantum de lumière, qui a donc une énergie donnée, correspond à une lumière de fréquence  ou de longueur d'onde   donnée, qui donne par spectroscopie une raie définie du spectre. A chaque raie du spectre d'un élément correspond la transition entre deux niveaux d'énergie, et partant chaque raie fournit une information sur la distribution des électrons dans l'atome.
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Transitions d'un électron entre deux niveaux d'énergie. -L'absorption d'un photon permet au photon de sauter à un niveau supérieu. Il revient ensuite sponténément au niveau d'énergie inférieure par l'émission d'un photon dont l'énergie est égale à la différence d'énergie entre les deux niveaux.

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 du 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 nombre quantique subsidiaire ou azimutal (l).
L'étude détaillée spectres atomiques par Sommerfeld a montré que les raies précedemment connues pouvaient être subdivisée en raies plus fines. Les couches de l'atome de Bohr, représentatives des niveaux d'énergie pouvaient ainsi être d'écomposées en sous sous-couches, correspondant à des sous-niveaux d'énergie. (cette évolution du modèle de Bohr est connue sous le nom de modèle de Bohr-Sommerfeld). 

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.
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Spin de l'électron.
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.

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.
Il s'ensuit notamment que chaque orbitale ne peut contenir que deux électrons avec des spins opposés : deux électrons peuvent ainsi s'aparier lorsqu'ils ont les mêmes nombres quantiques n, m, et que leurs spins sont + 1/2 et - 1/2. Une orbitale donnée peut contenir un électron, deux électrons ou aucun électron.

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. 

La configuration électronique des atomes.
Le nom de configuration électronique s'applique à l'agencement des électrons autour d'un atome donné, en fonction de ses niveaux et sous-niveaux d'énergie. On l'établit grâce à des règles qui découlent de calculs théoriques.

Les niveaux d'énergie situés près du noyau correspondent à une énergie inférieure
 à 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 maxmale de Hund). 
Application : Le bore (B) a un numéro atomique de 5. Dans le premier niveau (n=1), avec un sous niveau s, il y a de la place dans son orbitale s (ou 1s) pour un deux électrons (on écrit 1s2). Les trois électrons restants devront êtres placées dans le deuxième niveau (n=2), qui possède les orbitales s et p (ou 2s et 2p). L'orbitale 2s et l'orbitale 2p se remplissent d'un électron, l'électron restant vant s'aparier avec l'électron présent dans l'orbitale 2s (on écrit 2s2), l'orbitale p restant evec unseul électron se note 2p1. Au final, la formule de la distribution électronique de l'atome de bore s'écrira : 1s2 2s2 2p1.

Les orbitales.
L'incertitude quantique.
On a vu plus haut que la lumière pouvait être décrite, selon le phénomène étudié,  soit comme une onde, soit comme un corspuscule. La physique quantique étend ce constat à tous les objets rencontrés à l'échelle des atomes et au dessous. L'électron que l'on a jusqu'ici envisagé seulement comme un corpuscule, Comme en avait déjà fait l'hypothèse Louis de Broglie, doit aussi être considéré dans certaines expériences en termes ondulatoires (un faisceau d'électrons, par exemple, peut donner lieu à un phénomène d'interférences). 

On peut dès lors comprendre, au moins de façon intuitive que cette dualité onde-corpuscule, ce double aspect introduit une difficulté : quand on aborde un phénomène sous son aspect corpusculaire, "quelque chose nous échappe" : son aspect ondulatoire. A l'inverse avec une approche ondulatoire "quelque chose nous échappe" aussi : cette fois il s'agit de son aspect corpusculaire. A un instant donné,  a  "quelque chose nous échappe" toujours dans la dans le phénomène étudié. On parle d'incertitude quantique. 

Certaines quantités ne peuvent pas être définies simultanément avec précision. Il en est ainsi en particulier de la vitesse et de la position d'un électron. Si l'on connaît la valeur de l'une précisément, il existe une incertitude sur l'autre. Il s'ensuit que la notion d'orbite d'un électron autour du noyau perd tout son sens. On connaît la position de l'électron à un instant donné, mais si on n'a pas sa vitesse, on ne pourra pas dire où il sera à l'instant suivant. Et si, à l'inverse on arrive à mesurer sa vitesse, on ne sait pas dire où l'électron se trouve alors. Allez donc tracer une orbite dans ces conditions!

(On notera ici, que l'incertitude quantique ne tient pas à un défaut de notre connaissance, et qu'une physique plus avancée permettrait peut être de cerner complètement (c'est-à-dire en termens classiques) le comportement des objets à l'échelle quantique. Des résultats expérimentaux, obtenus dans les annés 1980, on montré qu'il n'en est rien. L'incertitude tient à la nature même des phénomènes quantiques.)

La signification des orbitales.
A défaut de pouvoir dire sur quelle orbite circule un électron, au moins est-il possible de définir la probabilité qu'il a de se trouver en un endroit donné (elle se calcule en élevant au carré l'amplitude de l'onde associée à l'électron). Le notion d'orbitale, dont le caractère est purement probabiliste, remplace alors celle d'orbite. 

Une orbitale peut se définir comme une fonction qui décrit, pour un un sous-niveau énergétique donné, la distribution d'un électron dans un atome (ou une molécule). Elle indique la probabilité de rencontrer un électron dans une région donnée de l'espace à proximité de l'atome.

