NucléonLe terme nucléon désigne de façon générique les composants du noyau atomique, i.e. les protons et les neutrons qui sont tous deux des baryons. Le nombre de nucléons par atome est généralement noté « A », et appelé « Nombre de masse ».

Jusque dans les années 1960, les nucléons étaient considérés comme des particules élémentaires. On sait maintenant que ce sont des particules composées de quarks et de gluons. Les propriétés de ces particules sont régies en grande partie par l'interaction forte. Le proton est le plus léger des baryons, et c'est le seul qui soit stable. Plus exactement, les mesures qui ont été faites montrent que le proton a une durée de vie supérieure à 1030 années, ce qui apporte une contrainte forte sur les théories spéculatives qui essaient d'aller au-delà du modèle standard. De son côté, le neutron a une durée de vie moyenne d'environ 1/4 d'heure et se désintègre par interaction faible en proton, électron et antineutrino électronique. Le proton et le neutron forment un doublet d'isospin I=1/2.

Le proton est une particule subatomique portant une charge électrique élémentaire positive.

Les protons sont présents dans le noyau des atomes, éventuellement liés avec des neutrons par l'interaction forte (le noyau de l'isotope le plus répandu de l'hydrogène, H+, est un simple proton) ; le proton est également stable par lui-même, en dehors du noyau atomique.

Le proton n'est pas une particule élémentaire, étant composé de trois autres particules : deux quarks up et un quark down.

Le neutron est une particule subatomique de charge électrique totale nulle.

Les neutrons sont présents dans le noyau des atomes, éventuellement liés avec des protons par l'interaction forte. Si le nombre de protons d'un noyau détermine son élément chimique, le nombre de neutrons détermine son isotope. Les neutrons liés dans un noyau atomique sont en général stables mais les neutrons libres sont instables : ils se désintègrent en un peu moins de 15 minutes. Les neutrons libres sont produits dans les opérations de fission et de fusion nucléaires.

Le neutron n'est pas une particule élémentaire, étant composé de trois autres particules : un quark up et deux quarks down.

Le nombre de masse (A) est le terme employé en chimie et en physique pour représenter le nombre de nucléons, c'est-à-dire la somme du nombre de proton(s) et du nombre de neutron(s) constituant le noyau d'un atome.

Par exemple, le carbone-12 (12C) a 6 protons et 6 neutrons, donc son nombre de masse est 12=6+6.

C'est ce nombre qui détermine la variété isotopique d'un élément chimique. Il précise le nombre de neutrons, le nombre de protons étant connu par le numéro atomique, (Z).

Les isobares déterminent des éléments chimique ayant un même nombre de masse.

La notion de masse atomique relative (ou masse atomique) peut concerner un atome en particulier ou un élément chimique en général (auquel cas on envisage un mélange isotopique). Elle exprime sa masse en tant que multiple d'une masse élémentaire de référence qui se veut proche de celle d'un nucléon unique. En effet la masse d'un atome est proportionnelle en première approximation au nombre de ses nucléons, dit nombre de masse. La masse élémentaire de référence, appelée unité de masse atomique, est à ce jour définie comme le douzième de la masse de l'atome de carbone 12 (12 nucléons).

Sommaire[masquer]

1 Pourquoi la masse atomique relative diffère du nombre de masse 2 Pourquoi utiliser la masse atomique relative plutôt que la masse en grammes

3 Les différentes références de masse atomique au cours de l'histoire

4 Voir aussi

o 4.1 Liens internes

o 4.2 Liens externes

Pourquoi la masse atomique relative diffère du nombre de masse[modifier]

La masse atomique est généralement un nombre non entier, et ce pour plusieurs raisons. Les « chiffres après la virgule » varient selon l'unité de masse atomique choisie comme référence, ce qui explique en partie les variations historiques de ce choix.

Concernant un élément chimique en général, c'est le mélange isotopique constaté sur la Terre qui est pris comme mélange caractéristique. La masse atomique d'un élément chimique est ainsi la moyenne des masses atomiques de ses isotopes au prorata de leur présence dans la nature. Ce choix offre un intérêt pratique évident : il permet de calculer précisément les masses en jeu lorsqu'on considère des échantillons non purifiés de l'élément chimique, c'est-à-dire dans la situation expérimentale la plus courante.

Concernant un atome en particulier (isotope donné d'un élément donné, caractérisé par un nombre de protons et un nombre de neutrons donnés), seul le carbone 12 possède a priori une masse atomique entière, pour la simple raison que l'unité de masse atomique est définie comme 1/12 de sa masse. Pour tous les autres atomes, la masse atomique exacte n'est pas un multiple entier de la masse unitaire de référence. En effet des phénomènes physiques corrélés au nombre de nucléons mais non proportionnels à celui-ci interviennent, de telle sorte que la

masse d'un ensemble de nucléons assemblés dans un noyau n'est pas égale à la somme des masses des nucléons isolés : en effet, la masse d'un proton lié dans un noyau n'est pas tout à fait égale à celle d'un proton libre (énergie de liaison, défaut de masse nucléaire...).

Pourquoi utiliser la masse atomique relative plutôt que la masse en grammes[modifier]

Comme le nombre des nucléons, la masse atomique relative prend dans la nature une valeur comprise entre 1 et un peu plus de 200. C'est donc un nombre plus facile à imaginer et plus simple à écrire que celui qui caractérise la masse en kg des atomes, proche de 10−27 kg.

Par ailleurs, la notion de masse atomique relative est née avant que l'existence de l'atome soit avérée, et donc avant qu'il soit possible de compter ou de peser des atomes. Les chimistes avaient néanmoins observé la quantification des masses des éléments chimiques, par exemple en comparant des volumes identiques de gaz différents. La masse atomique relative décrit efficacement le rapport massique des éléments indépendamment du nombre de corpuscules concernés.

Les différentes références de masse atomique au cours de l'histoire[modifier]

1805 : John Dalton fixe la masse atomique de l'hydrogène à 1.

Quand la notion de masse atomique apparut, les premières mesures suggéraient que la masse atomique d'un atome était toujours un multiple entier de celle de l'hydrogène. Le choix de l'hydrogène comme masse atomique unitaire relevait donc plus d'un constat que d'un choix normatif.

1865 : Jean Stas fixe la masse atomique de l'oxygène 16 à 16.

On démontra dans la première moitié du XIXe siècle que les masses atomiques n'étaient pas exactement des multiples entiers de l'unité (quelle que soit sa définition). Cela signifiait qu'1/16ème de la masse de l'oxygène 16 par exemple, n'est pas égal à 1/12ème de la masse du carbone 12, ni à la masse de l'hydrogène. Il était donc nécessaire de préciser la définition en choisissant un élément de référence. L'oxygène étant fréquemment impliqué dans les réactions chimiques qui nous entourent, son choix comme référence pour la mesure de l'unité de masse atomique simplifiait de nombreux calculs pour les chimistes. Toutefois ce standard s'est ensuite décliné selon deux interprétations : celle des chimistes qui prenaient comme référence le mélange isotopique naturel de l'oxygène, et celle des physiciens qui choisirent plus précisément l'isotope oxygène 16.

1961 : L'Union internationale de chimie pure et appliquée tranche pour la définition actuelle de la masse atomique, en fixant la masse atomique du carbone 12 à 12.

Il était nécessaire de statuer sur une référence unique. Les valeurs de masse atomique relative obtenues par référence au carbone 12 avaient l'avantage de ne pas trop différer des anciennes valeurs, que celles-ci proviennent de la chimie ou de la physique. Cela facilitait la mise en place de cette nouvelle et ultime référence.

2002 : Le CNRS propose une unité sur la base 1 proton égal 1 unité. Mais il n'a pas, à ce jour, été appliqué. L'unité de base reste donc la précédente

Le carbone est un élément chimique de la famille des cristallogènes, de symbole C, de numéro atomique 6 et de masse atomique 12,0107.

Sommaire[masquer]

1 Étymologie 2 Historique

o 2.1 Préhistoire

o 2.2 Histoire

3 Nucléosynthèse

4 Isotopes

5 Chimie

o 5.1 Corps simple

6 Structure électronique

7 Composés courants du carbone

o 7.1 Petites molécule et ions

o 7.2 Chimie organique

o 7.3 Dangers du carbone et de ses composés

o 7.4 Hydrocarbures

8 Notes et références

9 Voir aussi

o 9.1 Articles connexes

o 9.2 Liens externes

Étymologie[modifier]

Le nom carbone vient du latin carbo, carbōnis signifiant « charbon ».

Historique[modifier]

Le nom carbone n'apparaît dans le dictionnaire de l'Académie française, qu'à sa 6e édition (1832-5).

Préhistoire[modifier]

Le carbone est présent sur terre depuis la formation de celle-ci : il a été produit par nucléosynthèse au cœur des étoiles qui ont explosé avant la formation du système solaire. Il existe sous forme de sédiments, charbon, pétrole, et également sous sa forme pure graphite, diamant. Les diamants naturels pouvant se trouver dans la kimberlite des cheminées d'anciens volcans, notamment en Afrique du Sud et dans l'Arkansas. On peut parfois trouver des diamants microscopiques dans certaines météorites.

Histoire[modifier]

Elle est marquée par la considération accrue de l'importance du carbone.

Deuxième millénaire (tradition de moines fondeurs, comme les Pères Chartreux, etc. - Élaboration (métallurgie) de fontes et aciers.

Élaboration de la cémentation, « plus vieux » traitement connu en thermochimie.

1797 - Découverte de la forme « diamant » (voir article diamant synthétique).

1828 - Découverte des composés organiques et de la chimie organique (voir article Friedrich Wöhler).

1842 - Avec la RDM, August Wöhler pose les fondements de la future « science des matériaux ».

Article connexe : semi-conducteurs.

Nucléosynthèse[modifier]

Article détaillé : Nucléosynthèse.

L'élément carbone n'est pas directement issu du Big Bang (nucléosynthèse primordiale), car les conditions de sa formation n'étaient pas réunies (la dilatation et le refroidissement de l'univers ont été trop rapides).

Le carbone est en revanche produit en masse dans le cœur des étoiles très massives, dites de la branche horizontale, où trois noyaux d'hélium fusionnent (réaction triple alpha).

Isotopes[modifier]

Le carbone possède deux isotopes stables dans la nature, 12C (98,89 %) et 13C (1,11 %). Le premier, 12C, a été choisi comme nucléide de référence unique pour la masse atomique 12, après plusieurs propositions (anciennement l’hydrogène, puis conjointement avec l’oxygène pour les chimistes). La masse atomique du carbone reste cependant légèrement supérieure à 12 à cause de la prévalence de ses autres isotopes.

Le radioisotope 14C a une période de 5 730 ans et est couramment utilisé pour la datation d'objets archéologiques jusqu'à 50 000 ans. Il ne sera d'aucune utilité pour les archéologues de demain intéressés par les trésors de la civilisation actuelle car les explosions thermonucléaires réalisées dans l'atmosphère à partir des années 1960 ont créé des excès considérables.

Le radioisotope 11C a une période de 20 minutes. Cette courte période et la relative facilité de substituer un atome de 11C à un atome de carbone 12C (stable) en font un isotope utilisé en médecine nucléaire, notamment en tomographie à émission de positron. Les radiotraceurs les plus utilisés à ce jour sont le 11C-Raclopride qui se fixe préférentiellement sur les récepteurs dopaminergiques D2, et le 11C-Acétate utilisé en imagerie cardiaque.

Chimie[modifier]

Corps simple[modifier]

Article détaillé : Formes allotropiques du carbone.

Huit formes du carbone : diamant, graphite, lonsdaléite, buckminsterfullerène et 2 autres fullerènes, amorphe, et nanotube de carbone

Le diamant et le graphite sont les deux formes allotropiques les plus répandues du carbone, elles diffèrent par leur aspect (en haut) et leurs propriétés. Cette différence est due à leur structure (en bas).

Le carbone est présent dans la nature dans deux formes allotropiques principales :

le graphite, empilement de structures cristallines hexagonales et monoplanes (graphènes, et de couleur grise. C'est la forme stable à température et pression ambiante.

le diamant, de structure cristalline tétraédrique (structure type « diamant ») est transparent. C'est la forme stable à haute température et haute pression, métastable à température et pression ambiante.

Dans les conditions de pression normales, le carbone est sous la forme graphite, dans laquelle chaque atome est lié à trois autres dans une couche d'anneaux hexagonaux fusionnés, comme ceux des composés aromatiques hydrocarbonés. Grâce à la délocalisation des orbitales π, le graphite conduit l'électricité. Le graphite est mou, car les liaisons chimiques entre les plans sont faibles (2 % de celles des plans) et les couches glissent donc facilement les unes par rapport aux autres.

Sous très haute pression, le carbone cristallise dans un système cubique à face centrée nommé diamant, dans lequel chaque atome est lié à quatre autres (distance interatomique de 136 pm). Le diamant, grâce à la résistance des liaisons carbone-carbone, est, avec le nitrure de bore, la matière la plus dure à rayer. À température ambiante, la métamorphose en graphite est si lente qu'elle paraît invisible. Sous certaines conditions, le carbone se cristallise en lonsdaléite, une forme similaire au diamant mais hexagonale. De toutes les pierres précieuses, le diamant est la seule à se consumer complètement.

Le diamant, une des formes cristallines les plus recherchées du carbone

Diagramme de phases simplifié du carbone : phases en fonction de la pression et de la température.

En plus du graphite (pur sp2) et du diamant (pur sp3), le carbone existe sous forme amorphe et hautement désordonnée (a-C). Ces formes amorphes du carbone sont un mélange de sites à trois liaisons de type graphite ou à quatre liaisons de type diamant. De nombreuses méthodes sont utilisées pour fabriquer du a-C : pulvérisation, évaporation par faisceau d'électrons, dépôt à l'arc électrique, ablation laser…

Nanotube de carbone

Le carbone se sublime à 5 100 K. Sous forme gazeuse, il se constitue habituellement en petites chaînes d'atomes appelées carbynes. Refroidies très lentement, celles-ci fusionnent pour former les feuilles graphitiques irrégulières et déformées qui composent la suie. En particulier, parmi ces dernières, on trouve des formes où les feuilles sont pliées dans une forme stable et close comme une sphère ou un tube, appelées fullerènes, comme le buckminsterfullerène, C60. Certaines de ces formes sont aussi connues sous le nom de

« footballène » et ont des propriétés qui n'ont pas encore été toutes analysées, mais apparaissent comme des structures extrêmement rigides.

