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Les atomes
Les éléments chimiques

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¬ę Si, dans un cataclysme, toute notre connaissance scientifique devait √™tre d√©truite, et qu'une seule phrase passe aux g√©n√©rations futures, quelle affirmation contiendrait le maximum d'information dans le minimum de mots? Je pense que c'est l'hypoth√®se 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 d√©placent en mouvement perp√©tuel, s'attirant mutuellement √† petite distance les unes des autres et se repoussant lorsqu'on veut les faire se p√©n√©trer. Dans cette seule phrase vous verrez qu'il y a une √©norme quantit√© d'informations sur le monde, si on lui applique simplement un petit peu d'imagination et de r√©flexion. ¬Ľ


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

On a d'abord donn√© le nom d'atomes aux plus petites particules de la mati√®re, celles auxquelles doit s'arr√™ter toute division des corps. (histoire des sciences Ecole Atomistique). Aujourd'hui, on appelle atome le constituant de la mati√®re au niveau le plus √©l√©mentaire compatible avec des propri√©t√©s chimiques donn√©es. Un √©l√©ment chimique correspond √† un corps compos√© 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 constitu√©s d'une partie centrale, le noyau atomique, form√© de nucl√©ons (protons, dont la charge √©lectrique est positive, et neutrons, neutres √©lectriquement) en nombre variable, et d'un cort√®ge, ou d'un nuage, d'√©lectrons, dont la charge √©lectrique est n√©gative et dont le nombre est √©gal au nombre de protons, quand l'atome est √©lectriquement neutre - son √©tat 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'Antiquit√©, l'Ecole atomistique, repr√©sent√©e notamment par D√©mocrite et Epicure (La mati√®re dans l'Antiquit√© : les atomes) avait fond√© toute sa physique sur l'hypoth√®se selon laquelle la mati√®re √©tait discontinue, autrement dit form√©e de particules microscopique solides, impossible √† diviser, les atomes. Parmi les autres autres affirmations de cette √©cole on retiendra que  :
‚ÄĘ les atomes sont √©ternels, mais pas leurs assemblages, ce qui explique les changements observ√©s dans la mati√®re;

‚ÄĘ les atomes sont s√©par√©s par du vide;

‚ÄĘ les atomes qui composent les diff√©rents corps diff√®rent entre eux par la forme, la taille ou l'agencement g√©om√©trique;

‚ÄĘ les propri√©t√©s de la mati√®re sont la cons√©quence des  mani√®res diverses dont s'assemblent les atomes.

La théorie atomique de Dalton.
L'hypoth√®se des atomes a √©t√© oubli√©e pendant plusieurs si√®cle. Retravaill√©e √† la Renaissance, elle int√©resse aussi XVIIe si√®cle, avec Gassendi, notamment. A partir de cette √©poque, on a fait du nom d'atome quelquefois un synonyme de mol√©cule, mais le plus g√©n√©ralement, on consid√©rait d√©j√† les mol√©cules comme form√©es 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 :

‚ÄĘ Les atomes sont particules individuelles de mati√®re que l'on ne peut diviser par aucun processus connu. Par exemple, l'eau peut √™tre d√©compos√©e en hydrog√®ne et en oxyg√®ne, mais l'hydrog√®ne et l'oxyg√®ne ne peuvent pas √™tre d√©compos√©s en autre chose, c'est en cela que l'on peut dire qu'il y a des atomes d'hydrog√®ne et d'oxyg√®ne, mais qu'il n'y a pas d'atomes d'eau, seulement des mol√©cules d'eau.

‚ÄĘ Les atomes qui composent une substance √©l√©mentaire sont tr√®s similaires en masse et en taille, ainsi que dans leurs autres caract√©ristiques - un atome de soufre ou d'azote est tr√®s similaire en taille et en masse √† un autre atome de soufre ou d'azote, par exemple.

‚ÄĘ Les atomes d'un √©l√©ment simple - disons les atomes de l'oxyg√®ne, du carbone, du fer, etc. - diff√®rent en masse, en taille et par leurs autres caract√©ristiques des atomes des autres √©l√©ments simples - une atome de fer diff√®re en taille et en masse d'un atome d'oxyg√®ne, par exemple.

‚ÄĘ Les atomes sont les unit√©s fondamentales qui entrent en jeu dans les transformations chimiques pour former les mol√©cules ou atomes compos√©s. 

‚ÄĘ Une combinaison chimique a lieu quand diff√©rents types d'atomes s'assemblent dans des proportions num√©riques simples pour former des compos√©s. 

‚ÄĘ Les masses relatives des atomes qui forment un compos√© sont repr√©sent√©es par les masses relatives des elements qui entrent en r√©action.

A l'√©poque de Dalton, rien n'√©tait connu ni sur la masse ni sur le volume des atomes; on pouvait cependant admettre avec lui que les corps simples se combinent atome √† atome, que la mol√©cule d'eau, par exemple, est form√©e de 1 atome d'oxyg√®ne et de 2 atomes d'hydrog√®ne; dans ce cas, les poids des atomes devaient √™tre proportionnels aux √©quivalents ou nombres proportionnels, et cette hypoth√®se rendait en effet tr√®s simple l'explication de plusieurs lois fondamentales de la chimie. Beaucoup de ph√©nom√®nes chimiques restaient malgr√© tout sans explication. La th√©orie de Dalton a donc d√Ľ √™tre modifi√©e et perfectionn√©e grandement pour donner naissance √† la th√©orie atomique moderne. D√©sormais l'atome n'est plus une entit√© 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 rar√©fi√© en pr√©sence d'un champ √©lectrique, que William Crookes a d'abord d√©couvert, en 1886 ce qu'il a appel√© les rayons cathodiques (parce qu'il √©taient √©mis par une √©lectrode n√©gative, aussi appel√©e cathode). Apr√®s lui, en 1895, Jean Perrin, en √©tudiant la d√©viation  d'une faisceau de rayons cathodiques a montr√© que ceux-ci sont porteurs d'une charge √©lectrique n√©gative. En 1897, J.-J. Thomson, poursuivant ces recherches, √©tablit la relation entre la masse m et la charge e de chacune des particules constituant ces rayons edt que l'on connaissait d√©j√† sous le nom d'√©lectrons. En 1909, Robert A. Millikan mesura la charge de l'√©lectron et pouvait en d√©duire sa masse.

La découverte du noyau.
‚ÄĘ Les protons. - Les √©tudes men√©es sur les rayons cathodiques ont aussi mis en √©vidence ll'existence de rayons positifs. Cette d√©couverte est due √† E. Goldstein, apr√®s qu'il ait remarqu√©, que derri√®re la cathode des tubes √† gaz rar√©fi√© utilis√©s, une luminosit√© semblait indiquer l'existence de particules positives (les √©lectrons en percutant les atomes du gaz les excitaient et leur faisaient perdrent leurs propres √©lectrons et restaient d√®s lors charg√©s positivement). On a donn√© le nom de protons √† ces charges positives. La mesure du  rapport de la masse et de la charge (m/e) de ces particules d√©pendait de la nature des gaz concern√©s, alors que ce m√™me rapport restait constant pour les √©lectrons. Cela tient √† ce que les atomes des diff√©rents √©l√©ments ont des masses diff√©rentes.