Les orbitales s affectent un forme sphérique. Cela signifie que l'électron se trouve à l'intérieur de cette sphère avec une probabilité donnée. Disons, dans nos exemples, qu'il a 95% de chances de se trouver à l'intérieur de cette sphère et donc 5% de chances d'être n'importe où à l'extérieur.

Les orbitales p ont la forme de deux lobes ellipsoïdaux situés symétriquement de part et d'autre du noyau et orientés selon un axe donné. Chacune des trois orbitales p possibles se répartissant sur l'un des trois axes x, y ou z. et il y a alors 95% de chances de trouver l'électron d'an l'un ou l'autre de ces lobes, et 5% de le rencontrer n'importe où ailleurs dans l'espace.

Les orbitales d et f offrent des dispositions plus compliquées mais répondent à la même logique probabilistique.

Orbitales.
Représentation des orbitales s, p, d et f. Source : Chemistry : atoms first. Licence : Creative Commons. -
Chaque niveau d'énergie n contient au plus 2n² électrons. L'énergie d'une orbitale en même temps que  la somme des nombres quantiques n et l. Dans le cas où n+l est identique l'énergie de l'orbitale la plus grande correspond au nombre n le plus élevé. 

Périodicité des éléments

Les caractéristiques des éléments chimiques dépendent de celles de leurs atomes, et plus spécialement de la structure électronique de ceux-ci. Certaines de ces caractéristiques sont sont communes à plusieurs éléments, qui forment des familles ou des groupes  aux propriétés particulières et qui permettent ainsi de classer les éléments. Parmi les classifications, la plus commune est  la classification dite périodique. Elle est fondée sur la loi de périodicité découverte par Mendeleev, établie définitivement par Moseley, et que l'on peut énoncer ainsi :
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.
Le tableau de Mendéléev.
Dans le tableau périodique des éléments, ou tableau de Mendéleev, les éléments se placent en lignes et en colonnes en fonctions de leurs propriétés individuelles. Ils sont rangés horizontalement dans l'ordre croissant de leur numéro atomique et l'on range dans une même colonne les éléments dont la couche électronique périphérique (couche de valence) présente la même configuration (le même nombre d'électrons). Pour gagner de la place horizontalement, les éléments situés entre les numéros 57 et 72 et ceux entre les numéros 89 et 104 sont placés sur deux lignes supplémentaires : 

Tableau périodique des éléments.
Tableau périodique des éléments. 
Chaque élément est figuré ici par son symbole surmonté de son numéro atomique Z.

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 périodes.
Les rangées horizontales sont appelées périodes. Il y a 7 périodes : la numérotation de chaque période (1, 2, 3..., 6, 7) correspond au nombre quantique n (1, 2, 3, ..., 6, 7) de la couche périphérique (K, L M, ...P, Q) des atomes des éléments rangés dans la même ligne ligne. Les éléments ,d'une période ont des propriétés qui observent une progression  reliée à la croissance de leur numéro atomique. 

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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Rayon atomique.
Le rayon des atomes en fonction du numéro atomique. D'une période  (signalée en rouge) à la suivante, on observe une tendance globale à l'augmentation du rayon atomique (exprimé ici en picomètres). Mais c'est surtout à l'intérieur d'une même période que les variations de la valeur de ce rayon sont marquées.Pour chaque période, le rayon est maximal pour premier élément de la ligne correspondante, qui est un métal alcalin (lithium, sodium, potassium, etc.). Le rayon chute rapidement ensuite et atteindre son minimum pour le gaz inerte qui termine la ligne (néon, argon, krypton...). La valeur du rayon atomique d'un élément apparaît ainsi fortement liée à sa position à l'intérieur d'une période (ou de la colonne dans laquelle il figure dans le tableau périodique). 

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 table de Mendéléev, l'affinité lélectronique varie comme l'énergie d'ioniosation : 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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Valeur sur l'échelle de Pauling de l'électronégativité de quelques éléments.
F O N Cl Br I S C H Mg Ca Na K
4,0 3,5 3,0 3,0 2,8 2,5 2,5 2,5 2,1 1,2 1,0 0,9 0,8

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. 
Les métaux.
Les métaux possèdent les caractéristiques suivantes : ils ont un aspect brillant particulier, justement dit "métallique"; si l'on excepte le mercure (Hg), ils se présentent à l'état solide dans les conditions ordinaires. Ils sont durs, et possèdent des points du fusion et d'ébullition élevés. Ilil conduisent facilement le courant électrique et la chaleur. Lors des réactions chimiques, ils cèdent des électrons pour rester chagés positivement. Ils ont un bas potentiel d'ionisation.
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, ziconium, 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)d1-10.

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)f1-14.

Les métalloïdes.
Les métalloïdes (ou semi-métaux) ont des propriétés que l'on peut rencontrer aussi bien chez les métaux que chez les non-métaux. 

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.

Les hydrogénoïdes.
Comme on l'a vu, bien que l'hydrogène soit dans la même colonne que les métaux alcalins, il n'est pas considéré comme appartement à ce groupe (étant le premier dans l'ordre des numéros atomique, il ne suit aucun autre élément). Avec son électron unique, il occupe une place à part. Il peut cependant être considéré comme le représentant type d'une famille, celle des hydrogénoïdes, qui comprend aussi, tous les éléments ionisés, qui ont perdu tous leurs électrons sauf un : He+, Li2 +, Be3+ et B4+, et qui ont, de ce fait, des comportemnts chimiques similaires à ceux de l'hydrogène.
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Dictionnaire cosmographique
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