Les formes cylindriques du carbone sont appelées nanotubes et ont été découvertes dans le culot se formant à la cathode de l'arc électrique durant la synthèse de fullerènes. Ces objets de diamètre nanométrique et de longueur atteignant parfois le millimètre se présentent comme des couches de graphène enroulées sur elles-mêmes.

Les nanotubes fabriqués par la méthode de l'arc électrique sont presque tous « multifeuillets ». Conjointement à ces nanotubes, on observe un grand nombre de nanoparticules polyédriques. Les observations en microscopie électronique en transmission haute résolution ((en) HRTEM : High-resolution Transmission Electron Microscopy) révèlent que ces nanoparticules de carbone sont constituées de plusieurs couches de graphène, fermées, laissant une cavité nanométrique en leur centre. Les nanotubes de carbone sont d'excellents dopants mécaniques utilisés pour les ailes d'avions, par exemple afin d'améliorer leur dureté tout en conservant une bonne flexibilité[réf. nécessaire].

Et enfin, les oignons de carbone sont à la base des fullerènes multicouches.

Structure électronique[modifier]

Le carbone possédant 6 électrons adopte une configuration électronique à l'état fondamental 1s22s22p2. Il possède 4 électrons sur sa couche de valence, ce qui lui permet de former quatre liaisons covalentes, dont des liaisons de type σ ou de type π. Les liaisons de type π sont

toujours accompagnées d'une liaison de type σ. Le recouvrement des fonctions électroniques

dans une liaison π est plus faible. Ces liaisons sont donc moins « solides ».

Composés courants du carbone[modifier]

Petites molécule et ions[modifier]

La forme la plus connue du carbone est le dioxyde de carbone CO2, qui est l'un des composants minoritaires de l'atmosphère terrestre (arrivant en quatrième position avec environ 0,03 % mais loin derrière l'azote 78,11 %, l'oxygène 20,953 % et l'argon 0,934 %) produit et métabolisé par les êtres vivants, l'industrie, les voitures et les centrales thermiques. Sa concentration a augmenté de près de 40% depuis le début de l'ère industrielle. Il possède deux modes de vibration qui absorbent la lumière infrarouge, ce qui en fait un gaz à effet de serre. Le CO2 est un composé majoritaire de l'atmosphère d'autres planètes comme Vénus.

Dans l'eau, il forme de très faibles quantités d'acide carbonique, H2CO3, qui produit des ions carbonate CO3

2- ou hydrogénocarbonate (bicarbonate) HCO3-. Beaucoup de minéraux sont des

carbonates, notamment les diverses formes de calcaire (calcite, craie, marbre…). On connaît les propriétés thérapeutiques du bicarbonate de sodium NaHCO3.

Chimie organique[modifier]

La chimie du carbone est essentiellement covalente. Le carbone est à la base d'une multitude de composés pouvant contenir un grand nombre d'atomes, en association avec l'hydrogène,

l'oxygène, l'azote, les halogènes, le phosphore, le soufre, et les métaux, par liaisons simples, doubles ou triples. L'étude et la synthèse de ces composés constitue la chimie organique.

Dangers du carbone et de ses composés[modifier]

Le (di)sulfure de carbone CS2, quoique de structure similaire au dioxyde de carbone, est un liquide hautement toxique utilisé comme solvant (vulcanisation du caoutchouc).

Les autres oxydes de carbone sont le monoxyde de carbone CO, et le suboxyde de carbone C3O2, moins commun. Le monoxyde de carbone est un gaz incolore et inodore, formé par combustion incomplète des composés organiques ou du carbone pur (charbon). Le monoxyde de carbone se lie plus fortement que l'oxygène, à l'hémoglobine sanguine pour former de la carboxyhémoglobine, un composé stable. Le résultat de cette réaction est l'empoisonnement des molécules d'hémoglobine, ce qui peut être mortel (voir l'entrée en question).

L'ion cyanure CN- a un comportement chimique similaire à un ion halogénure. Les sels contenant l'ion cyanure sont hautement toxiques. Le cyanogène, un gaz de composition (CN)2 est également proche des halogènes.

Avec les métaux, le carbone forme des carbures C4- ou des acétylures C22-. Quoi qu'il arrive,

avec une électronégativité de 2,5, le carbone préfère former des liaisons covalentes. Quelques carbures sont des treillis covalents, comme le carbure de silicium, SiC, qui ressemble au diamant, et est d'ailleurs utilisé pour la taille de ceux-ci.

Les nanotechnologies permettent de produire des molécules particulières, dont les fullerènes, et des nanofils ou nanotubes difficiles à filtrer dans l'air et qui peuvent passer à travers les muqueuses et percer les enveloppes cellulaires. Certains craignent des effets différés comme on en a trouvé pour l'amiante.

Hydrocarbures[modifier]

On appelle « hydrocarbures » les molécules associant carbone et hydrogène. On classe les hydrocarbures en trois familles :

les alcanes, où le carbone forme des liaisons sp3 (« simples ») : méthane CH4, éthane C2H6, etc. ;

les alcènes, où au moins un carbone forme des liaisons (« double ») (carbones sp2) : éthène (éthylène) C2H4, propène C3H6, etc. ;

les alcynes, où au moins un carbone forme des liaisons (« triple ») (carbones sp) : éthyne (acétylène) C2H2, propyne C3H4, etc.

Suivant le nombre d'atomes de carbone, on fait précéder le suffixe -ane, -ène ou -yne :

1. méth-2. éth-

3. prop-

4. but-

5. pent-

6. hex-

7. hept-

8. oct-

9. non-

10. déc-

La rotation est libre autour des liaisons simples carbone-carbone. En revanche, les liaisons doubles ou triples sont rigides : la liaison double est planaire, les angles de liaison autour des atomes de carbone sont 120°. Cela conduit à la formation de diastéréomères, c'est-à-dire de composés ayant la même formule chimique mais une disposition différente des atomes dans l'espace. La liaison triple est linéaire.

En outre, le carbone sp3 peut former des composés chiraux (du grec ̔η χείρ, la main). Le cas le plus simple est un composé possédant 4 substituants différents autour d'un atome de carbone. Suivant la disposition dans l'espace de ces substituants, on obtient deux molécules qui sont différentes : elles ne sont pas superposables, il s'agit d'une paire d'énantiomères. Les énantiomères sont l'image l'un de l'autre dans un miroir (comme nos deux mains).

Dans les hydrocarbures aromatiques, les atomes de carbone forment des cycles ou noyaux stabilisés par des liaisons π délocalisées.

Mole (unité)Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.

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Pour les articles homonymes, voir Mole.

La mole (symbole : mol) est une unité de base du système international, apparue en 1971, qui est principalement utilisée en physique et en chimie. La mole est la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 12 grammes de carbone 12 ; son symbole est mol1.

Une mole d’atomes contient environ 6,02214179(30)×1023 atomes. Ce nombre est appelé constante d'Avogadro, son symbole est NA.

Formulé de manière plus compréhensible, la mole est une unité de comptage au même titre que la centaine, la vingtaine ou la douzaine, sauf que cette unité de comptage est immense (environ 600 000 milliards de milliards d'unités). De la même manière qu'il y a autant d'éléments dans une douzaine de pommes que dans une douzaine d'œufs, il y a le même nombre d'atomes dans une mole de carbone que dans une mole de plomb (ie. 602 214 milliards de milliards d'atomes).

Un échantillon de matière de taille macroscopique contient un très grand nombre d'atomes. Par exemple, 6 grammes d'aluminium contiennent environ 1,34×1023 atomes (134 000 000 000 000 000 000 000 atomes ; soit 134 mille milliards de milliards). Pour éviter l'utilisation d'aussi grands nombres, on a créé une unité de mesure, la mole (dans le cas présent 6 g d'aluminium représentent 0,22 mole d'atomes). La masse d'une mole de matière ou masse molaire, lorsqu'elle est exprimée en grammes, correspond en première approximation au nombre de nucléons de l'élément (27 nucléons pour l'aluminium).

Sommaire[masquer]

1 Étymologie 2 Multiples

o 2.1 Ordre de grandeur

3 Formules

4 Notes et références

5 Articles connexes

6 Liens externes

Étymologie[modifier]

Au départ, la langue anglaise utilisait le terme de molécule-gramme ou d'atome-gramme pour désigner la masse moléculaire (masse molaire). Le terme provenait du latin « molecula », signifiant « masse ». Un diminutif est finalement apparu pour désigner la quantité de matière : la mole2.

Multiples[modifier]

multiples actuels : Préfixes du système international d'unités.

Comme toutes les unités, les multiples de la mole sont décrits avec les préfixes du système international d'unités. Son sous-multiple le plus courant est la millimole (mmol) = 10-3 mol. Il est essentiel d'indiquer la nature des entités élémentaires : une mole d’atomes, de molécules, d'ions, d'électrons, d'autres particules, de groupes de particules…

10n Préfixe Symbole Nombre

1024 yottamole Ymol Quadrillion

1021 zettamole Zmol Trilliard

1018 examole Emol Trillion

1015 pétamole Pmol Billiard

1012 téramole Tmol Billion

109 gigamole Gmol Milliard

106 mégamole Mmol Million

103 kilomole kmol Mille

102 hectomole hmol Cent

101 décamole damol Dix

100 mole mol Un

10-1 décimole dmol Dixième

10-2 centimole cmol Centième

10-3 millimole mmol Millième

10-6 micromole μmol Millionième

10-9 nanomole nmol Milliardième

10-12 picomole pmol Billionième

10-15 femtomole fmol Billiardième

10-18 attomole amol Trillionième

10-21 zeptomole zmol Trilliardième

10-24 yoctomole ymolQuadrillionième

Anciens multiples et sous-multiples de la mole3

10 n Préfixe Symbole Nombre en français Nombre en chiffre

104 myriamole mamol Dix mille 10 000

10-4 myriomole momol Dix-millième 0,000 1

Ordre de grandeur[modifier]

Pour donner un ordre de grandeur, une mole de secondes représenterait un peu plus de 4 millions de fois l'estimation de l'âge de la Terre : ~19×1015 ans.

Une mole de grains de maïs éclaté permettrait de recouvrir la surface des États-Unis d'une couche uniforme d'une épaisseur d'environ 14 km4.

Toujours pour un ordre de grandeur, une mole de grains de sable de 0,1 mm (sable très fin) est contenue dans un volume de 10 km3, soit celui d'un cube de 2,15 km de côté. (cf: livre de référence.)

Enfin, si l'on empilait une mole de feuilles de papier à lettre (épaisseur d'environ 110µm), la hauteur de la pile avoisinerait les 6000 années lumières (1 al~ 10¹³m, 1,1x10-⁴x6.02*10²³~6.10¹⁹m).

La radioactivité, facilement détectable, permet de compter les atomes.

Formules[modifier]

n : quantité de matière en mol . m : masse du composé en g

M : masse molaire du composé en

n : quantité de matière en mol V : volume du gaz en L (Litres)

Vm : volume molaire du composé en

n : quantité de matière en mol x : nombre d'entités chimiques (sans dimension).

NA : nombre d'Avogadro (mol − 1)

n : quantité de matière en mol

C : concentration molaire en

V : volume du liquide en L (Litres)

AtomeUn article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.

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Un atome (grec ancien ἄτομος [atomos], « insécable »)1 est la plus petite partie d'un corps simple pouvant se combiner chimiquement avec une autre. La théorie atomiste, qui soutient l'idée d'une matière composée de « grains » indivisibles (contre l'idée d'une matière indéfiniment sécable), est connue depuis l'Antiquité, et fut en particulier défendue par Démocrite, philosophe de la Grèce antique. Elle fut disputée jusqu'à la fin du XIX e   siècle , mais n'est plus au XXIe siècle l'objet de la moindre controverse. C'est en particulier sur cette notion d'atome que reposent les sciences de la matière modernes. L'atome n'est cependant plus

considéré comme un grain de matière insécable, depuis les expériences de physique nucléaire ayant mis à jour sa structure au début du XX e   siècle .

Un atome est constitué d'un noyau concentrant plus de 99,9 % de sa masse, autour duquel se distribuent des électrons pour former un nuage 40 000 fois plus étendu que le noyau lui-même. Ce dernier est constitué de protons, chargés positivement, et de neutrons, électriquement neutres ; l'hydrogène fait exception, car le noyau de son isotope 1H, appelé protium, ne contient aucun neutron. Les électrons occupent des orbitales atomiques en interaction avec le noyau via la force électromagnétique, tandis que les nucléons sont maintenus ensemble au sein du noyau par la liaison nucléaire, qui est une manifestation de l'interaction nucléaire forte. Le nuage électronique est stratifié en niveaux d'énergie quantifiés autour du noyau définissant des couches et des sous-couches électroniques ; les nucléons se répartissent également en couches nucléaires, bien qu'un modèle approché assez commode popularise la structure nucléaire d'après le modèle de la goutte liquide.

Plusieurs atomes peuvent établir des liaisons chimiques entre eux grâce à leurs électrons, et, d'une manière générale, les propriétés chimiques des atomes sont déterminées par leur configuration électronique, laquelle découle du nombre de protons de leur noyau. Ce nombre, appelé numéro atomique, définit un élément chimique.

Représentation d'un atome d'hélium 4 avec, apparaissant rosé au centre, le noyau atomique et, en dégradé de gris tout autour, le nuage électronique. Le noyau d'hélium 4, agrandi à droite, est formé de deux protons et de deux neutrons.

Sections transversales des premières orbitales de l'atome d'hydrogène, le code de couleurs représentant l'amplitude de probabilité de l'électron.