‚ÄĘ Les neutrons. - En 1920, Ernest Rutherford a not√© que la somme des masses des √©lectrons et des protons qui constituent un atome √©taient tr√®s inf√©rieure √† la masse totale de cet atome. Il en a √©t√© conduit postuler l'existence, dans le noyau atomique, de particules neutres √©lectriquement qui permettraient de combler cet √©cart. Il les appel√©es neutrons. Il a fallu attendre 1932 pour que James Chadwick  confirme l'existence de ces particules, dont la masse est tr√®s l√©g√®rement sup√©rieure √† celle du proton. 

Protons et neutrons se concentrent dans une m√™me r√©gion de l'espace et concentrent l'essentiel de la  masse d'un atome. En nombre variable, ces particules que l'on appelle aussi des nucl√©ons, 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'hydrog√®ne (protium), ils poss√®dent 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 √† l'√©lectron, les nucl√©ons sont des particules composites (on peut les d√©composer en d'autres particules). Leurs constituants ont √©t√© mis en √©vidence au cours du XXe si√®cle. Le proton et le neutron sont constitu√©s chacun de trois particules, qui elles sont bien ind√©composables, les quarks. Il existe d'autres sortes de particules compos√©es de quarks (par exemple les m√©sons), et d'autres  aussi qui sont bien ind√©composables, comme les neutrinos ou les positons. A cette premi√®re famille de particules, qui constituent la mati√®re,  s'ajoute une seconde famille de particules, qui, elles, sont les vecteurs des forces qui s'exercent entre les paricules de mati√®re : ainsi, notamment, les gluons assurent-ils la coh√©sion des nucl√©ons en √©tant les vecteurs de l'interaction entre les quarks; les photons  portent les interactions entre particules charg√©es √©lectriquement (les √©lectrons et les protons, par exemple). D'autres particules, les bosons interm√©diaires W et Z, interviennent notamment dans la d√©sint√©gration des noyaux atomiques. Au total, on conna√ģt 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.
‚ÄĘ L'√©lectron est une particule d'√©lectricit√© n√©gative. Sa charge e est √©gale √† -1,6022 X 10-19 coulombs et il n'existe pas de charge inf√©rieure. C'est la plus petite quantit√© d'√©lectricit√© qui existe. 

‚ÄĘ La masse au repos me de l'√©lectron avoisine les 0,911 x 10-30 kg.

Le proton.
‚ÄĘ La charge du proton ne diff√®re de celle de l'√©lectron que par son signe. Elle est dont √©gale √† +1,6022 x 10-19 coulombs. C'est l'unit√© de charge √©lectrique positive.

‚ÄĘ La masse au repos mp du proton est ,elle, bien plus importante que celle de l'√©lectron-: mp= 1,672 x 10-27 kg . Soit environ 1800 fois la masse de l'√©lectron.

Le neutron.
‚ÄĘ Le neutron, on l'a dit, a une masse sensiblement √©gale √† celle du proton (1,67493 x 10-27 kg contre 1,67262 X 10-27 kg).

‚ÄĘ La charge √©lectrique du neutron est nulle.

Dimensions de l'atome.
Gr√Ęce √† ses exp√©riences, Rutherford a pu donner une premi√®re approximation des dimensions des atomes. D'autres exp√©riences ult√©rieures et usant de m√©thodes spectroscopiques ont pr√©cis√© ces dimensions. Si l'on consid√®re l'atome comme une sph√®re, sont rayon est de l'ordre de 10-10 cm et le rayon de son noyau, suppos√© lui aussi sph√©rique, est de l'ordre de 10-14 cm, soit au moins dix mille fois plus petit. Ces dimensions diff√®rent en fait selon l'√©l√©ment chimique consid√©r√©. Mais on contaste dans tous les cas que l'atome est essentiellement constitu√© de vide.

Numéro atomique et nombre de masse.

Le numéro atomique.
Les atomes d'un m√™me √©l√©ment chimique poss√®dent le m√™me nombre d'√©lectrons et le nombre de ces √©lectrons est le m√™me que celui des protons dans le noyau. C'est l'origine de la neutralit√© √©lectriques 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 num√©ro atomique permet de  caract√©riser chaque √©l√©ment chimique, auquel est aussi attribu√© un symbole (H = hydrog√®ne, Kr = krypton, Ca = calcium, Hg = mercure, K = potassium, Fe = fer, etc.). Ainsi, l'hydrog√®ne (un proton et un √©lectron) a-t-il pour symbole H et pour num√©ro atomique Z=1. Pour le krypton (trente-six protons et trente-six √©lectrons), not√© Kr, Z= 7. Pour le calcium (20 protons et 20 √©lectrons), not√© Ca, Z = 20.

Le tableau suivant donne, par ordre alphab√©tique de leur nom fran√ßais, les symboles attribu√©s au 92 √©l√©ments naturels et, en italiques, aux √©l√©ments artificiels dits transuraniens (ceux dont les num√©ros atomiques vont de 93 √† 103) : 

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Ac - Actinium 
Al - Aluminium 
Am - Am√©ricium 
Sb - Antimoine 
Ag - Argent 
Ar - Argon 
As - Arsenic 
At - Astate 
N - Azote 
Ba - Baryum 
Bk - Berk√©lium 
Be- B√©ryllium 
Bi - Bismuth 
B - Bore 
Br - Brome 
Cd - Cadmium 
Ca - Calcium 
Cf - Californium
C - Carbone 
Ce - C√©rium 
Cs - C√©sium 
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 - H√©lium 
Ho - Holmium 
H - Hydrog√®ne 
In - Indium
I - Iode
Ir - Iridium
Kr - Krypton 
La - Lathane 
Lr - Lawrencium
Li- Lithium 
Lu - Lut√©cium 
Mg - Magnésium
Mn - Mangan√®se 
Md - Mend√©l√©vium 
Hg - Mercure 
Mo - Molybdène
Nd - N√©odyme 
Ne - N√©on 
Np - Neptunium 
Ni - Nickel 
Nb - Niobium 
No - Nobelium 
Au - Or 
Os - Osmium 
O - Oxyg√®ne 
Pd - Palladium
P - Phosphore 
Pt - Platine 
Pb - Plomb 
Pu - Plutonium
Po - Polonium 
K - Potassium 
Pr - Praséodyme
Pm - Prom√©thium 
Pa - Proctactinium 
Ra - Radium 
Rn - Radon 
Re - Rh√©nium 
Rh - Rhodium
Rb - Rubidium 
Ru- Ruth√©nium 
Rf - Rutherfordium 
Sm - Samarium 
Sc -Scandium 
Se - S√©l√©nium 
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 - X√©non 
Yb - Ytterbium 
Y - Yttrium 
Zn - Zinc 
Zr - Zirconium 
Les noms des √©l√©ments chimiques ont des origines tr√®s diverses. Parfois, le nom fait r√©f√©rence √† une propri√©t√© de l'√©l√©ment : l'hydrog√®ne engendre de l'eau; le chlore  a une couleur verte (chloros en grec); l'oxyg√®ne produit des oxydes. Dans certains cas, le nom fait r√©f√©rence √† un lieu (souvent le lieu o√Ļ l'√©l√©ment a √©t√© d√©couvert) : le gallium pour la Gaule, le germanium pour la germanie. On peut aussi rencontrer des r√©f√©rences √† 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 compos√©s de deux lettres (trois pour le √©l√©ments artificiels r√©cemment d√©couverts). La premi√®re lettre seule √©tant en majuscule. Il sagit souvent de l'intiale du nom s'il n'y a qu'une lettre, ou des deux premi√®res lettres. Parfois d'une autre lettre choisie dans le nom. Le nom de l'√©lement peut √™tre en latin, par exemple le sodium a pour symbole Na, qui correspond aux deux premi√®res lettres de son nom latin natrium; m√™me chose pour le mercure  dont le symbole est Hg et le nom latin est hydrargirum. Si le tungst√®ne 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 √©lectriquement. Dans un certain nombre de circonstances, il peut perdre ou gagner un ou plusieurs des ses √©lectrons. On parle alors d'un ion. Il s'agira d'un ion positif  ou cation (= √©lectriquement charg√© positivement) s'il a perdu un ou plusieurs √©lectrons, et d'un ion n√©gatif  ou anion s'il a un ou plusieurs √©lectrons en exc√®s. On notera ainsi, par exemple, l'ion hydrog√®ne H+, c'est-√†-dire l'atome d'hydrog√®ne qui a perdu un √©lectron; ou encore l'ion Cl- l'atome de chlore qui a acquis un √©lectron suppl√©mentaire. L'ionisation, c'est-√†-dire le ph√©nom√®ne de perte ou de gain d'√©lectrons, est tr√®s commune dans les r√©actions chimiques. On mesure la capacit√© d'un atome √† s'ioniser par son potentiel d'ionisation, c'est-√†-dire par l'√©nergie n√©cessaire pour arracher d'un atome gazeux son √©lectron le moins li√© √† lui.
Le nombre de masse.
Si l'on note N le nombre de neutrons dans le noyau d'un atome donn√©, on d√©finira 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 si√®cle plus tard (1904), la d√©couverte des particules √©lectriquement charg√©es dans l'atome conduit Thomson √† proposer un mod√®le dans lequel les atomes sont comme de tr√®s petites sph√®res charg√©es positivement, portant l'essentiel de la masse de l'atome,  au sein desquelles sont incluses des particules encore plus petites, et charg√©es n√©gativement, les √©lectrons (mod√®le du pudding atomique). Le nombre des √©lectrons est tel qu'il puisse √©quilibrer exactement la charge positive.

En 1911, les exp√©riences consistant √† bombarder les atomes avec des particules avaient montr√© que l'atome est essentiellement constitu√© de vide. Rutherford en d√©duisit un mod√®le atomique dans lequel la charge positive et l'essentiel de la masse de l'atome sont concentr√©s dans un tout petit volume au centre de l'atome pour y former son noyau. Les √©lectrons (charges n√©gatives) √©voluent dans une sph√®re qui enveloppe le noyau. L'id√©e se fait jour d'un mod√®le d'atome analogue √† un syst√®me plan√©taire en miniature o√Ļ les √©lectrons seraient en orbite autour du noyau comme les plan√®tes le sont autour du Soleil. Ce mod√®le  se heurte cependant √† l'instabilit√© dynamique d'un tel √©difice.

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'hydrog√®ne est ordinairement compos√© d'un proton seul (A=N=1), mais il existe aussi une vari√©t√© d'hydrog√®ne, appel√©e deut√©rium ou hydrog√®ne lourd, dont le noyau est compos√© d'un proton et d'un neutron accol√©s (A-=-N+Z = 1+1= 2) et une autre, le tritium dont le noyau poss√®de deux neutrons et un proton. L'hydrog√®ne ordinaire (ou protium) ou hydog√®ne-1, le deut√©rium ou hydrog√®ne-2 et le tritium ou hydrog√®ne-3 sont trois isotopes de l'hydrog√®ne. 

Isotopes de l'hydrogŤne.
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 m√™me fa√ßon, on conna√ģt dans la nature deux esp√®ces 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, g√©n√©ralement √† l'√©chelle des atomes ou des mol√©cules, il convient donc de d√©finir une grandeur permettant de mesurer une quantit√© de mati√®re et qui r√©ponde √† la notion de masse atomique, mais qui s'exprime √† l'√©chelle du chimiste.  C'est la mole. Une mole est d√©finie comme la quantit√© de mati√®re d'un syst√®me contenant autant d'entit√©s √©l√©mentaires (atomes ou ions, mol√©cules, 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 mentionn√© les deux isotopes du carbone. Seul le C-12 est stable. Ses noyaux restent inchang√©s au cours du temps. Le C-14, en revanche est susceptible de se d√©sint√©grer spontan√©ment : apr√®s un  certain temps (al√©atoire), le noyau de carbone-14 se transforme spontan√©ment en un noyau d'azote-14. Le nombre  de masse reste le m√™me, mais le num√©ro atomique (Z=7 pour l'azote) est augment√© 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 consid√®re qu'un des neutrons du noyau a acquis spontan√©ment une charge positive et est donc devenu un proton. Ce processus est accompagn√© de l'√©mission de deux particules : une particule  (B√™ta) et et d'une neutrino ou particule  (nu).

Le neutrino est neutre √©lectriquement et interagit tr√®s peu avec le reste de la mati√®re; quant √† la particule  si l'on fait le compte des charges √©lectriques, on constate que cette particule doit √™tre de charge n√©gative. De fait, il s'agit d'un √©lectron.

L'√©mission de particules  lors d'une transmutation nucl√©aire est une des formes prises par le ph√©nom√®ne de radioactivit√©. La radioactivit√© qui correspond √† l'√©mission d'un √©lectron, comme ici, prend plus pr√©cis√©ment le nom de radioactivit√© - . Il existe aussi une radioactivit√© qui se d√©finit par l'√©mission d'un anti-√©lectron ou positon (√©lectron de charge positive) et l'on parle alors de radioactivit√© +.