Sommaire[masquer]

1 Structure o 1.1 Ordres de grandeur

o 1.2 Particules subatomiques

o 1.3 Nuage électronique

1.3.1 Introduction au modèle de Schrödinger

1.3.2 Principe d'exclusion de Pauli

1.3.3 Orbitales moléculaires

o 1.4 Noyau atomique

2 Classification

3 Propriétés

o 3.1 Noyaux atomiques

3.1.1 Moment magnétique nucléaire

3.1.2 Énergie de liaison nucléaire

3.1.3 Stabilité nucléaire

3.1.4 Radioactivité

3.1.5 Îlot de stabilité

3.1.6 Limite à la taille des noyaux

o 3.2 Nuage électronique

3.2.1 Taille des atomes

3.2.2 Liaisons chimiques

3.2.3 Électronégativité et affinité électronique

3.2.4 Magnétisme

3.2.5 Fluorescence et phosphorescence

3.2.6 Raies spectrales

3.2.7 États de la matière

4 Formation et évolution des atomes

o 4.1 Nucléosynthèse

o 4.2 Sur Terre

o 4.3 Atomes de Rydberg

o 4.4 Formes atomiques rares ou hypothétiques

5 Histoire du concept d'atome

o 5.1 Antiquité : un concept philosophique

o 5.2 La chimie du XVIII e siècle — les éléments

o 5.3 La physique du XVIII e siècle — les particules

o 5.4 XIX e siècle — le triomphe de l'atome

o 5.5 Bilan

6 Historique des modèles de l'atome

o 6.1 Modèles obsolètes

6.1.1 Le modèle de J.J. Thomson ou modèle de l’électron élastiquement lié à l’atome

6.1.2 Le modèle planétaire de Rutherford

o 6.2 Modèles approchés couramment employés

6.2.1 Le modèle des sphères dures

6.2.2 Le modèle de Bohr

7 Le modèle actuel : modèle de Schrödinger

8 Le noyau atomique

9 Notation

10 Notes et références

11 Voir aussi

o 11.1 Articles connexes

o 11.2 Bibliographie

o 11.3 Filmographie

o 11.4 Liens externes

Structure[modifier]

Ordres de grandeur[modifier]

Articles connexes : électron-volt, unité de masse atomique et nombre d'Avogadro.

Le diamètre estimé d'un atome « libre » (hors liaison covalente ou cristalline) est compris entre 62 pm (6,2×10-11 m) pour l'hélium et 596 pm (5,96×10-10 m) pour le césium 2 , tandis que celui d'un noyau atomique est compris entre 2,4 fm (2,4×10-15 m) pour l'isotope 1 H et 14,8 fm (1,48×10-14 m) environ pour le nucléide 238 U 3 : le noyau d'un atome d'hydrogène est donc environ 40 000 fois plus petit que l'atome d'hydrogène lui-même.

Le noyau concentre cependant l'essentiel de la masse de l'atome4: le noyau du lithium 7, par exemple, est environ 4 300 fois plus massif que les trois électrons qui l'entourent, l'atome de 7Li lui-même ayant une masse de l'ordre de 1,172×10−26 kg. Pour fixer les idées, la masse des atomes est comprise entre 1,674×10-27 kg pour le protium et 3,953×10-25 kg pour l'uranium 238, en s'en tenant aux isotopes qui ont une abondance significative dans le milieu naturel (il existe des noyaux plus lourds mais aussi bien plus instables que le nucléide 238U).

Cette masse est généralement exprimée en unités de masse atomique (« uma », ou « u »), définie comme la douzième partie de la masse d'un atome de 12 C non lié et à son état fondamental, soit 1 uma = 1,66054×10-27 kg ; dans cette unité, la masse du nucléide 238U vaut 238,0507826 uma. Une unité alternative également très employée en physique des particules est l'électron-volt divisé par le carré de la vitesse de la lumière (eV/c2), qui est homogène à une masse en vertu de la fameuse équation E = mc 2 de la relativité restreinte, et qui vaut 1 eV/c 2 = 1,783×10-36 kg ; dans cette unité, la masse du noyau 238U est égale à 221,7 G eV /c 2 .

Compte tenu de leur taille et de leur masse singulièrement réduites, les atomes sont toujours en très grand nombre dès qu'on manipule une quantité de matière macroscopique. On définit ainsi la mole comme étant la quantité de matière constituée par autant d'unités élémentaires (atomes, molécules, électrons, etc.) qu'il y a d'atomes dans 12 g de carbone 12, soit pas moins de 6,022×1023 unités élémentaires, ce qu'on appelle le nombre d'Avogadro.

Particules subatomiques[modifier]

Articles principaux : particule subatomique et physique des particules.

Articles connexes : particule élémentaire, théorie quantique des champs et modèle standard (physique des particules).

Bien que son étymologie signifie « insécable » en grec ancien, un atome est en réalité constitué de particules élémentaires plus petites, et peut donc être divisé ; mais il constitue bien la plus petite unité indivisible d'un élément chimique en tant que tel : en brisant, par exemple, un atome d'hélium, on obtiendra des électrons, des protons et des neutrons, mais on n'aura plus un corps simple ayant les propriétés de l'hélium.

L'électron e- est une particule très peu massive (9,1094×10−31 kg, soit 511,00 k eV /c 2 ) pourvue d'une charge électrique négative de -1,602×10−19 C.

Le proton p+ est 1 836 fois plus massif que l'électron (1,6726×10−27 kg, soit 938,27 M eV /c 2 ) avec une charge électrique positive de même valeur absolue que celle de l'électron (1,602×10−19 C).

Le neutron n0 est 1 838,5 fois plus massif que l'électron (1,6749×10−27 kg, soit 939,57 M eV /c 2 ), et est électriquement neutre.

Le modèle standard de la physique des particules décrit les nucléons comme des baryons composés de particules élémentaires appelées quarks :

Le proton est constitué de deux quarks up et d'un quark down : p+ = uud.

Le neutron est constitué d'un quark up et de deux quarks down : n0 = udd.

Les électrons, quant à eux, sont des leptons, qui constituent, avec les quarks, le groupe des fermions. La grande différence entre quarks et leptons est que seuls les premiers connaissent toutes les interactions élémentaires, y compris l'interaction nucléaire forte, dont les médiateurs sont des bosons de jauge appelés gluons ; les leptons ne connaissent que l'interaction faible (via les bosons Z 0 et W ± ) et l'interaction électromagnétique (via les photons).

Toutes ces particules connaissent a priori également l'interaction gravitationnelle, mais cette dernière n'a pas encore pu être intégrée au modèle standard de la physique des particules ; son intensité à l'échelle atomique est, quoi qu'il en soit, insignifiante comparée à l'intensité des trois autres interactions.

Nuage électronique[modifier]

Représentation schématique d'un puits de potentiel. L'énergie V(x) requise pour occuper chaque abscisse x confine à l'intervalle [x1,x2] toute particule pourvue de l'énergie E en ordonnée.

Article détaillé : configuration électronique.

L'essentiel des propriétés physiques et chimiques des atomes est dû à leur nuage électronique. C'est la compréhension de la nature et de la structure de ce nuage électronique qui a ouvert la voie à la compréhension de la structure de l'atome lui-même et, in fine, a conduit au développement de la physique des particules.

Le noyau atomique étant chargé positivement, il forme un puits de potentiel pour les électrons, qui sont chargés négativement. Ce puits de potentiel est constitué de niveaux d'énergie définis par des nombres quantiques dont la combinaison détermine des orbitales atomiques conférant aux fonctions d'onde correspondantes des dimensions et des formes caractéristiques.

Introduction au modèle de Schrödinger[modifier]

Articles détaillés : atome d'hydrogène, mécanique quantique et équation de Schrödinger.

L'électron manifeste, comme tout objet quantique, une dualité onde-corpuscule, en vertu de laquelle il se comporte tantôt comme une particule géométriquement délimitée occupant une position déterminée, tantôt comme une onde susceptible de présenter, par exemple, des phénomènes d'interférences. Ces deux aspects de l'électron coexistent dans l'atome, bien que le modèle de Schrödinger soit exclusivement ondulatoire5:

un électron n'est jamais localisé à un endroit précis d'une trajectoire définie autour de l'atome, mais distribué au sein d'une orbitale atomique avec une probabilité de présence égale au carré de la norme de sa fonction d'onde, laquelle est corrélée à son état quantique, ainsi qu'avec une phase d'électron : c'est l'aspect ondulatoire.

cette distribution n'est pas statique, mais dynamique, en ce que l'électron est pourvu, au sein de son orbitale atomique stationnaire, d'une quantité de mouvement et d'un moment angulaire orbital : c'est l'aspect corpusculaire.

Les cinq premières orbitales atomiques.

Par conséquent, un électron ne peut pas « tomber sur le noyau » comme un objet tombe par terre, car cela signifierait que l'extension spatiale de sa fonction d'onde serait réduite à un point, ce qui n'est le cas d'aucune fonction propre de l'équation de Schrödinger : cette dernière impose, au contraire, qu'un électron, au voisinage du noyau, se « dilue » dans un volume (une orbitale) à la géométrie déterminée par les nombres quantiques qui satisfont cette équation. On peut donc considérer qu'un électron dans un atome est déjà tombé sur le noyau, dans la mesure où il est confiné dans son voisinage par le puits de potentiel électrostatique.

De surcroît, la fonction d'onde d'un électron n'est pas nulle à l'intérieur du noyau, bien que sa probabilité de s'y trouver soit faible (le noyau est de taille très réduite comparée à celle des orbitales atomiques). Les fonctions d'ondes possibles pour les électrons d'un atome étant centrées sur le noyau, on peut donc dire que l'électron est en fait tombé dans le noyau, bien qu'il ne s'y trouve que très peu : du point de vue quantique, plusieurs particules peuvent en effet occuper le même espace en vertu de leur nature ondulatoire. Une façon imagée — mais approchée — de voir les choses est d'imaginer, par analogie, que la fonction d'onde de l'électron serait comme « diffractée » par le noyau atomique, ce qui lui donnerait différentes formes, selon son état quantique, par lesquelles la probabilité de présence de l'électron atteindrait son maximum en certaines zones plus ou moins éloignées du noyau — typiquement, plusieurs dizaines de milliers de fois le rayon nucléaire6.

Principe d'exclusion de Pauli[modifier]

Article principal : principe d'exclusion de Pauli.

Chaque électron est décrit, dans un atome, par un quadruplet de nombres quantiques (n,l,m,s) satisfaisant l'équation de Schrödinger et appelés respectivement :

nombre quantique principal n, définissant les couches électroniques nombre quantique secondaire l, définissant les sous-couches électroniques

nombre quantique magnétique m, définissant l'orientation spatiale de l'orbitale atomique

nombre quantique de spin s, définissant le moment angulaire intrinsèque de l'électron dans son orbitale

Le principe d'exclusion de Pauli stipule que deux fermions appartenant au même système de fermions (ici, au même atome) ne peuvent avoir tous leurs nombres quantiques égaux en même temps. Ce principe est fondamental car il est à l'origine de la configuration électronique des atomes : les électrons qui « s'empilent » dans l'atome doivent avoir chacun un état quantique distinct des autres, ce qui explique que toutes les orbitales atomiques sont progressivement occupées de la plus liée à la moins liée au noyau au fur et à mesure qu'on ajoute des électrons à l'atome ; c'est le principe d'Aufbau (« édification » en allemand) matérialisé par la règle de Klechkowski, qui sous-tend l'agencement du tableau périodique des éléments chimiques en blocs et en périodes :

Sous-couche 1 s 1 case quantique → 2 électrons → 2 éléments sur la 1 ère période

Sous-couche 2 s 1 case quantique → 2 électrons

Sous-couche 2 p 3 cases quantiques → 6 électrons → 8 éléments sur la 2 ème période

Sous-couche 3 s 1 case quantique → 2 électrons

Sous-couche 3 p 3 cases quantiques → 6 électrons → 8 éléments sur la 3 ème période

Sous-couche 4 s 1 case quantique → 2 électrons

Sous-couche 3 d 5 cases quantiques → 10 électrons

Sous-couche 4 p 3 cases quantiques → 6 électrons → 18 éléments sur la 4 ème période

Sous-couche 5 s 1 case quantique → 2 électrons

Sous-couche 4 d 5 cases quantiques → 10 électrons

Sous-couche 5 p 3 cases quantiques → 6 électrons → 18 éléments sur la 5 ème période

Sous-couche 6 s 1 case quantique → 2 électrons

Sous-couche 4 f 7 cases quantiques → 14 électrons

Sous-couche 5 d 5 cases quantiques → 10 électrons

Sous-couche 6 p 3 cases quantiques → 6 électrons → 32 éléments sur la 6 ème période

Sous-couche 7 s 1 case quantique → 2 électrons

Sous-couche 5 f 7 cases quantiques → 14 électrons

Sous-couche 6 d 5 cases quantiques → 10 électrons

Sous-couche 7 p 3 cases quantiques → 6 électrons → 32 éléments sur la 7 ème période

Orbitales moléculaires[modifier]

Orbitales atomiques et moléculaires.

Article principal : théorie de l'orbitale moléculaire.

Sa structure électronique confère à l'atome ses propriétés chimiques et magnétiques. Ainsi, les éléments chimiques sont communément classés dans un tableau périodique organisé en fonction de leurs propriétés chimiques et dont l'agencement est en réalité déterminé par la distribution des électrons sur les niveaux d'énergie des atomes.

Le recouvrement de deux orbitales atomiques appartenant chacune à un atome distinct peut conduire à la formation d'une orbitale moléculaire constituant une liaison chimique entre deux atomes ; si les orbitales atomiques en recouvrement appartiennent au même atome, on dit qu'il y a hybridation.

Une orbitale moléculaire est dite liante lorsque les phases d'électron des orbitales atomiques sont de même signe (interférence constructive) ; elle est dite antiliante lorsque les orbitales atomiques ont des phases de signe opposé (interférence destructive).

Noyau atomique[modifier]

Article principal : noyau atomique.

Articles détaillés : structure nucléaire, modèle de la goutte liquide et modèle en couches.