Un autre type de radioactivit√©, la radioactivit√©   correspond √† l'√©mission qui se manifeste lorsque la d√©sint√©gration d'un noyau et se manifeste par l'expulsion d'un noyau d'h√©lium (deux protons et deux neutrons li√©s).  L'√©mission de ce noyau d'h√©lium (ici appel√© particule ) d√©finit le rayonnement . Ce sont les noyaux lourds qui sont concern√©s dans ce ph√©nom√®ne. Par exemple le polonium (A= 210, Z=84) se transmute spontan√©ment par radioactivit√©  (c'est-√†-dire par l'expulsion d'une particule compos√©e de deux neutrons et de deux protons li√©s) en plomb (A=206, Z=82).

La radioactivit√©  repr√©sente le dernier type de radioactivit√©. Elle correspond √† l'√©mission d'un photon de tr√®s haute √©n√©rgie (rayonnement ) . Ce ph√©nom√®ne intervient lorsqu'un noyau atomique excit√© √©volue vers un √©tat d'√©nergie moindre. Les radioactivit√©s  et  sont toujours accompagn√©es d'une √©mission .

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 √©l√©ments radioactifs les plus communs :  le radium et l'uranium.

Fusion et fission nucléaires.
La fusion des noyaux atomiques.
Conform√©ment aux principes de l'√©lectricit√©, les noyaux atomiques, charg√©s positivement, se repoussent : il se repoussent d'autant plus que leur num√©ro atomique (nombre de charges √©lectriques √©l√©mentaires  en pr√©sence) 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'√©nergie cin√©tique (milieu √† tr√®s haute temp√©rature) √† un noyau atomique l√©ger, il est capable de surmonter la r√©pulsion due √† la force coulombienne au point de se rapproche assez pr√®s de l'autre noyau, pour qu'un autre type de force - la force qui assure la coh√©sion des noyaux, et qui est appel√©e justement l'interaction forte - prenne le pas sur la premi√®re, √† tr√®s petite distance. Les deux noyaux se collent alors l'un √† l'autre : c'est la fusion thermonucl√©aire, elle qu'elle se produit dans le coeur des √©toiles de la s√©quence principale comme notre Soleil, ou qui est produite dans les bombes H ou bombes thermonucl√©aires. 

La fission des noyaux atomiques.
La fission, qui est la fragmentation d'un noyau atomique, est un ph√©nom√®ne en quelque sorte oppos√© √† la fusion. La fission concernait les noyaux l√©gers (avec peu de charges √©lectriques r√©pulsives); la fusion concerne plut√īt les noyaux atomiques les plus lourds - ceux au-del√† du thorium : la pr√©sence de nombreuses charges √©lectriques explique que, m√™me √† tr√®s petite distance, la force de r√©pulsion contrebalance la force de coh√©sion. Le noyau est alors fragile, voire instable : il peut √™tre bris√© facilement (par exemple par l'impact d'un neutron √©mis par un autre noyau) ou se briser spontan√©ment (radioactivit√©). De m√™me que la fusion, la fission lib√®re de l'√©nergie (cin√©tique et thermique). Une √©nergie lib√©r√©e brutalement dans les bombes dites atomiques ou bombes A, et lib√©r√©e de mani√®re contr√īl√©e dans  les actuelles centrales nucl√©aires. 

E=mc², la relation qui ouvre bien des portes.
L'√©nergie d√©gag√©e lors des r√©actions nucl√©aires et thermonucl√©aires provient d'une petite variation dans la masse des noyaux impliqu√©s. Lors d'une fission ou d'une fusion, la masse des produits r√©sultants est inf√©rieure √† celle de ceux de d√©part. C'est ce d√©faut de masse qui correspond √† l'√©nergie lib√©r√©e, en vertu de la relation d'Einstein qui √©tablit l'√©quivalence de l'√©nergie E et de la masse m. Le facteur multiplicatif c¬≤ (carr√© de la vitesse de la lumi√®re dans le vide) rend compte de l'√©norme disproportion entre E et m : 

en unit√©s SI,  c¬≤ = 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.

L'enveloppe électronique des atomes

Parce que les atomes sont capables d'absorber ou d'√©mettre de la lumi√®re, une grande partie de ce que l'on sait sur les atomes provient de l'√©tude des interactions de la lumi√®re (ententons ici non seulement la lumi√®re visible, mais l'ensemble des rayonnements √©lectromagn√©tiques - infrarouge, ondes radio, ultraviolet, rayons X, gamma) avec les √©lectrons qui √©voluent autour du noyau des atomes. Les interactions de la lumi√®re avec les √©lectrons permettent de conna√ģtre dans le d√©tail la distribution des √©lectrons autour du noyau. Il convient d√®s lors de dire quelques mots sur ce qu'est la lumi√®re et comment cette interacttion avec les √©lectrons peut se produire.

Les spectres atomiques.
La lumi√®re peut √™tre d√©crite comme une onde, caract√©ris√©e par une longueur d'onde  ou un fr√©quence  (ses deux grandeurs √©tant reli√©es par la relation :  = c/; o√Ļ c est la vitesse de la lumi√®re dans le vide). Dans le cas de la lumi√®re visible, √† chaque longueur d'onde (ou fr√©quence) correspond une couleur. 

La décomposition de la lumière.
Lorsque l'on fait traverser un faiseau de lumi√®re blanche √† un prisme ou √† un r√©seau de diffraction, ce faiseau est dispers√© : la lumi√®re est d√©vi√©e en fonction de sa longueur d'onde (ou de sa fr√©quence) et forme un spectre. La lumi√®re blanche du Soleil, par exemple, est d√©compos√©e en un spectre continu d'apparence, o√Ļ 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 dilu√© que l'on chauffe √† tr√®s haute temp√©rature, l'aspect du spectre de la lumi√®re qu'il √©mettra sera diff√©rent. Il ne sera plus continu. La plupart des couleurs du spectre continu seront absentes. Les couleurs pr√©sentes dans le faisceau lumineux appara√ģtront sous forme d'une s√©rie de raies brillantes, plus ou moins intenses, √©ventuellement plus ou moins larges. Chaque couleur, ici encore correspondant √† un rayonnement de longueur d'onde particuli√®re. Pour un √©l√©ment chimique donn√©, on observe une s√©rie qui lui est propre de raies. Cela fournit un outil pr√©cieux pour identifier le gaz auquel on a affaire. C'est d'ailleurs par ce moyen que l'on a pu conna√ģtre la composition chimique des atmosph√®res d'objets aussi lointains que les √©toiles.

Spectres d'ťmission et d'absorption.
a) Spectres d'émission de l'hydrogène (H), du mercure (Hg) et du Néon (Ne).
b) Spectre s'absorption de l'hydrog√®ne : ce type de spectre appara√ģt en faisant traverser un 
gaz par un faisceau de lumi√®re blanche. Celle-ci offre un spectre continu; les raies sombres correspondent au fr√©quences lumineuses absorb√©es par le gaz interpos√©. 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'√©nergie qui  transporte une √©nergie proportionnelle √† la fr√©quence de l'onde correspondante, soit E = h. (ou E=  h.c/) , o√Ļ, ici encore,  est la fr√©quence du rayonnement,  sa longueur d'onde, c est la vitesse de la lumi√®re dans le vide, et h est une autre constante fondamentale appel√©e constante de Planck. Sa valeur est est :  h = 6,626 x 10-34 J.s

Cet ensemble de ph√©nom√®nes se comprend mieux si l'on examine ce qu'il signifie au niveau de l'atome lui-m√™me, et en quoi il d√©pend de la mani√®re dont les √©lectrons s'organisent autour du noyau. 

Energie et configuration électronique.
Le mod√®le atomique propos√© par Niels Bohr, qui fait de l'atome un analogue du Syst√®me solaire, o√Ļ le noyau atomique aurait la place du Soleil et o√Ļ les √©lectrons seraient comme les plan√®tes, peut, en premi√®re approche, les raies des spectres atomiques par l'interaction entre les √©lectrons et les photons.

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

‚ÄĘ L'atome est un syst√®me est quantifi√©, autrement dit,son √©nergie ne peut avoir que certaines valeurs d√©finies. Les √©lectrons, en particulier, se rencontrent autour du noyau dans des orbites correspondant chacune √† un niveau d'√©nergie d√©fini.

‚ÄĘ Les √©lectrons situ√©s sur les orbites les plus proches du noyau poss√®dent une √©nergie inf√©rieur √† ceux qui circulent loin du noyau.

‚ÄĘ A un √©lectron donn√© ne peuvent correspondre que certaines valeurs d'√©nergie.

‚ÄĘ Les √©lectrons peuvent passer d'une orbite √† une autre en perdant ou gagnant de l'√©nergie.

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

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 :

‚ÄĘ L'absorption d'un photon par un √©lectron : l'√©nergie h. du photon qui entre en intercation avec un √©lectron est enti√®rement absorb√©e. Il s'ensuit :
1) que le photon dispara√ģt compl√®tement. Cela explique les spectres d'absorption : une raie sombre correspond aux photons d'√©nergie h. qui ont √©t√© soustraits au faiseau de lumi√®re incident.

2) que l'√©lectron, initialement au niveau d√©nergie E1 saute  au niveau d'√©nergie E2 = E1+ h.

-
Transitions d'un électron entre deux niveaux d'énergie. - L'absorption d'un photon permet au photon de sauter à un niveau supérieur. 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.
‚ÄĘ L'√©mission d'un photon par un √©lectron : un √©tat excit√© est instable : l'√©lectron tend spontan√©ment √† restituer l'√©nergie qu'il a absorb√©e pour retourner √† un nivau d'√©nergie moindre. Il s'ensuit :
1) que l'√©lectron, initialement au niveau d√©nergie E2 saute  au niveau d'√©nergie inf√©rieure E1 = E2 - h.

2) que l'√©nergie E=  E2 - E1 est lib√©r√©e sous la forme d'un photon d'√©nergie E =  h.. Cela explique les spectres d'√©mission : une raie brillante correspond aux photons d'√©nergie h. qui sont √©mis entre chaque transition d'un √©tat d'√©nergie √† un √©tat d'√©nergie mois √©lev√©e.

Ce que l'on vient de dire ne concernerait que les atomes dont les électrons ne peuvent avoir que deux niveaux d'énergie E1 et E2. En pratique, ce n'est pas le cas. Les électrons peuvent se situer à de multiples niveaux d'énergie E0, E1, E2, E3, E4... Le niveau E0 étant le niveau minimal (état fondamental), les autres correspondant à des états excités. De nombreuses transitions sont dès lors possibles entre chacun des niveaux d'énergie, et les photons absorbés ou émis pourront avoir de nombreuses fréquences, si bien que dans les spectres ce seront des séries de raies que l'on observera, chacune caractéristique de l'élément chimique considéré. Ainsi les séries dites de Lyman, de Paschen, de Balmer, etc. pour l'hydrogène (V. ci-dessous).

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  observ√©es dans les spectres proviennent de transitions entre des niveaux d'√©nergie qui peuvent √™tre num√©rot√©s.  De l'int√©rieur de l'atome vers l'ext√©rieur, on a ainsi les niveaux d'√©nergie n = 1, 2, 3, 4, etc.; n est appel√©  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 nombre quantique subsidiaire ou azimutal (l).
L'√©tude d√©taill√©e spectres atomiques par Sommerfeld a montr√© que les raies pr√©cedemment connues pouvaient √™tre subdivis√©e en raies plus fines. Les couches de l'atome de Bohr, repr√©sentatives des niveaux d'√©nergie pouvaient ainsi √™tre d'√©compos√©es en sous sous-couches, correspondant √† des sous-niveaux d'√©nergie. (cette √©volution du mod√®le de Bohr est connue sous le nom de mod√®le de Bohr-Sommerfeld). 

Le principe de la num√©rotation peut aussi √™tre appliqu√© aux sous-couches. On utilise pour cela le nombre quantique l ou nombre quantique azimutal. Dans le mod√®le de Bohr-Sommerfeld, le nombre l mesure le moment cin√©tique orbital de l'√©lectron et peut se comprendre comme l'excentricit√© (= l'allongement) de l'orbite de l'√©lectron. Il dit quelque chose de la forme de cette orbite. Comme pour n, les valeurs que l peut prendre sont enti√®res, mais, pour chaque couche, elles sont born√©es 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 possibilit√©s pour la valeur de n seront limit√©es √†  0, 1 ou 2; etc.

De la m√™me fa√ßon que n d√©finissait des couches √©lectroniques autour du noyau atomique, le nombre l sert √† d√©finir ce qu'on appelle des orbitales √©lectroniques. Celle-ci sont d√©sign√©es par les lettres s, p, d et f (sharp : s;  principale : p; diffuse : d, fondamentale : f), chacune de ces orbitales correspondant respectivement √† l = 0,1,2,3 (les √©lectrons avec  l = 0, 1, 2, 3 sont dits √©lectrons 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 magn√©tique (m). 
En pr√©sence d'un champ magn√©tique ext√©rieur, une nouvelle d√©composition des raies spectrales en raies plus fines appara√ģt (effet Zeeman). Ce ph√©nom√®ne conduit √† introduire encore un nombre quantique, le nombre quantique magn√©tique. Not√© m celui-ci repr√©sente l'orientation des orbitales dans l'espace. Dans le mod√®le de Bohr-Sommerfeld, il peut se comprendre comme une caract√©risation de l'orientation du champ magn√©tique cr√©√© par l'√©lectron dans sa course autour du noyau. Le nombre quantique magn√©tique m est un entier positif, n√©gatif 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.
-

Spin de l'ťlectron.
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 propos√© 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 √™tre √©tendu aux autres particules √©l√©mentaires, et donne alors l'un des bases de leur classification. 