Protons et neutrons forment un noyau atomique de dimension femtométrique. Le rayon nucléaire d'un atome dont le nombre de masse est A vaut environ   fm, alors que l'atome lui-même a un rayon de l'ordre de la centaine de picomètres (environ 35 000 à 40 000 fois plus grand). Les protons étant chargés positivement, ils se repoussent au sein du noyau, mais l'intensité de cette répulsion électrostatique est très inférieure à celle de l'attraction entre nucléons induite par l'interaction nucléaire forte à des distances inférieures à 2,5 fm.

La géométrie des noyaux atomiques est généralement sphérique, bien que certains noyaux stables suffisamment massifs adoptent également des formes sphéroïdes étirées en ballon de rugby ou, au contraire, aplaties. Certains noyaux instables, dits noyaux à halo, sont caractérisés par un ou plusieurs nucléons aux fonctions d'ondes très distendues, qui donnent au noyau des contours flous et un volume apparent très augmenté ; ces noyaux ont une cohésion nucléaire à la limite extrême du champ d'action de l'interaction forte.

Dans le modèle de la goutte liquide, les protons tendent à se repousser les uns les autres et, par conséquent, à se concentrer vers l'extérieur des noyaux (aux « pôles » ou à l'« équateur » dans le cas de sphéroïdes), tandis que les neutrons tendent à s'accumuler au centre du noyau. Des dizaines de modèles ont été proposés afin d'expliquer les données expérimentales sur la nature et la structure des noyaux atomiques, mais aucun, à ce jour, ne suffit seul à rendre compte de l'ensemble des observations7.

Le volume nucléaire, estimé expérimentalement par des techniques de diffraction de faisceaux d'électrons, correspond à peu près à l'empilement de sphères dures représentant les nucléons, avec une densité nucléaire constante, ce qui se conceptualise très bien avec le modèle de la goutte liquide. Néanmoins, certaines propriétés quantiques de la structure nucléaire semblent mieux décrites par le modèle en couches, élaboré par les physiciens allemands Maria Goeppert-Mayer et Hans Daniel Jensen, qui ont obtenu le prix Nobel de physique en 1963 pour cette avancée. Leur modèle considère les nucléons comme des fermions soumis au principe d'exclusion de Pauli et répartis sur des niveaux d'énergie quantifiés — les « couches nucléaires » — de façon similaire aux électrons à l'échelle de l'atome. Dans le noyau, protons et neutrons constituent deux populations de fermions distinctes vis-à-vis du principe d'exclusion de Pauli.

L'analogie avec les électrons a cependant ses limites, car, si les électrons interagissent entre eux et avec le noyau via l'interaction électromagnétique, les nucléons interagissent entre eux essentiellement via l'interaction nucléaire forte et l'interaction faible. Les niveaux d'énergie au

sein du noyau ont ainsi une distribution différente de celle des niveaux d'énergie des électrons d'un atome. De plus, les phénomènes de couplage spin-orbite sont bien plus sensibles pour les nucléons que pour les électrons, ce qui redistribue les sous-couches nucléaires en fonction du spin (indiqué en indice dans le tableau ci-dessous)8:

Sous-couche 1s 1/2 2 états → 1re couche : nombre magique = 2

Sous-couche 1p 3/2 4 états

Sous-couche 1p 1/2 2 états → 2e couche : nombre magique = 8

Sous-couche 1d 5/2 6 états

Sous-couche 2s 1/2 2 états

Sous-couche 1d 3/2 4 états → 3e couche : nombre magique = 20

Sous-couche 1f 7/2 8 états → 4e couche : nombre magique = 28

Sous-couche 1p 3/2 4 états

Sous-couche 1f 5/2 6 états

Sous-couche 2p 1/2 2 états

Sous-couche 1g 9/2 10 états → 5e couche : nombre magique = 50

Sous-couche 1g 7/2 8 états

Sous-couche 2d 5/2 6 états

Sous-couche 2d 3/2 4 états

Sous-couche 3s 1/2 2 états

Sous-couche 1h 11/2 12 états → 6e couche : nombre magique = 82

Sous-couche 1h 9/2 10 états

Sous-couche 2f 7/2 8 états

Sous-couche 2f 5/2 6 états

Sous-couche 3p 3/2 4 états

Sous-couche 3p 1/2 2 états

Sous-couche 1i 13/2 14 états → 7e couche : nombre magique = 126

Sous-couche 2g 9/2 10 états

Sous-couche 3d 5/2 6 états

Sous-couche 1i 11/2 12 états

Sous-couche 2g 7/2 8 états

Sous-couche 4s 1/2 2 états

Sous-couche 3d 3/2 4 états

Sous-couche 1j 15/2 16 états → 8e couche : nombre magique = 184

La saturation d'une couche nucléaire confère au noyau atomique une stabilité supérieure à celle calculée par la formule de Weizsäcker, issue du modèle de la goutte liquide — ce qui n'est pas sans rappeler l'inertie chimique des gaz rares, caractérisés par la saturation de leur sous-couche électronique p périphérique. Le nombre de nucléons d'une population donnée correspondant à la saturation d'une couche nucléaire est appelé « nombre magique » ; le noyau du plomb 208, qui est le plus lourd des isotopes stables, est ainsi constitué de 82 protons et 126 neutrons : 82 et 126 sont deux nombres magiques, ce qui explique la stabilité de ce nucléide par rapport à ceux qui n'en diffèrent que d'un ou deux nucléons.

Classification[modifier]

Articles principaux : élément chimique et tableau périodique des éléments.

Les atomes font le lien entre physique et chimie, de sorte que les notions relatives à ces deux domaines des sciences se recouvrent à leur sujet. Ainsi, en physique nucléaire, on appelle nucléide un noyau atomique défini par un nombre déterminé de protons et de neutrons, terme souvent confondu avec la notion équivalente d'isotope, qui relève davantage de la chimie.

Un élément chimique se définit comme l'ensemble des atomes dont le noyau comporte un nombre donné de protons. Ainsi, tous les atomes n'ayant qu'un seul proton dans leur noyau sont des atomes d'hydrogène : le protium 1H (seul nucléide stable sans aucun neutron), le deutérium 2H (stable, avec également un neutron), le tritium 3H (radioactif, avec deux neutrons), etc. Ces nucléides sont des isotopes de l'hydrogène, car leur noyau compte le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons.

La classification des atomes suit donc celle des éléments chimiques, dont les propriétés chimiques — mais aussi physiques — présentent une périodicité découverte au XIX e   siècle et à l'origine du tableau périodique des éléments. On emploie indifféremment les termes isotope stable et nucléide stable, radioisotope et radionucléide, ou encore élément superlourd et atome superlourd.

Propriétés[modifier]

Noyaux atomiques[modifier]

Moment magnétique nucléaire[modifier]

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1 H He

2 Li Be B C N O F Ne

3 Na Mg Al Si P S Cl Ar

4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

6 Cs Ba * Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

7 Fr Ra * Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut UuqUupUuh Uus Uuo

↓

* La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

* Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

Tableau périodique des éléments chimiques

Précession de Larmor d'un proton soumis à un champ magnétique B0.

Articles connexes : spin, résonance magnétique nucléaire et imagerie par résonance magnétique.

Les particules élémentaires possèdent un nombre quantique appelé spin analogue à un moment angulaire et mesuré en unités de constante de Planck réduite (parfois appelée « constante de Dirac ») désignée par le symbole ħ, qui se lit « h barre ». C'est également le cas des protons et des neutrons du noyau atomique, dont la résultante des spins se manifeste par un moment magnétique nucléaire. La valeur de ce dernier est spécifique à chaque noyau ; à l'état fondamental, elle est nulle pour les nucléides ayant à la fois un nombre pair de protons et un nombre pair de neutrons.

Cette propriété est mise à profit en imagerie par résonance magnétique (IRM), fondée sur la résonance magnétique nucléaire (RMN) : un matériau soumis d'une part à un rayonnement électromagnétique, et d'autre part à un champ magnétique intense (de l'ordre du tesla) qui oriente les noyaux atomiques dans une direction privilégiée (mais en les séparant en deux populations correspondant aux deux sens de cette direction), absorbe une partie du rayonnement électromagnétique à une fréquence déterminée par le rapport gyromagnétique du noyau ciblé, ce qui permet de déterminer par spectroscopie la concentration spatiale de ce noyau — typiquement dans le domaine des radiofréquences pour les champs magnétiques ne dépassant pas 20 T.

Énergie de liaison nucléaire[modifier]

Article principal : énergie de liaison nucléaire.

Articles connexes : nucléosynthèse stellaire, fusion nucléaire et fission nucléaire.

Énergie de liaison nucléaire par nucléon en fonction du nombre de masse des isotopes principaux.

La liaison nucléaire est généralement décrite comme une manifestation résiduelle entre nucléons de l'interaction nucléaire forte qui maintient ensemble les quarks constituant les nucléons. L'énergie de liaison nucléaire est définie comme l'énergie nécessaire pour arracher un nucléon quelconque au noyau considéré. Elle est de l'ordre de quelques mégaélectron-volts

par nucléon, partant de 0 (par définition) pour le protium 1H pour atteindre 7,57 MeV/A avec l'uranium 238 en passant par un maximum à 8,795 MeV/A pour le nickel 62 9 . Cette propriété fondamentale explique pourquoi ce sont uniquement les atomes légers qui libèrent de l'énergie par fusion nucléaire tandis que ce sont uniquement les atomes lourds qui libèrent de l'énergie par fission nucléaire :

La fusion nucléaire survient lorsque des nucléons ou des noyaux atomiques s'assemblent pour former un noyau atomique plus gros. Si l'énergie de liaison nucléaire par nucléon est plus élevée dans le nouveau noyau, il y a libération d'énergie : c'est le cas dans les étoiles jusqu'au nickel 56, au niveau duquel s'arrête la nucléosynthèse stellaire ; le 56Ni étant instable, il se désintègre en fer 56, qui est stable. La nucléosynthèse ne se poursuit pas au-delà du nickel car le nucléide qui serait alors formé, le 60 Zn , a une énergie de liaison nucléaire par nucléon inférieure à celle du 56Ni, et sa formation consommerait de l'énergie au lieu d'en libérer : c'est essentiellement à la toute fin de vie des étoiles, même de taille modeste, et particulièrement lors de l'explosion en supernovae des grosses étoiles, que les éléments plus lourds que le fer et le nickel sont formés.

La fission nucléaire n'est autre que l'éclatement d'un noyau atomique en au moins deux morceaux plus petits, avec libération de neutrons (car les noyaux légers sont proportionnellement moins riches en neutrons que les noyaux lourds). Si l'énergie de liaison nucléaire par nucléon est plus faible dans le noyau initial que dans les produits de fission alors il y a libération d'énergie : c'est le cas pour les noyaux plus massifs que ceux du nickel 62 ; l'uranium et le plutonium, par exemple, sont dans ce cas.

Stabilité nucléaire[modifier]

Articles connexes : vallée de stabilité, isotope stable et nombre magique (physique).

La physique des noyaux atomiques est gouvernée par les trois interactions fondamentales du modèle standard de la physique des particules : l'interaction forte, l'interaction faible et l'l'interaction électromagnétique. Chaque noyau atomique est défini par le nombre de protons et de neutrons qu'il contient, ainsi que par son énergie totale, l'ensemble définissant les différents « arrangements » des particules selon lesquels l'énergie totale du système peut être distribuée. Plus il y a d'arrangements possibles et plus le système est stable : l'état présentant le plus grand nombre d'arrangements possibles est appelé état fondamental ; c'est celui vers lequel tendent tous les autres états de ce système.

Toute transition d'un état du système vers un autre requiert une énergie d'activation, fournie, dans le cas des noyaux atomiques, par les fluctuations du vide quantique. Lorsque de telles fluctuations suffisent à faire basculer un noyau atomique d'un état donné vers un état d'énergie inférieure, ce noyau est dit instable : on a affaire à un radionucléide. Jusqu'au calcium (Z = 20), les éléments chimiques ont des isotopes stables pour lesquels le nombre N de neutrons est à peu près égal au nombre Z de protons, tandis qu'au-delà de Z = 20 le ratio N/Z tend vers 3/2. Les isotopes instables, appelé radioisotopes, connaissent une désintégration radioactive qui leur permet de se rapprocher d'un état de plus grande stabilité.

Radioactivité[modifier]

Article principal : radioactivité.

Article connexe : radioisotope.

La vallée de stabilité des nucléides diverge de la diagonale N = Z dès Z = 20.

La radioactivité désigne l'ensemble des phénomènes physiques par lesquels un nucléide instable réorganise sa structure nucléaire afin de gagner en stabilité. Ces phénomènes de désintégration radioactive peuvent être les suivants :

Désintégration α : le noyau atomique émet une particule α 4He pour s'alléger et, notamment, réduire son numéro atomique (et donc sa charge électrique). Ceci concerne surtout les noyaux lourds.

Désintégration β : il en existe plusieurs variantes, la principale étant l'émission d'un électron et d'un antineutrino électronique par un neutron converti en proton sous l'effet de l'interaction faible (désintégration β-) ; ceci concerne les noyaux riches en neutrons. La réaction inverse est également possible : émission d'un positon et d'un neutrino électronique par un proton converti en neutron (désintégration β+) ; ceci concerne les noyaux riches en protons. La capture électronique est une autre forme de désintégration β+, qui survient lorsqu'un électron interagit avec un proton du noyau pour former un neutron avec émission d'un neutrino électronique ; le noyau résultant se trouve alors dans un état excité. Les phénomènes de double désintégration β (le 48 Ca donnant du 48 Ti ) et double capture électronique (le 78 Kr donnant du 78 Se par exemple) sont particulièrement rares, car ils impliquent respectivement deux neutrons et deux protons simultanément.

Émission γ : le noyau atomique se trouve dans un état excité, un ou plusieurs de ses nucléons occupant des niveaux d'énergie supérieurs à ceux de l'état fondamental : un ou plusieurs photons γ sont émis au cours de la relaxation du noyau. Ceci est observé notamment lors d'une transition isomérique (le 99m Tc donnant du 99 Tc , par exemple).

Fission spontanée : un gros noyau atomique « explose » en au moins deux fragments plus petits, avec émission de neutrons. Ce type de désintégration est observé notamment lorsque le ratio Z2/A est au moins égal à 45 (c'est par exemple le cas du 252 Cf ).

Radioactivité de clusters : il s'agit d'un mode de désintégration toujours marginal, ayant un rapport de branchement de l'ordre de 10-10 (avec l'exception notable du 114 Ba émettant du 12 C ), consistant en l'émission de noyaux atomiques de petite taille mais plus gros qu'une particule α.

Conversion interne : un isomère nucléaire retombe à son état fondamental en transférant son énergie d'excitation à un électron de son nuage électronique en vertu de la probabilité non nulle qu'un tel électron se trouve dans le noyau.

Chaque radioisotope est caractérisé par une période radioactive, qui correspond au temps nécessaire pour que la moitié des atomes de cet isotope se soit désintégrée. Un même nucléide peut connaître plusieurs modes de désintégration, la proportion relative de chacun de ces modes étant appelée rapport de branchement.

Îlot de stabilité[modifier]

Localisation théorique de l'îlot de stabilité.

Article principal : îlot de stabilité.

Article connexe : superactinide.

Certaines théories extrapolent les résultats du modèle en couches et les propriétés des nombres magiques en prédisant l'existence d'un îlot de stabilité parmi les nucléides superlourds, pour un nombre magique de 184 neutrons et — selon les théories et les modèles — 114, 120, 122 ou 126 protons. Une approche plus moderne de la stabilité nucléaire montre toutefois, par des calculs fondés sur l'effet tunnel, que, si de tels noyaux superlourds doublement magiques seraient probablement stables du point de vue de la fission spontanée, ils devraient cependant connaître des désintégrations α avec une période radioactive de quelques microsecondes10,11.,12 Un îlot de relative stabilité pourrait néanmoins exister autour du darmstadtium 293, correspondant aux nucléides définis par Z compris entre 104 et 116, et N compris entre 176 et 186 : ces éléments pourraient avoir des isotopes présentant des périodes radioactives atteignant quelques minutes.

Limite à la taille des noyaux[modifier]

Article détaillé : éléments de la période 8.

Articles connexes : transuranien, transactinide et élément synthétique.

Le plus lourd des nucléides synthétisés jusqu'à présent est l'isotope 294 118 13 ,14,15,16,17 et les recherches se poursuivent au GSI afin de produire l'isotope 302 120 . On ignore précisément jusqu'à combien de nucléons un noyau atomique peut contenir : on estime habituellement la limite d'observabilité expérimentale à environ Z ≈ 13018 et la limite théorique à Z = 173 : un 174ème proton (ou neutron) conférerait à la couche nucléaire 1s1/2 une énergie de – 511 k eV , égale à la masse au repos d'un électron ou d'un positron ; un tel noyau serait donc instable par rapport à la désintégration β 19 ,20.

Nuage électronique[modifier]

Si les propriétés nucléaires de l'atome (masse, énergie nucléaire, radioactivité...) relèvent de la physique, et particulièrement de la physique nucléaire et de la physique des particules, les propriétés des nuages électroniques des atomes (taille, énergie d'ionisation, conductivité électrique, valence...) relèvent essentiellement de la chimie et de la science des matériaux.

Taille des atomes[modifier]

Le nuage électronique d'un atome n'a pas de dimensions bien définies car il consiste en une superposition d'orbitales atomiques de nature probabiliste. Il n'existe donc pas de définition unique ni de mesure définitive de la taille des atomes : celle-ci est généralement définie en termes de distance moyenne entre noyaux d'atomes liés entre eux, mais cette distance varie en fonction de la nature chimique des atomes environnants, du nombre et de la géométrie des liaisons dans lesquelles l'atome est engagé, ou encore de la nature de ces liaisons (métallique, covalente, ionique...). Une valeur théorique de l'extension des orbitales atomiques peut néanmoins être calculée pour chaque noyau atomique, ce qui donne une valeur en excès par rapport aux méthodes empiriques fondées sur la géométrie des mailles cristallines, ou aux mesures effectuées sur des molécules :

H53

He31

Li167

Be112

B

87C

67N56

O48

F42

Ne38

Na190

Mg145

Al

118Si

111P

98S

88Cl79

Ar71

K243

Ca194

Sc

184Ti

176V

171Cr

166Mn161

Fe156

Co152

Ni149

Cu145

Zn142

Ga136

Ge125

As114

Se103

Br94

Kr88

Rb265

Sr219

Y

212Zr

206Nb198

Mo190

Tc183

Ru178

Rh173

Pd169

Ag165

Cd161

In156

Sn145

Sb133

Te123

I115

Xe108

Cs298

Ba253

* Lu

217Hf

208Ta

200W

193Re

188Os

185Ir

180Pt

177Au174

Hg171

Tl156

Pb154

Bi143

Po135

Atn.d.

Rn120

Frn.d.

Ran.d.

* Lwn.d.

Rfn.d.

Dbn.d.

Sgn.d.

Bhn.d.

Hsn.d.

Mtn.d.

Dsn.d.

Rgn.d.

Cnn.d.

Uutn.d.

Uuqn.d.

Uupn.d.

Uuhn.d.

Uusn.d.

Uuon.d.

↓

*La

n.d.Ce

n.d.Pr

n.d.Ndn.d.

Pmn.d.

Smn.d.

Eun.d.

Gdn.d.

Tbn.d.

Dyn.d.

Hon.d.

Ern.d.

Tmn.d.

Ybn.d.

*Ac

n.d.Th

n.d.Pa

n.d.U

n.d.Npn.d.

Pun.d.

Amn.d.

Cmn.d.

Bkn.d.

Cfn.d.

Esn.d.

Fmn.d.

Mdn.d.

Nbn.d.

Tableau périodique des éléments indiquant leur rayon atomique

théorique21 en picomètres

Au-delà des valeurs numériques, qui ne doivent être vues ici que comme indicatives, ce tableau permet d'illustrer deux tendances :

En descendant le long d'un groupe du tableau périodique des éléments, la taille des atomes augmente en raison de l'occupation d'orbitales atomiques de nombre quantique principal n croissant, qui correspond à des électrons de moins au moins liés au noyau et donc de plus en plus étendues spatialement.

En parcourant une période (ligne du tableau) de gauche à droite, la taille des atomes diminue en raison de l'attraction croissante du noyau atomique, de plus en plus chargé positivement, qui limite l'extension spatiale des orbitales atomiques, chargées négativement, en les rapprochant du noyau.

La contraction des lanthanides illustre bien ce dernier phénomène, et est à l'origine du fait que les atomes des métaux de transition des cinquième et sixième périodes ont des tailles à peu près égales : à peine deux picomètres de plus pour le hafnium et le tantale que pour le zirconium et le niobium ; il s'ensuit une augmentation sensible de la masse volumique des métaux correspondants, par exemple 6,5 et 13,3 g/cm 3 respectivement pour le zirconium et le hafnium — soit plus qu'un doublement.

Liaisons chimiques[modifier]

Modèle de molécule de théobromine, un alcaloïde important du chocolat. Les couleurs des atomes sont conventionnelles : - noir ou anthracite pour le carbone - bleu pour l'azote - rouge pour l'oxygène - blanc ou gris clair pour l'hydrogène.

Articles principaux : liaison chimique et valence (chimie).

Articles détaillés : liaison covalente, liaison ionique et liaison métallique.

Articles connexes : liaison hydrogène, liaison halogène et force de van der Waals.

L'une des propriétés les plus remarquables des atomes est leur propension à former toute une variété de liaisons chimiques avec d'autres atomes, afin de constituer des édifices moléculaires, des cristaux, voire des agrégats atomiques (clusters, « superatomes »). Ces liaisons résultent du recouvrement d'orbitales atomiques appartenant à deux atomes pour former une orbitale moléculaire occupée par deux électrons provenant chacun d'un des deux atomes engagés dans la liaison (on parle dans ce cas de liaison covalente), mais peuvent aussi provenir de l'attraction électrostatique entre atomes de charge électrique opposée (un cation positif et un anion négatif : on parle alors de liaison ionique).

La réactivité chimique des atomes dépend du nombre d'électrons qu'ils possèdent dans leurs sous-couches électroniques périphériques (sous-couches s et p) — les électrons de valence. En vertu de la règle de l'octet, chaque atome tend en effet à atteindre un état où ses sous-couches s et p périphériques sont saturées d'électrons : deux électrons dans la sous-couche s et six électrons dans la sous-couche p. Par exemple, l'hydrogène n'a qu'un unique électron dans sa sous-couche 1s, de sorte qu'il s'associe avec un autre atome pour acquérir le second électron qu'il manque à cette sous-couche pour être saturée : on dit que l'hydrogène est monovalent. L'oxygène, lui, a quatre électrons dans sa sous-couche 2p, et s'associe donc avec deux autres atomes pour acquérir les deux électrons qui manquent à cette sous-couche pour être saturée : l'oxygène est donc divalent. Le carbone, ayant deux électrons dans sa sous-couche 2p, est tétravalent. Les gaz rares les plus légers tels que l'hélium et le néon, avec respectivement deux électrons dans la sous-couche 1s et six électrons dans la sous-couche 2p, sont à peu près inertes chimiquement car leur configuration électronique est déjà saturée d'électrons de valence — mais il existe une chimie des gaz rares concernant les gaz rares plus lourds, qui

présentent une réactivité chimique non nulle en raison de l'écrantage du noyau par les électrons de cœur qui rend les électrons périphériques plus mobilisables.

La liaison covalente est une liaison forte : celle qui unit les deux atomes d'iode de la molécule I2 n'est que de 151 k J /mol, mais atteint 436 k J /mol pour la molécule H2, 498 k J /mol pour O2, et 945 k J /mol pour N2.

Nature métallique, semiconductrice et isolante d'un matériau selon la théorie des bandes.

Un autre type de liaison chimique s'observe dans les métaux : la liaison métallique. Les atomes métalliques ont en effet la propriété, lorsqu'ils s'assemblent, de faire apparaître, par recouvrement de leurs orbitales atomiques périphériques, une « bande de conduction » qui peut être occupée par des électrons délocalisés (on parle « d'aromaticité métallique ») issus des orbitales les moins liées de ces atomes ; la conductivité électrique des métaux résulte du fait qu'il existe un nombre bien plus élevé de configurations électroniques possibles (on parle de densité d'états électroniques) qu'il y a d'électrons dans cette bande de conduction, de sorte que ces derniers y constituent un « gaz d'électrons ».

Des atomes appartenant à des molécules distinctes peuvent également interagir avec leur nuage électronique autrement que par liaison covalente ou ionique. Ainsi, un atome d'halogène déficitaire en électrons et facilement polarisable peut former une liaison halogène avec les atomes ou groupements fonctionnels riches en électrons, tels que des dérivés oxygénés ou azotés. De même, une molécule ayant un atome d'hydrogène acide peut former une liaison faible (de 5 à 20 k J /mol) avec un atome électronégatif ayant des doublets non liants. Enfin, l'interaction des moments dipôlaires de deux atomes est à l'origine de la force de van der Waals, dont la force est du même ordre de grandeur que celle de la liaison hydrogène.

Électronégativité et affinité électronique[modifier]

Articles principaux : électronégativité et affinité électronique.

Compte tenu de leur configuration électronique, certains atomes auront davantage tendance que d'autres à attirer des électrons en formant des liaisons chimiques covalentes. Cette propriété est appelée l'électronégativité d'un atome. Elle dépend en premier lieu de leur nombre de masse et, corrélativement, de l'intensité de la liaison entre le noyau atomique et des électrons de valence. Elle est généralement évaluée à l'aide de l'échelle de Pauling, du nom de Linus Pauling qui la mit au point en 193222. D'autres méthodes d'évaluation donnent des résultats légèrement différents, mais toutes révèlent les mêmes tendances à travers le tableau périodique.

H2,20

Hen.d.

Li0,98

Be1,57

B

2,04C

2,55N

3,04O

3,44F

3,98Nen.d.

Na0,93

Mg1,31

Al

1,61Si

1,90P

2,19S

2,58Cl

3,16Ar

n.d.

K0,82

Ca1,00

Sc

1,36Ti

1,54V

1,63Cr

1,66Mn1,55

Fe1,83

Co1,88

Ni1,91

Cu1,90

Zn1,65

Ga1,81

Ge2,01

As2,18

Se2,55

Br2,96

Kr3,0

Rb0,82

Sr0,95

Y

1,22Zr

1,33Nb1,6

Mo2,16

Tc1,9

Ru2,2

Rh2,28

Pd2,20

Ag1,93

Cd1,69

In1,78

Sn1,96

Sb2,05

Te2,1

I2,66

Xe2,6

Cs0,79

Ba0,89

* Lu

1,27Hf1,3

Ta1,5

W2,36

Re1,9

Os2,2

Ir2,20

Pt2,28

Au2,54

Hg2,0

Tl1,62

Pb2,33

Bi2,02

Po2,0

At2,2

Rn2,2

Fr0,7

Ra0,9

* Lw1,3

Rfn.d.

Dbn.d.

Sgn.d.

Bhn.d.

Hsn.d.

Mtn.d.

Dsn.d.

Rgn.d.

Cnn.d.

Uutn.d.

Uuqn.d.

Uupn.d.

Uuhn.d.

Uusn.d.

Uuon.d.

↓

*La1,1

Ce1,12

Pr1,13

Nd1,14

Pm1,13

Sm1,17

Eu1,2

Gd1,2

Tb1,1

Dy1,22

Ho1,23

Er1,24

Tm1,25

Yb1,1

*Ac1,1

Th1,3

Pa1,5

U1,38

Np1,26

Pu1,28

Am1,13

Cm1,28

Bk1,3

Cf1,3

Es1,3

Fm1,3

Md1,3

Nb1,3

Tableau périodique des éléments indiquant leur électronégativité selon

l'échelle de Pauling

La lecture de ce tableau permet de dégager deux tendances principales :

Lorsqu'on parcourt de haut en bas une colonne du tableau, l'électronégativité diminue car les électrons de valence sont séparés du noyau par un nombre croissant de sous-couches électroniques et sont donc de moins en moins liés à lui, d'où une affinité d'intensité décroissante.