‚ÄĘ Les fermions. Les particules de spin demi-entier sont appel√©es des fermions, et forment la mati√®re au sens classique. Le principe d'exlusion s'applique et explique l'imp√©n√©trabilit√© de la mati√®re. Les √©lectrons et les quarks (qui sont les composants des nucl√©ons) sont des fermions. 

‚ÄĘ Les bosons. Les particules de spin entier ou nul (0, 1, 2, etc.) sont appel√©s 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 √©lectromagn√©tique. 

La configuration électronique des atomes.
Le nom de configuration √©lectronique s'applique √† l'agencement des √©lectrons autour d'un atome donn√©, en fonction de ses niveaux et sous-niveaux d'√©nergie. On l'√©tablit gr√Ęce √† des r√®gles qui d√©coulent de calculs th√©oriques.

Les niveaux d'énergie situés près du noyau correspondent à une énergie inférieure
 √† celle des niveaux plus √©loign√©s. L'√©nergie de chaque niveau augmentent avec le nombre quantique principal, c'est-√†-dire √† mesure que l'on s'√©loigne du noyau. Dans un niveau d'√©nergie donn√©, les sous-niveaux d'√©nergie augmentent de s √† f.

Lorsqu'on veut √©tablir la distribution des √©lectrons d'un atome dans son √©tat fondamental , on recourt au principe de l'√©nergie minimale ou Aufbau (= structure, construction, en allemand) : la configuration √©lectronique fondamentale  l est obtenue en pla√ßant les √©lectrons un √† un dans les orbitales disponibles de l'atome, dans l'ordre croissant de leur √©nergie. Ce qui conduit √† consid√©rer les points suivants  : 

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

2. A l'int√©rieur d'un niveau donn√©, on rempli aussi d'abord les niveaux de moindre √©nergie. 

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

4. Quand il y a plusieurs √©lectrons √† distribuer entre plusieurs orbitales d'√©nergie identique, on place d'abord un √©lectron dans chacune des orbitales, puis on ajoute √©ventuellement les √©lectrons restants pour les aparier avec celui pr√©sent dans chaque orbitale (r√®gle de multiplicit√© maximale de Hund). 
Application : Le bore (B) a un num√©ro 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 √©lectrons (on √©crit 1s2). Les trois √©lectrons restants devront √™tres plac√©es dans le deuxi√®me niveau (n=2), qui poss√®de les orbitales s et p (ou 2s et 2p). L'orbitale 2s et l'orbitale 2p se remplissent d'un √©lectron, l'√©lectron restant vant s'aparier avec l'√©lectron pr√©sent dans l'orbitale 2s (on √©crit 2s2), l'orbitale p restant zvec un seul √©lectron se note 2p1. Au final, la formule de la distribution √©lectronique de l'atome de bore s'√©crira : 

1s2 2s2 2p1.

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.

Les orbitales.
L'incertitude quantique.
On a vu plus haut que la lumi√®re pouvait √™tre d√©crite, selon le ph√©nom√®ne √©tudi√©,  soit comme une onde, soit comme un corspuscule. La physique quantique √©tend ce constat √† tous les objets rencontr√©s √† l'√©chelle des atomes et au dessous. L'√©lectron que l'on a jusqu'ici envisag√© seulement comme un corpuscule, Comme en avait d√©j√† fait l'hypoth√®se Louis de Broglie, doit aussi √™tre consid√©r√© dans certaines exp√©riences en termes ondulatoires (un faisceau d'√©lectrons, par exemple, peut donner lieu √† un ph√©nom√®ne d'interf√©rences). 

On peut d√®s lors comprendre, au moins de fa√ßon intuitive que cette dualit√© onde-corpuscule, ce double aspect introduit une difficult√© : quand on aborde un ph√©nom√®ne sous son aspect corpusculaire, "quelque chose nous √©chappe" : son aspect ondulatoire. A l'inverse avec une approche ondulatoire "quelque chose nous √©chappe" aussi : cette fois il s'agit de son aspect corpusculaire. A un instant donn√©,  a  "quelque chose nous √©chappe" toujours dans la dans le ph√©nom√®ne √©tudi√©. On parle d'incertitude quantique.

Certaines quantit√©s ne peuvent pas √™tre d√©finies simultan√©ment avec pr√©cision. Il en est ainsi en particulier de la vitesse et de la position d'un √©lectron. Si l'on conna√ģt la valeur de l'une pr√©cis√©ment, il existe une incertitude sur l'autre. Il s'ensuit que la notion d'orbite d'un √©lectron autour du noyau perd tout son sens. On conna√ģt la position de l'√©lectron √† un instant donn√©, mais si on n'a pas sa vitesse, on ne pourra pas dire o√Ļ il sera √† l'instant suivant. Et si, √† l'inverse on arrive √† mesurer sa vitesse, on ne sait pas dire o√Ļ l'√©lectron 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 d√©faut de pouvoir dire sur quelle orbite circule un √©lectron, au moins est-il possible de d√©finir la probabilit√© qu'il a de se trouver en un endroit donn√© (elle se calcule en √©levant au carr√© l'amplitude de l'onde associ√©e √† l'√©lectron). Le notion d'orbitale, dont le caract√®re 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 sph√©rique. Cela signifie que l'√©lectron se trouve √† l'int√©rieur de cette sph√®re avec une probabilit√© donn√©e. Disons, dans nos exemples, qu'il a 95% de chances de se trouver √† l'int√©rieur de cette sph√®re et donc 5% de chances d'√™tre n'importe o√Ļ √† l'ext√©rieur.

Les orbitales p ont la forme de deux lobes ellipso√Įdaux situ√©s sym√©triquement de part et d'autre du noyau et orient√©s selon un axe donn√©. Chacune des trois orbitales p possibles se r√©partissant sur l'un des trois axes x, y ou z. et il y a alors 95% de chances de trouver l'√©lectron dans l'un ou l'autre de ces lobes, et 5% de le rencontrer n'importe o√Ļ 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'√©nergie n contient au plus 2n¬≤ √©lectrons. L'√©nergie d'une orbitale en m√™me temps que  la somme des nombres quantiques n et l. Dans le cas o√Ļ n+l est identique l'√©nergie de l'orbitale la plus grande correspond au nombre n le plus √©lev√©. 

Périodicité des éléments

Les caract√©ristiques des √©l√©ments chimiques d√©pendent de celles de leurs atomes, et plus sp√©cialement de la structure √©lectronique de ceux-ci. Certaines de ces caract√©ristiques sont sont communes √† plusieurs √©l√©ments, qui forment des familles ou des groupes  aux propri√©t√©s particuli√®res et qui permettent ainsi de classer les √©l√©ments. Parmi les classifications, la plus commune est  la classification dite p√©riodique. Elle est fond√©e sur la loi de p√©riodicit√© d√©couverte par Mendeleev, √©tablie d√©finitivement par Moseley, et que l'on peut √©noncer 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 p√©riodique des √©l√©ments, ou tableau de Mend√©leev, les √©l√©ments se placent en lignes et en colonnes en fonctions de leurs propri√©t√©s individuelles. Ils sont rang√©s horizontalement dans l'ordre croissant de leur num√©ro atomique et l'on range dans une m√™me colonne les √©l√©ments dont la couche √©lectronique p√©riph√©rique (couche de valence) pr√©sente la m√™me configuration (le m√™me nombre d'√©lectrons). Pour gagner de la place horizontalement, les √©l√©ments situ√©s entre les num√©ros 57 et 72 et ceux entre les num√©ros 89 et 104 sont plac√©s sur deux lignes suppl√©mentaires : 

Tableau pťriodique des ťlťments.
Tableau p√©riodique des √©l√©ments. 
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  √©l√©ments figurant dans une colonne ou un groupe donn√©s  pr√©sentent des propri√©t√©s tr√®s similaires (car ils ont le m√™me nombre d'√©lectrons dans leurs derni√®res  couches) ou des r√©gularit√©s facilement observables dans leurs propri√©t√©s. Il existe plusieurs fa√ßons de d√©signer les groupes; le plus simple est de leur assigner  le num√©ro d'ordre de la colonne correspondante, soit de 1 √† 18. (NB : les √©l√©ments class√©s dans les deux rang√©es 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 rang√©es horizontales sont appel√©es p√©riodes. Il y a 7 p√©riodes : la num√©rotation de chaque p√©riode (1, 2, 3..., 6, 7) correspond au nombre quantique n (1, 2, 3, ..., 6, 7) de la couche p√©riph√©rique (K, L M, ...P, Q) des atomes des √©l√©ments rang√©s dans la m√™me ligne ligne. Les √©l√©ments ,d'une p√©riode ont des propri√©t√©s qui observent une progression  reli√©e √† la croissance de leur num√©ro atomique. 

Les familles.
On distingue ordinairement parmi les √©l√©ments chimiques trois grandes familles : les m√©taux, les-non m√©taux et les m√©tallo√Įdes, ces-derniers correspondant √† un passage entre les deux premi√®res familles. Les m√©taux figurent √† la gauche du tableau et les non-m√©taux tout √† droite; les m√©tallo√Įdes 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 d√©finit le rayon d'une atome comme √† la la distance entre le noyau et la couche de valence. Le caract√®re probabiliste des objets √† l'√©chelle de l'atome emp√™che de donner une valeur au rayon atomique comme on le ferait de fa√ßon univoque pour un objet √† notre √©chelle. On r√©duit la difficult√©, sans l'√©vacuer compl√®tement, en attribuant comme valeur √† ce rayon la moiti√© de la distance entre les noyaux de deux atomes d'un m√™me √©l√©ment li√©s ensemble. Lorsque les atomes li√©s ne sont pas d'un m√™me √©l√©ment, le rayon de l'atome varie en fonction du type de liaison impliqu√©e. Dans le tableau de Mend√©l√©ev, deux tendances s'observent : 1¬į) Le rayon atomique des atomes d'une m√™me ligne (m√™me p√©riode) diminue √† mesure que le num√©ro atomique cro√ģt, c'est-√†-dire de la gauche vers la droire du tableau. 3¬į) le rayon atomique des atomes d'une m√™me colonne (m√™me groupe), √† l'inverse, cro√ģt en m√™me temps  le num√©ro atomique, c'est-√†-dire  du haut vers le bas.
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Rayon atomique.
Le rayon des atomes en fonction du num√©ro atomique. D'une p√©riode  (signal√©e en rouge) √† la suivante, on observe une tendance globale √† l'augmentation du rayon atomique (exprim√© ici en picom√®tres). Mais c'est surtout √† l'int√©rieur d'une m√™me p√©riode que les variations de la valeur de ce rayon sont marqu√©es.Pour chaque p√©riode, le rayon est maximal pour premier √©l√©ment de la ligne correspondante, qui est un m√©tal alcalin (lithium, sodium, potassium, etc.). Le rayon chute rapidement ensuite et atteindre son minimum pour le gaz inerte qui termine la ligne (n√©on, argon, krypton...). La valeur du rayon atomique d'un √©l√©ment appara√ģt ainsi fortement li√©e √† sa position √† l'int√©rieur d'une p√©riode (ou de la colonne dans laquelle il figure dans le tableau p√©riodique). 

Le potentiel d'ionisation.
Le potentiel d'ionisation ou √©nergie d'ionisation correspond √† l'√©nergie minimale n√©cessaire pour que l'atome neutre d'un √©l√©ment A, √† l'√©tat gazeux et dans son √©tat √©lectronique fondamental, perde un √©lectron de sa couche de valence et devienne un ion positif, A+ (lui-m√™me √† l'√©tat gazeux et son √©tat √©lectronique fondamental). Dans le tableau de Mend√©l√©ev, 1¬į) sur une ligne donn√©e (p√©riode), cette √©nergie d'ionisation augmente avec le num√©ro atomique, c'est-√†-dire de la gauche vers la droite. 2¬į) En revanche, elle diminue, pour une m√™me colonne (groupe), √† 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 √©nergies de liaison entre mol√©cules, Linus Pauling  (1901-1994) a propos√© une √©chelle arbitraire dí√©lectron√©gativit√©s, en attribuant √† chaque √©l√©ment 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-m√©taux poss√®dent les caract√©ristiques suivantes : leurs atomes s'unissent ais√©ment entre eux en mettant leurs √©lectrons en commun; quand ils se lient avec des m√©taux, ils captent leurs √©lectrons pour rester charg√©s n√©gativement; ils ont un haut potentiel d'ionisation; ils ne conduisent pas, ou conduisent mal, la chaleur et l'√©lectricit√©. 

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.

‚ÄĘ Gaz inertes. - Parmi les non-m√©taux, il convient de remarquer les √©l√©ments qui figurent dans la colonne la plus √† droite du tableau (colonne 18) et qui forment le groupe des gaz inertes, aussi appel√©s gaz rares ou gaz nobles. Les gaz inertes appartiennent au bloc p et leur configuration √©lectronique externe est : ns¬≤p6 . Autrement dit ce sont des √©l√©ments, dont la derni√®re couche √©lectronique est satur√©e. Ils sont d√®s lors r√©tifs √† se combiner chimiquement avec d'autres √©l√©ments. Dans les conditions de temp√©rature et de pression ordinaires, ils se pr√©sentent √† l'√©tat 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.
‚ÄĘ M√©taux alcalins. La premi√®re colonne du tableau de Mend√©l√©ev, √† laquelle on retire l'hydrog√®ne (H), renferme le groupe des √©lements alcalins (lithium, sodium, potassium, etc.), √©l√©ments qui font partie du bloc s.  Un √©l√©ment alcalin, suit toujours (dans l'ordre des num√©ros atomiques)  imm√©diatement un gaz inerte. Il ne poss√®de qu'un seul √©lectron sur sa couche p√©riph√©rique (configuration √©lectronique externe : ns1) et pr√©sente un forte tendance √† le c√©der pour acqu√©rir la configuration √©lectronique du gaz inerte qui le pr√©c√®de. Le nom des m√©taux alcalins vient de ce qu'il r√©agissent vivement avec l'eau pour produire des substances appel√©es alcalis (bases).