Lorsqu'on parcourt de gauche à droite une période du tableau, l'électronégativité est minimale à gauche et maximale à droite ; cela provient du fait que les alcalins ont plutôt tendance à perdre un électron qu'à en gagner pour acquérir la configuration électronique d'un gaz rare, tandis que les halogènes ont fortement tendance à gagner un électron pour saturer leur sous-couche p et acquérir la configuration électronique d'un gaz rare.

Le cas des gaz rares eux-mêmes est particulier car les plus légers d'entre eux sont chimiquement inertes, une véritable chimie des gaz rares n'existant que pour le krypton et, surtout, le xénon — le radon est trop radioactif pour présenter une chimie significative.

L'électronégativité n'est pas une notion atomique absolue, mais plutôt une propriété chimique relative aux atomes engagés dans une liaison avec d'autres atomes. La propriété atomique stricto sensu correspondant à l'électronégativité est appelée affinité électronique et correspond à l'énergie libérée par l'adjonction d'un électron à un atome neutre pour former un anion. Il s'agit donc d'une grandeur physique mesurable, contrairement à l'électronégativité.

H73

He*

Li60

Be*

B

27C

122N*

O141

F328

Ne*

Na53

Mg*

Al42

Si134

P72

S200

Cl349

Ar*

K48

Ca2

Sc18

Ti8

V51

Cr65

Mn*

Fe15

Co64

Ni112

Cu119

Zn*

Ga41

Ge119

As79

Se195

Br324

Kr*

Rb47

Sr5

Y

30Zr41

Nb86

Mo72

Tc*

Ru101

Rh110

Pd56

Ag126

Cd*

In39

Sn107

Sb101

Te190

I295

Xe*

Cs46

Ba14

* Lu33

Hfn.d.

Ta31

W79

Re*

Os104

Ir150

Pt205

Au223

Hg*

Tl36

Pb35

Bi91

Pon.d.

Atn.d.

Rn*

Frn.d.

Ran.d.

* Lwn.d.

Rfn.d.

Dbn.d.

Sgn.d.

Bhn.d.

Hsn.d.

Mtn.d.

Dsn.d.

Rgn.d.

Cnn.d.

Uutn.d.

Uuqn.d.

Uupn.d.

Uuhn.d.

Uusn.d.

Uuon.d.

↓

*La45

Ce92

Prn.d.

Ndn.d.

Pmn.d.

Smn.d.

Eun.d.

Gdn.d.

Tbn.d.

Dyn.d.

Hon.d.

Ern.d.

Tm99

Ybn.d.

*Ac

n.d.Th

n.d.Pa

n.d.U

n.d.Npn.d.

Pun.d.

Amn.d.

Cmn.d.

Bkn.d.

Cfn.d.

Esn.d.

Fmn.d.

Mdn.d.

Nbn.d.

Tableau périodique des éléments indiquant leur affinité électronique en

k J /mol.

Les valeurs représentées par un astérisque dans le tableau ci-dessus sont voisines de zéro d'après l'interprétation quantique de la configuration électronique des atomes correspondants.

On note que l'affinité électronique ne présente pas la périodicité régulière de l'électronégativité, mais qu'elle est tout de même la plus élevée pour les halogènes et sensiblement plus faible pour les métaux alcalins et, surtout, alcalino-terreux.

Magnétisme[modifier]

Orientation des moments magnétiques des atomes dans un matériau ferromagnétique.

Lévitation par effet Meissner d'un aimant au-dessus d'un matériau supraconducteur refroidi à l'azote liquide.

Articles principaux : spin, champ magnétique et magnétisme.

Article connexe : résonance paramagnétique électronique.

Comme les nucléons, les électrons possèdent un spin, analogue à un moment angulaire, intrinsèque à chaque électron, auquel se superpose un moment angulaire orbital, représenté par le nombre quantique secondaire, généré par la distribution probabiliste de l'électron dans son orbitale atomique, qui s'assimile à un « mouvement ». Ces deux moments angulaires se combinent pour constituer un champ magnétique autour de l'atome. Lorsque deux électrons occupent une case quantique de l'atome, ils ont chacun un spin opposé en vertu du principe d'exclusion de Pauli, ce qui annule le moment angulaire résultant ; mais les atomes et les ions qui ont un nombre impair d'électrons ont par conséquent un moment magnétique résultant non nul provenant du spin de leurs électrons.

Les matériaux ferromagnétiques ont la particularité d'orienter dans la même direction les moments magnétiques de leurs atomes par interaction d'échange, ce qui crée un champ magnétique macroscopique : c'est le cas, par exemple, de la magnétite Fe3O4. Certains

matériaux orientent au contraire les moments magnétiques de leur atomes dans des directions alternativement opposées, ce qu'on appelle « antiferromagnétisme ».

Les matériaux paramagnétiques révèlent leur magnétisme intrinsèque uniquement sous l'effet d'un champ magnétique extérieur, qui aligne le moment magnétique de leurs atomes tant qu'il est présent (susceptibilité magnétique positive) ; dès que ce champ magnétique extérieur cesse d'être appliqué, la magnétisation d'un matériau paramagnétique disparaît. Les atomes ayant des électrons non appariés dans leurs sous-couches d et f ont des propriétés magnétiques intenses car ces électrons sont fortement localisés ; en particulier, les lanthanides font des aimants particulièrement puissants en raison de leur moment magnétique induit par jusqu'à sept électrons non appariés — notamment le néodyme et le samarium. Il existe une méthode d'analyse spectroscopique sous champ magnétique analogue à la résonance magnétique nucléaire (RMN) qui fait intervenir le spin des électrons au lieu de celui des noyaux : la résonance paramagnétique électronique (également appelée de façon plus propre « résonance de spin électronique »).

Le diamagnétisme, quant à lui, est un phénomène assez général dû au moment angulaire orbital des électrons et non au spin de ces derniers, qui consiste en l'apparition d'un champ magnétique de direction opposée à tout champ magnétique extérieur ; c'est un phénomène généralement de faible intensité, hormis quelques cas particuliers tels que, par exemple, l'or, le mercure, le bismuth et surtout les matériaux supraconducteurs (effet Meissner).

Fluorescence et phosphorescence[modifier]

Articles principaux : fluorescence et phosphorescence.

Un électron d'un atome peut être excité par absorption d'un photon incident, ce qui le fait occuper une orbitale atomique d'énergie supérieure à celle de son état fondamental. De nombreuses molécules aromatiques ou présentant des liaisons π conjuguées sont susceptibles d'être ainsi excitées simplement par éclairage ; leur relaxation vers l'état fondamental se traduit alors par l'émission d'un ou plusieurs photons, selon deux mécanismes distincts :

Un exemple de phosphorescence : poudre de silicate-aluminate de strontium dopé à l'europium vu en lumière visible, dans le proche ultraviolet, et dans l'obscurité totale.

La fluorescence consiste en l'émission, par un atome excité, d'un photon d'énergie inférieure au photon incident et correspondant exactement à la différence d'énergie entre l'état excité de l'électron et son état fondamental. Il s'agit par conséquent d'un phénomène quasi instantané, la durée de vie de l'état excité des matériaux usuellement employés pour leurs propriétés fluorescentes étant de l'ordre de 0,5 à 20 ns : la fluorescence cesse donc dès que l'éclairage cesse. La longueur d'onde émise est supérieure à celle de la lumière absorbée, ce

qui permet par exemple d'obtenir des effets esthétiquement intéressants par éclairage ultraviolet de matériaux fluorescents émettant dans le spectre visible.

La phosphorescence diffère de la fluorescence en ce que la relaxation fait intervenir un état triplet 23 entre les deux états singulets que sont l'état excité et l'état fondamental. Un électron excité dans un état singulet peut passer facilement dans un état triplet par conversion intersystème, mais s'y trouve alors « piégé » car il ne peut rejoindre l'état fondamental singulet qu'à travers des transitions « interdites » ; ces dernières sont néanmoins possibles du point de vue quantique, notamment grâce à des couplages spin-orbite, mais demeurent cinétiquement très défavorisées, ce qui explique que la phosphorescence soit un phénomène pouvant persister pendant, parfois, plusieurs heures.

Raies spectrales[modifier]

Spectre continu

Raies d'émission

Raies d'absorption

Article principal : raie spectrale.

Articles connexes : spectre électromagnétique, structure fine, effet Zeeman et effet Stark.

L'interaction d'atomes avec un rayonnement électromagnétique peut également se traduire par l'apparition de raies d'absorption ou d'émission à certaines longueurs d'onde particulières sur un spectre par ailleurs continu. Ces longueurs d'onde correspondent à l'énergie de transition entre couches électroniques et sous-couches électroniques : lorsqu'un atome est atteint par un photon ayant une énergie égale à l'une de ces transitions entre niveaux d'énergie électroniques, un électron peut absorber ce photon et passer à un niveau d'énergie supérieur, laissant une longueur d'onde déficitaire en photons, ce qui se matérialise dans le spectre par une raie d'absorption.

Chaque atome, chaque ion, et même chaque molécule ou radical libre, possède ainsi une signature spectrale caractéristique, très employée par exemple en astrophysique pour détecter leur présence et déterminer leur concentration dans le milieu interstellaire, voire l'espace intergalactique : la disposition des raies spectrales, leur éventuel décalage (décalage vers le rouge), leur largeur, leur netteté et leur éventuelle séparation en plusieurs composantes (ce

qu'on appelle leur structure fine) sont ainsi des paramètres riches d'informations sur le milieu traversé par le rayonnement analysé entre sa source et sa détection par les instruments de spectroscopie.

Exemple de spectre d'absorption.

La présence d'un champ magnétique dans le milieu analysé peut être détectée par effet Zeeman, qui scinde une raie spectrale unique en trois composantes ou davantage, en raison de l'interaction du champ magnétique ambiant avec le moment magnétique de spin des électrons de l'atome : si plusieurs configurations électroniques partagent le même niveau d'énergie en l'absence de champ magnétique, cela cesse d'être le cas lorsqu'un champ magnétique est appliqué et chacune de ces configurations électroniques acquiert un niveau d'énergie légèrement différent des autres, leur multiplicité devenant alors visible sur le spectre d'absorption.

La présence d'un champ électrique peut être détectée dans le spectre de la même façon, cette fois en raison de l'effet Stark.

La vitesse radiale du milieu étudié par rapport à l'observateur peut être déterminée par le décalage des raies spectrales vers le rouge (éloignement) ou vers le bleu (rapprochement) par effet Doppler-Fizeau : c'est un résultat très utile en astronomie pour évaluer la distance d'un objet à partir de son « redshift » en appliquant la loi de Hubble.

États de la matière[modifier]

Lampe à plasma, objet de décoration très en vogue dans les années 1980. La lumière est émise lors de la recombinaison des électrons avec les cations du plasma, soulignant le phénomène de filamentation du courant dans le globe.

Articles principaux : état de la matière et phase (matière).

La matière baryonique peut exister à l'état solide, liquide ou gazeux selon sa température et sa pression : les transitions entre ces états surviennent à des niveaux de température et de pression directement en rapport avec les propriétés des atomes et de leurs arrangements moléculaires qui constituent chaque matériau. Les états solide et liquide sont qualifiés d’états condensés, tandis que les états liquide et gazeux sont qualifiés d’états fluides. Les cristaux liquides (une mésophase) sont un état intermédiaire entre solide et liquide.

Il existe par ailleurs des états de la matière moins courants sur Terre et qui dérivent des précédents :

Les plasmas sont un gaz d'atomes fortement ionisés dans un gaz d'électrons libres. Ce sont donc des milieux conducteurs. Il s'agit de l'état de la matière de loin le plus courant dans l'univers : les étoiles sont entièrement à l'état de plasma, le milieu interplanétaire du système solaire est balayé par le vent solaire, qui est un plasma, et des plasmas constituent l'essentiel du milieu interstellaire et de l'espace intergalactique. Sur Terre, les éclairs sont également des plasmas, de même que les aurores polaires.

Les condensats de Bose-Einstein sont des gaz de bosons (les atomes sont aussi des bosons) piégés dans un puits de potentiel et refroidis à une température très proche du zéro absolu : dans ces conditions, une grande partie des bosons occupe l'état quantique de plus faible énergie dans le puits de potentiel, de sorte que leurs fonctions d'onde se recouvrent au point de révéler à l'échelle macroscopique des effets quantiques ponctuels (à l'échelle de l'atome) inobservables à température plus élevée.

Les supersolides seraient un état non confirmé24 de la matière aux atomes ordonnés comme un cristal mais dont les lacunes se comporteraient comme un condensat de Bose-Einstein superfluide 25 .

Formation et évolution des atomes[modifier]

Articles détaillés : milieu interplanétaire, milieu interstellaire et espace intergalactique.

Articles connexes : Voie Lactée et matière noire.

Les atomes constituent environ 4 % de l'énergie totale observable de l'univers, avec une concentration moyenne d'un atome pour quatre mètres cubes26. Dans le milieu interstellaire d'une galaxie telle que la Voie Lactée, la concentration d'atomes varie selon les régions entre cent mille et un milliard d'atomes par mètre cube, bien que l'environnement immédiat du Soleil soit bien plus ténu : à peine cinquante mille atomes par mètre cube, ce qui définit précisément la bulle locale comme une cavité dans le milieu interstellaire formée par l'explosion de supernovae voisines il y a deux à quatre millions d'années27. Les étoiles se forment à partir de nuages denses, et les réactions de fusion nucléaire qui se déroulent en leur sein conduisent à la formation d'éléments chimiques plus lourds que l'hydrogène, l'hélium et le lithium (voire, peut-être, le béryllium) produits à la suite du big bang.

Plus de 95 % des atomes de la Voie Lactée se trouvent dans les étoiles, et les atomes « visibles » de notre galaxie représentent environ 10 % de sa masse : le reste de cette masse serait constitué d'une mystérieuse matière noire.

Nucléosynthèse[modifier]

Articles principaux : nucléosynthèse primordiale et nucléosynthèse stellaire.

Articles détaillés : processus R, processus S, processus RP et processus P.

Dans les premières minutes de l'existence de l'univers, les quatre éléments les plus légers se sont formés au cours de la nucléosynthèse primordiale : environ 75 % d'hydrogène 1H, 25 % d'hélium 4He, 0,01 % de deutérium 2H, et des traces (de l'ordre de 10-10) de lithium 7Li, voire peut-être aussi de béryllium. Cette nucléosynthèse aurait été trop brève pour permettre la synthèse d'éléments plus lourds que le béryllium et pour permettre la fusion du deutérium. Les atomes proprement dits, avec leur nuage électronique, se seraient formés lors de la recombinaison, environ 377 000 ans après le Big Bang, et les premiers quasars et étoiles se seraient formés après 150 millions d'années.

Coupe d'une étoile géante rouge avant son explosion en supernova montrant les différentes couches séparées par les zones où se déroulent les étapes successives de la nucléosynthèse stellaire.

La nucléosynthèse stellaire aurait alors pris le relais pour former tous les éléments chimiques jusqu'au fer par fusion successive de noyaux d'hélium :

Fusion de l'hydrogène : o Réaction proton-proton

o Cycle carbone-azote-oxygène (CNO)

Fusion de l'hélium :

o Réaction triple alpha

o Réaction alpha

Fusion des éléments plus lourds jusqu'au fer :

o Fusion du carbone

o Fusion du néon

o Fusion de l'oxygène

o Fusion du silicium

A ce stade, la fusion cesse d'être exothermique et des réactions nécessitant un milieu très énergétique interviennent pour former les éléments plus lourds : capture neutronique (processus r , processus s ), protonique (processus rp ), et photodésintégration (processus p ), qui interviennent à la toute fin de vie des étoiles, même peu massives, et surtout lors de l'explosion de supernovae.

Sur Terre[modifier]

Article principal : élément chimique.

Selon toute vraisemblance, la grande majorité des atomes qui constituent la Terre étaient déjà présents dans la nébuleuse solaire, dont l'effondrement gravitationnel aurait engendré les système solaire. Les atomes apparus depuis proviennent le plus souvent de la désintégration radioactive d'éléments primordiaux instables, et les rapports isotopiques des éléments correspondants offrent le moyen d'évaluer l'âge de la Terre par datation radiométrique 28 . Par ailleurs, l'abondance naturelle de l'hélium 3 sur Terre par rapport à l'hélium 4 des gisements de gaz naturel permet de déduire que 99 % de l'hélium 4 terrestre provient de la radioactivité α 29 . D'autres atomes, qualifiés de « cosmogéniques, » proviennent de l'interaction des rayons cosmiques avec l'atmosphère terrestre : c'est le cas bien connu du carbone 14, mais aussi, par exemple, du béryllium 10. Enfin, de très nombreux atomes synthétiques sont produits en laboratoire à des fins essentiellement scientifiques, parfois militaires, rarement industrielles (en raison du coût prohibitif des matériaux ainsi produits), tels que le silicium 42 (pour valider certaines hypothèse sur le modèle en couches décrivant la structure nucléaire), le plutonium 239 (matériau de choix pour les armes nucléaires), le technétium 99m (très utilisé en médecine nucléaire) ou encore l'américium 241 (employé industriellement dans les détecteurs de fumée).

Atomes de Rydberg[modifier]

Article principal : atome de Rydberg.

Sous certaines conditions, il est possible d'exciter des atomes, par exemple avec un laser à colorant, pour placer certains de leurs électrons dans des orbitales atomiques correspondant à un nombre quantique principal n égal à plusieurs dizaines d'unités, voire supérieur à 10030. De tels atomes sont appelés atomes de Rydberg. Ils ont des propriétés remarquables, telles qu'une très grande susceptibilité électrique et magnétique 31 , une relative stabilité, et des fonctions d'onde électroniques approchant, dans une certaine mesure, l'orbite décrite par un électron en mécanique classique autour du noyau. Les électrons de cœur écrantent le champ électrostatique du noyau du point de vue de l'électron périphérique, pour lequel le potentiel du noyau est identique à celui d'un atome d'hydrogène32. Le comportement de cet électron

particulier est particulièrement bien décrit par le modèle de Bohr, pourtant très insuffisant pour modéliser les atomes « conventionnels ».

Les atomes de Rydberg ont une taille très supérieure à celle des atomes à l'état fondamental : l'état d'excitation jusqu'à n = 137 d'un atome d'hydrogène correspond à un rayon atomique d'environ 1 μm, soit cinq ordres de grandeur au-dessus du rayon d'un atome d'hydrogène à l'état fondamental (n = 1). Ils ne peuvent exister dans le milieu naturel terrestre car leur énergie d'ionisation y est bien inférieure à l'énergie thermique, mais repésentent une partie importante de la matière du milieu interstellaire, où ils peuvent persister longtemps sans interaction avec d'autres atomes ni avec des champs électriques ou magnétiques susceptible de provoquer leur retour à l'état fondamental. La raie spectrale à 2,4 G Hz révélatrice de la transition de nombre quantique principal entre n = 109 et n = 108 de l'atome d'hydrogène est ainsi très fréquemment observée par les astronomes 33 .

Compte tenu de leur susceptibilité électrique et magnétique très élevée, les propriétés électriques et magnétiques des milieux contenant une proportion significative d'atomes de Rydberg sont sensiblement altérées par leur présence.

Formes atomiques rares ou hypothétiques[modifier]

Articles détaillés : atome exotique, antihydrogène et éléments de la période 8.

Différentes formes d'atomes exotiques ont été conjecturées, et parfois observées. C'est le cas, par exemple, des atomes muoniques, dans lesquels un électron est remplacé par un muon : ce dernier étant plus massif qu'un électron, il présente des orbitales plus proches du noyau, ce qui donne des « atomes » plus petits. De la même façon, un électron peut être remplacé par un hadron, tel qu'un méson, une particule Σ - , voire un antiproton. Le seul atome exotique ayant une durée de vie significative — qui n'excède cependant pas 2,2 μ s — est le muonium, résultant de l'interaction d'un électron avec un muon μ + servant de « noyau ». Ces formes d'atomes sont utiles pour vérifier certains aspects du modèle standard de la physique des particules, notamment les interactions élémentaires.

L'interaction d'un positon avec un antiproton donne un atome d'antihydrogène, qui est un atome d'antimatière. Il existe a priori un « antiatome » pour chaque atome ; la production d'antimatière demeure néanmoins une expérience particulièrement coûteuse en énergie, et seul l'antihydrogène 1H a été synthétisé à ce jour.

Il existe également tout une variété d'atomes « conventionnels » mais néanmoins absents du milieu naturel et donc produits artificiellement. Ces éléments synthétiques sont, à deux exceptions près34, des transuraniens, qui sont de plus en plus instables à mesure que leur numéro atomique augmente.

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Histoire du concept d'atome[modifier]

Article détaillé : Frise chronologique de la physique microscopique.

La notion d'atome est particulièrement bien admise par le grand public, pourtant, paradoxalement, les atomes ne peuvent pas être observés par des moyens optiques et seuls quelques rares physiciens manipulent des atomes isolés. L'atome est donc un modèle essentiellement théorique. Bien que ce modèle ne soit plus aujourd'hui remis en cause, il a beaucoup évolué au cours du temps pour répondre aux exigences des nouvelles théories physiques et rendre compte des résultats expérimentaux obtenus au fil du temps.

Antiquité : un concept philosophique[modifier]

Il est probable que plusieurs peuples aient développé la notion de « grain composant la matière », tant ce concept semble évident lorsque l'on morcelle une motte de terre, ou en regardant une dune de sable. Dans la culture européenne, ce concept apparaît pour la première fois dans la Grèce antique au V e   siècle av.   J.-C. , chez les philosophes présocratiques, notamment Leucippe, env. 460-370 av. J.-C., Démocrite et, plus tard, Épicure. La théorie atomiste sera ensuite magnifiquement exposée par le Romain Lucrèce dans son œuvre De rerum natura 35 , qui nous est parvenue.

Il s'agit d'une conception du monde qui fait partie de la recherche des principes de la réalité, recherche qui caractérise les premiers philosophes : on suppose que la matière ne peut se diviser indéfiniment, qu'il y a donc une conservation des éléments du monde, qui se transforment ou se combinent selon des processus variés. La décomposition du monde en quatre éléments (eau, air, terre, feu) peut donc compléter cette thèse. L'atomisme est une solution concurrente, qui naît de l'opposition de l'être et du néant : l'atome est une parcelle d'être qui se conserve éternellement, sans quoi, les choses finiraient par disparaître. Les atomes sont insécables; ils composent la matière comme les lettres composent les mots. Ce fut, sans aucun doute, un tournant philosophique majeur, à l'origine du matérialisme et de la séparation de la science et de la religion. Cependant, même si l'empirisme épicurien tente d'établir cette hypothèse sur des bases scientifiques, l'atome demeure une intuition sans confirmations.

La chimie du XVIIIe siècle — les éléments[modifier]

Depuis des millénaires, on a remarqué que les produits se transforment : le feu, la métallurgie (transformation du minerai en métal), la corrosion (dégradation du métal), la vie, la cuisson des aliments, la décomposition de la matière organique… Par exemple, pour Empédocle, les transformations de la matière s'expliquaient de la manière suivante : il y avait quatre types d'éléments (eau, air, terre, feu) qui s'associaient et se dissociaient, en fonction de l'amour ou de la haine qu'ils se portaient — les fameux « atomes crochus ». Au Moyen Âge, les alchimistes ont étudié ces transformations et remarqué qu'elles suivent des règles bien précises. Vers 1760, des chimistes britanniques commencent à s'intéresser aux gaz produits par les réactions, afin d'en mesurer le volume et de les peser. Ainsi, Joseph Black, Henry Cavendish et Joseph Priestley découvrent différents « airs » (c'est-à-dire gaz) : l'« air fixe » (le dioxyde de carbone), l'« air inflammable » (le dihydrogène), l'« air phlogistiqué » (le diazote), l'« air déphlogistiqué » (le dioxygène)… (Le terme « phlogistique » provient de la théorie du chimiste allemand Georg Ernst Stahl, au début du XVIII e   siècle , pour expliquer la combustion ; cette théorie fut balayée par Lavoisier.)

Antoine Laurent de Lavoisier (chimiste français) énonce en 1775 que 36 : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme » (formulé d'une manière légèrement différente à l'époque) signifiant par là que :

la masse se conserve pendant les réactions chimiques.Les scientifiques avaient observé que si l'on pesait la matière solide avant et après la combustion, on avait une variation de masse ; ceci provient d'un échange avec l'air (l'oxygène s'incorpore et alourdit, le dioxyde de carbone et la vapeur d'eau s'en vont et allègent). Il suffit pour s'en rendre compte de faire brûler dans une cloche fermée, et de peser la cloche en entier, somme solide et gaz (compris) : la masse totale ne change pas. ;

les substances se décomposent en « éléments », c'est l'organisation de ces éléments qui change lors d'une réaction.

Cette notion marque la véritable naissance de la chimie. Les chimistes ont donc commencé à recenser les éléments dont sont composées toutes les substances et à créer une nomenclature systématique — oxygène : qui produit des acides (οξυs signifie « acide » en grec) — hydrogène : qui produit de l'eau… Par exemple, en 1774, Lavoisier, en suivant les travaux des chimistes britanniques, établit que l'air se compose en « air vital » (dioxygène) et en « air vicié et méphitique, mofette » (diazote) ; en 1785, il décompose l'eau (en faisant passer de la vapeur d'eau sur du fer chauffé au rouge) et montre donc que ce n'est pas un élément, mais que l'eau est décomposable en éléments (c'est en fait une pyrolyse). Le terme d'« analyse » provient d'ailleurs de cette notion de décomposition, lusis (λυσιs) signifie « dissolution » en grec : on décompose les produits (par attaque acide, en les brûlant, en les distillant...) jusqu'à obtenir des substances simples reconnaissables facilement (l'hydrogène, l'oxygène, le carbone, le fer...).

On a donc la première constatation expérimentale de la décomposition de la matière en substances élémentaires.

La physique du XVIIIe siècle — les particules[modifier]

Un autre pas, fait en parallèle, vient de l'étude des propriétés des gaz et de la chaleur (thermodynamique).

Les fluides (liquides et gaz) sont étudiés en Europe depuis l'Antiquité, mais c'est au milieu du XVII e   siècle que l'on commence vraiment à cerner leur propriétés, avec l'invention du thermomètre (thermoscope de Santorre Santario, 1612), du baromètre et du vide pompé (Evangelista Torricelli, 1643), l'étude de l'expansion des gaz (Gilles Personne de Roberval, 1647), la pression atmosphérique (Blaise Pascal et Florin Perrier, 1648), les relations entre pression et volume (Robert Boyle en 1660, Edmé Mariotte en 1685), la notion de zéro absolu (Guillaume Amontons, 1702)...

René Descartes (mathématicien, physicien et philosophe français) émet l'idée, en 1644, que les gaz sont composés de particules tourbillonnantes. Mais il ne s'agit là encore que d'une conception imagée, sans appui expérimental ; dans le même ordre d'idées, Descartes pensait que c'était aussi un tourbillon de « matière subtile » qui entraînait la rotation des planètes (ceci fut mis en défaut par Isaac Newton avec l'attraction universelle en 1687).

Cependant, cette notion de corpuscules inspira d'autres scientifiques. Les mathématiciens suisses Jakob Hermann (1716) et Leonhard Euler (1729), mais surtout le physicien suisse

Daniel Bernoulli (1733), effectuent des calculs en supposant que les gaz sont formés de particules s'entrechoquant, et leurs résultats sont en accord avec l'expérience. C'est la conception « cinétique » des gaz, c'est-à-dire l'explication de la température et de la pression par des particules en mouvement.