‚ÄĘ M√©taux alcalinaux-terreux. Ce groupe (colonne 2) rassemble les √©l√©ments (b√©rylium, magn√©sium, calcium, etc.)  dont les propri√©t√©s chimiques sont similaires √† celles des m√©taux alcalins, mais leurs caract√®res sont att√©nu√©s. Ce sont aussi des √©l√©ments du bloc s, et leur configuration √©lectronique externe est ns¬≤.

‚ÄĘ Les m√©taux de transition. - La plupart des m√©taux (fer, cuivre, or, cobalt, platine, mercure, zinc, argent, cadmium, tungst√®ne, platine, zirconium, etc.) appartiennent √† cette cat√©gorie qui comprend plusieurs groupes (colonnes 3 √† 12). Les derniers (du rutherfordium au copernicium) n'existent pas dans la nature. Ils ont seulement √©t√© fabriqu√©s en laboratoire.  Les m√©taux de transition appartiennent au bloc d; leur configuration √©lectronique externe a pour formule-: ns¬≤( n-1)d1-10.

‚ÄĘ Les lanthanides. - Ces √©l√©ments, plac√©s apr√®s le baryum dans le tableau p√©riodique, y pr√©c√®dent le hafnium. Ils ne figurent √† part dans le tableau que pour des raisons de pr√©sentation et sont en fait une partie de la p√©riode 6, o√Ļ ils assurent la progression continue des num√©ros atomiques. On les d√©signe aussi sous le nom de terres rares.

‚ÄĘ Les actinides. - Ces √©l√©ments, comme les lanthanides sont ordinairement plac√©s sous tableau p√©riodique et ne sont que la partie de la p√©riode 7, situ√©e entre le radium et le rutherfordium. Ce groupe comprend les √©l√©ments qui vont de l'actinium au lawrencium. Tous sont radioactifs; les  neufs derniers sont artificiels. Parmi les actinides, les √©l√©ments dont le num√©ro atomique est sup√©rieur √† Z = 92 sont appel√©es transuraniens (ils sont au-del√† de l'uranium). Comme les lanthanides, les actinides appartiennent au bloc f, et comme eux leur configuration √©lectronique externe est : ns¬≤( n-1)d1(n-2)f1-14.

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).
Les m√©tallo√Įdes.
Les m√©tallo√Įdes (ou semi-m√©taux) ont des propri√©t√©s que l'on peut rencontrer aussi bien chez les m√©taux que chez les non-m√©taux. 

Dans le tableau p√©riodique, les m√©tallo√Įdes ne remplissent pas des colonnes enti√®res. Ils font partie du bloc p et appartiennent aux groupes 13 √† 17, o√Ļ l'on peut aussi trouver des m√©taux et des non-m√©taux. Chacun de ses groupes a des caract√©ristiques particuli√®res  : 

‚ÄĘ Le groupe du bore. - Le groupe 13 contient cinq √©l√©ments naturels (bore, aluminium, gallium, indium, thallium) et un √©l√©ment artificiel, le nihonium. Leur configuration √©l√©ectronique externe est ns¬≤p1. Bien que ces √©l√©ments ne soient pas tr√®s r√©actifs, aucun d'entre eux ne se trouve sous une forme pure dans la nature. Le bore est un m√©tallo√Įde, les autres sont des m√©taux. 

‚ÄĘ Le groupe du carbone. - Le groupe 14 comprend un non-m√©tal (le carbone), deux m√©tallo√Įdes (silicium et germanium) et trois m√©taux (deux naturels, l'√©tain et le plomb, et un artificiel Z=114). Configuration √©lectrique externe : ns¬≤p¬≤.

‚ÄĘ Les pnictog√®nes (groupe de l'azote). - Le groupe 15 comprend deux non-m√©taux (azote, phosphore), deux m√©tallo√Įdes (arsenic, antimoine) et deux m√©taux (bismuth, moscovium qui est artificiel). le mot pnictog√®ne vient du grecs pnigein (= √©trangler), une r√©f√©rence √† la toxicit√© de l'azote qui sous certaines formes provoque des √©tranglements. Configuration √©lectrique externe : ns¬≤p3.

‚ÄĘ Le groupe de l'oxyg√®ne. - Le groupe 16 inclut trois non-m√©taux (oxyg√®ne, soufre, s√©l√©nium), et deux m√©tallo√Įdes (tellure et polonium). Seul le membre artificiel, le livermorium, (Z= 116)  pourrait √™tre consid√©r√© comme un m√©tal. Configuration √©lectrique externe de tous ces √©l√©ments : ns¬≤p4.

‚ÄĘ Les  halog√®nes (groupe du fluor). - Le groupe 17 comprend les √©l√©ments √©l√©ments chimiques qui pr√©c√®dent imm√©diatement un gaz inerte. On y rencontre quatre non-m√©taux (fluor, chrome, brome, iode) et deux m√©tallo√Įdes (astate et √©l√©ment Z= 117).  Configuration √©lectrique externe : ns¬≤p5. Les halog√®nes poss√®dent une forte tendance √† acqu√©rir la configuration √©lectronique du gaz inerte qui les suit. Ils r√©agissent avec les m√©taux pour former des sels (par exemple, le chlore, un halog√®ne, forme avec la sodium, un m√©tal, le sel de cuisine). En grec : hals, halos = sel.

Les hydrog√©no√Įdes.
Comme on l'a vu, bien que l'hydrog√®ne soit dans la m√™me colonne que les m√©taux alcalins, il n'est pas consid√©r√© comme appartement √† ce groupe (√©tant le premier dans l'ordre des num√©ros atomique, il ne suit aucun autre √©l√©ment). Avec son √©lectron unique, il occupe une place √† part. Il peut cependant √™tre consid√©r√© comme le repr√©sentant type d'une famille, celle des hydrog√©no√Įdes, qui comprend aussi, tous les √©l√©ments ionis√©s, qui ont perdu tous leurs √©lectrons sauf un : He+, Li2 +, Be3+ et B4+, et qui ont, de ce fait, des comportements chimiques similaires √† ceux de l'hydrog√®ne.
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