Une autre science se développe à la fin du XVIII e   siècle  : la cristallographie. Ce qui intrigue les scientifiques, c'est l'observation des formes géométriques des cristaux naturels, et leur capacité à se cliver selon des plans lisses respectant ces symétries. Reprenant l'idée de classification des êtres vivants de Carl von Linné, on commence à rechercher et classer les minéraux (Jean-Baptiste Romé de L'Isle, minéralogiste français, 1772). L'abbé René-Just Haüy (cristallographe français), en 1781, suppose que la forme des cristaux reflète la symétrie d'une « brique élémentaire », le cristal étant un assemblage de ces briques. On retrouve ici cette notion de composant élémentaire de la matière.

XIXe siècle — le triomphe de l'atome[modifier]

À ce stade, ressortaient trois notions :

les corps chimiques sont décomposables en substances élémentaires ; les gaz sont composés de corpuscules qui volent et s'entrechoquent ;

les cristaux sont composés de cellules dont la forme détermine la forme extérieure du cristal.

Ces notions ont en commun le fait que la matière homogène est composée de corpuscules tous semblables entre eux, mais trop petits pour être visibles. Les découvertes du XIX e   siècle vont permettre de faire converger ces trois notions, et d'établir les notions de molécule et d'atome.

John Dalton (chimiste et physicien britannique), en 1804, mesure les masses des réactifs et des produits de réaction, et en déduit que les substances sont composées d'atomes sphériques, identiques pour un élément, mais différents d'un élément à l'autre, notamment par la masse de ces atomes. Il découvre également la notion de pression partielle (dans un mélange de gaz, la contribution d'un gaz donné à la pression totale). Il fut le premier à émettre les idées de la théorie atomique.

En 1807, Louis Joseph Gay-Lussac (physicien et chimiste français), établit la loi reliant la température et la pression d'un gaz. En 1808, il établit que les gaz réagissent en proportions déterminées ; les rapports des volumes des réactifs et des produits de réaction sont des nombres entiers petits. Le fait que ce soit des nombres entiers, a induit fortement à penser que la matière n'est pas « continue » (pensée dominante à cette époque), mais faite d'éléments discontinus.

Amedeo Avogadro (physicien italien), en 1811, énonce, sans preuve, que pour une température et une pression fixées, un volume donné de gaz contient toujours le même nombre de molécules, et ce quel que soit le gaz. Il fait également l'hypothèse que les gaz sont polyatomiques, et définit nettement molécules et atomes. André-Marie Ampère (1814), Jean-Baptiste Dumas (1827) et William Prout (1834) arrivent à la même conclusion.

En 1821, John Herapath (mathématicien britannique) publie une théorie cinétique des gaz pour expliquer la propagation des sons, les changements de phase (vaporisation, liquéfaction) et la diffusion des gaz. Robert Brown (botaniste britannique), en 1827, observe le mouvement

de grains de pollen dans l'eau ; les grains vont en ligne droite, et ne changent de direction que lors d'un choc avec un autre grain ou bien contre une paroi. C'est de ce comportement, le « mouvement brownien », que s'inspireront les physiciens pour décrire le mouvement des molécules de gaz.

Gabriel Delafosse, en 1840, suppose que l'on peut dissocier la composante élémentaire du cristal et son organisation ; ainsi, la brique élémentaire de Haüy pourrait être un réseau aux nœuds duquel se trouveraient des « molécules » ; ce serait la forme du réseau qui donnerait la forme au cristal et non pas nécessairement la forme des molécules. Louis Pasteur (chimiste et biologiste français), en 1847, établit le lien entre la forme des molécules et la forme des cristaux (en fait, la molécule donne sa forme au réseau, et le réseau sa forme au cristal). Auguste Bravais (physicien français), en 1849, détermine les 32 réseaux cristallins possibles. En 1858, Rudolf Clausius (physicien allemand) définit le libre parcours moyen d'une molécule dans un gaz (distance moyenne parcourue entre deux chocs). Partant de là, en 1859, James Clerk Maxwell (physicien écossais) introduit la notion de dispersion statistique des vitesses des molécules dans la cinétique des gaz. Ceci permit à Ludwig Boltzmann (physicien autrichien), en 1858, d'estimer la taille des molécules et de définir la répartition statistique des vitesses dans un gaz.

Dimitri Ivanovitch Mendeleïev (chimiste russe), en 1869, classe les atomes par masse croissante, et remarque qu'il y a une périodicité dans leurs propriétés chimiques. Il établit donc un tableau classant les éléments ; les trous dans ce tableau permirent de découvrir de nouveaux éléments.

Bilan[modifier]

La notion d'atome et de molécule a donc permis le succès de la thermodynamique statistique, de la chimie et de la cristallographie. À cette notion, vont correspondre des modèles qui seront affinés au cours du développement de la physique et particulièrement précisés par les découvertes de la physique quantique durant le XX e   siècle , et notamment :

la découverte de l'électron (Joseph John Thomson, 1897) ; les expériences de déviation des particules alpha par la matière (Ernest Rutherford of Nelson,

1911) ;

les expériences de diffraction des rayons X sur les cristaux (Max von Laue, 1912).

Historique des modèles de l'atome[modifier]

Dans l'histoire des sciences, plusieurs modèles de l'atome ont été développés, au fur et à mesure des découvertes des propriétés de la matière. Aujourd'hui encore, on utilise plusieurs modèles différents ; en effet, le modèle le plus récent est assez complexe, l'utilisation de modèles « anciens » ou partiellement faux, mais plus simples, facilite la compréhension, donc l'apprentissage et la réflexion.

Depuis l'antiquité grecque, on supposait que la matière pouvait se fractionner en petits morceaux jusqu'à obtenir des grains insécables, qu'elle était comme « de la poussière dans la lumière ». C'est avec l'expérience de Rutherford que l'on atteint enfin ce grain : les particules alpha, en traversant la matière, voient leur trajectoire perturbée, ce qui va permettre enfin de savoir comment est organisée cette « poussière »...

1675 : Jean Picard observe une luminescence verte en agitant un tube de baromètre ; on découvrira quelques siècles plus tard que cela est dû à l'électricité statique et aux vapeurs de mercure ;

1854 : Geissler [Qui ?] et Plücker [Qui ?] découvrent les rayons cathodiques, des rayons verts luminescents lorsque l'on établit une forte tension électrique dans une ampoule dont on a pompé l'air (faible pression de gaz) ; ils inventent ainsi la lampe à décharge, qui éclaire maintenant nos supermarchés d'une lumière blanche, nos rues et nos stationnements d'une lumière orange (lampes au sodium) ;

1897 : J. J. Thomson établit que ces rayons cathodiques sont constitués de particules chargées négativement arrachées à la matière, et découvre ainsi l'électron ; c'est la première décomposition de l'atome ;

1900 : Max Planck montre la quantification des échanges d'énergie dans la matière (recherches sur le corps noir) ;

1911 : expérience de Rutherford : il bombarde une feuille d'or par des particules alpha (des noyaux d'hélium, chargés positivement, obtenus par radioactivité) ; il en déduit que :

o la plupart des particules vont en lignes droites, donc la matière est « pleine de trous » ;

o mais certaines sont déviées et même rebroussent chemin, donc elles rencontrent des îlots très concentrés de matière chargée positivement (les + se repoussent entre eux).

Il en déduit le modèle atomique planétaire : l'atome est constitué d'un noyau positif très petit et d'électrons tournant autour ; ce modèle pose un gros problème : en tournant, les électrons devraient perdre de l'énergie par rayonnement, et donc s'écraser sur le noyau… (ex.: Capture K)

1913 : Niels Bohr réunit les concepts de Planck et de Rutherford, et propose un modèle atomique quantique: les orbites des électrons ont des rayons définis, il n'existe que quelques orbites « autorisées » ; ainsi, les échanges d'énergie quantifiés correspondent à des sauts entre les orbites définies, et lorsque l'électron est sur l'orbite la plus basse, il ne peut pas descendre en dessous et s'écraser (mais ce modèle n'explique pas pourquoi) ;

1914 : l'expérience de Franck et Hertz valide le modèle de Bohr : ils bombardent de la vapeur de mercure avec des électrons ; l'énergie cinétique perdue par les électrons traversant les vapeurs est toujours la même ;

1924 : Louis de Broglie postule la dualité onde-corpuscule ;

1926 : Schrödinger modélise l'électron comme une onde, l'électron dans l'atome n'est donc plus une boule mais un « nuage » qui entoure le noyau ; ce modèle, contrairement aux autres, est stable car l'électron ne perd pas d'énergie.

Modèles obsolètes[modifier]

Les modèles présentés dans cette section sont trop éloignés de la réalité pour pouvoir être utilisés. Ils ne sont présentés ici qu'à titre historique.

Le modèle de J.J. Thomson ou modèle de l’électron élastiquement lié à l’atome[modifier]

Article détaillé : Modèle de Thomson.

Le pudding de Thomson, la charge positive est répartie uniformément dans tout le volume, qui est parsemé d’électrons

Avec la découverte de l’électron en 1897, on savait que la matière était composée de deux parties : une négative, les électrons, et une positive, le noyau. Dans le modèle imaginé alors par Joseph John Thomson, les électrons, particules localisées, baignaient dans une « soupe » positive, à l’image des pruneaux dans le far breton (ou dans le plum-pudding pour les Britanniques ou encore comme des raisins dans un gâteau). Ce modèle fut invalidé en 1911 par l'expérience d’un de ses anciens étudiants, Ernest Rutherford.

Le modèle planétaire de Rutherford[modifier]

L'expérience de Rutherford met en évidence que les charges positives ne sont pas « étalées » entre les électrons, mais sont concentrées en de petits points. Il bombarda une fine feuille d'or par un faisceau de particules alpha (particules de charges électriques positives). Il observa que les particules étaient déviées faiblement, ce qui ne correspondait pas au résultat prévu par le modèle de Thomson, pour lequel, elles n'auraient pas dû la traverser.

Rutherford imagine donc un modèle planétaire : l'atome est constitué d'un noyau positif autour duquel tournent des électrons négatifs. Entre le noyau - très petit par rapport à l'atome (environ 100 000 fois) - et ses électrons, un très grand vide existe.

Ce modèle fut très vite mis en défaut par les équations de Maxwell d'une part, qui prédisent que toute charge accélérée rayonne de l'énergie, et par les expériences montrant la quantification des niveaux d'énergie d'autre part.

Modèles approchés couramment employés[modifier]

Le modèle des sphères dures[modifier]

Le modèle le plus simple pour représenter un atome est une boule indéformable. Ce modèle est très utilisé en cristallographie. Une molécule peut se voir comme plusieurs boules accolées, un cristal comme des boules empilées. On utilise parfois une représentation

« éclatée » : les atomes sont représentés comme des petites boules espacées, reliées par des traits, permettant de faire ressortir les directions privilégiées, les angles et de visualiser le nombre des liaisons.

modèle des sphères dures pour représenter l'atome ; représentation d'une molécule d'eau et d'un cristal cubique à faces centrées, compacte (gauche) et éclatée (à droite)

Ce modèle correspond bien à certaines propriétés de la matière, comme, par exemple, la difficulté de comprimer les liquides et les solides, ou bien le fait que les cristaux ont des faces bien lisses. En revanche, il ne permet pas d'expliquer d'autres propriétés, comme la forme des molécules : si les atomes n'ont pas de direction privilégiée, comment expliquer que les liaisons chimiques révèlent des angles bien définis ?

Le modèle de Bohr[modifier]

Modèle de l’atome de Bohr : un modèle planétaire dans lequel les électrons ont des orbites définies

Article détaillé : modèle de Bohr.

Un modèle fut développé par Niels Bohr en 1913 à partir des propriétés mises en évidence par Planck et Rutherford. Dans le modèle des sphères dures, l’atome est un objet entier, indécomposable. Or, on sait depuis le milieu du XIX e   siècle que l’on peut en « arracher » des particules portant une charge électrique négative, les électrons. Dans le modèle de Bohr,

l’atome est composé d’un noyau chargé positivement, et d’électrons tournant autour, les rayons des orbites des électrons ne pouvant prendre que des valeurs bien précises.

Le noyau est très compact, d’un diamètre d’environ 10-15 à 10-14 m, c’est-à-dire que le noyau est cent mille à un million de fois plus petit que l’atome ; il porte une charge électrique positive. C’est aussi la partie la plus lourde de l’atome, puisque le noyau représente au moins 99,95 % de la masse de l’atome. Les électrons sont ponctuels, c’est-à-dire que leur rayon est admis quasi nul (tout du moins plus petit que ce que l’on peut estimer). Ils portent une charge négative. Pour des raisons de lisibilité, le schéma ci-dessous n’est donc pas à l’échelle, en ce qui concerne les dimensions du noyau et des électrons, ni aussi pour les rayons des différentes orbites (on notera ici que le nombre d’électrons sur les orbites n’est pas prédit par le modèle).

Cette vision permet de décrire les phénomènes spectroscopiques fondamentaux, c’est-à-dire le fait que les atomes absorbent ou émettent seulement certaines longueurs d’onde (ou couleur) de lumière ou de rayons X. En effet, le système {noyau+électrons} étant stable et confiné, d’énergie négative, il ne possède qu’un ensemble discret d’états (et donc de niveaux) d’énergie : c’est le passage d’un état à l’autre de l’atome qui provoque une émission discrète d’énergie, ce qui explique donc les raies spectroscopiques des atomes. Le modèle de Bohr, décomposant l’atome en deux parties, un noyau et un nuage d’électrons, est plus précis que le modèle des sphères dures, pour lequel la surface de la sphère correspond à l’orbite des électrons extérieurs.

Cependant, très vite, le modèle de l’atome de Bohr ne permettra pas d’expliquer l’ensemble des observations (effet Zeeman, etc.). Il faut attendre 1924–1926 pour qu’avec Schrödinger, les orbites deviennent orbitales avec des énergies stationnaires : la mécanique quantique est née.

Le modèle actuel : modèle de Schrödinger[modifier]

Article détaillé : Théorie de Schrödinger de l'atome d'hydrogène.

La naissance de la mécanique ondulatoire de Louis de Broglie 1924, généralisée par Erwin Schrödinger en 1926 amène à proposer un nouveau modèle, dont les aspects relativistes furent décrits par Paul Dirac en 1928 ; il permet d'expliquer la stabilité de l'atome et la description des termes spectroscopiques.

Dans ce modèle, les électrons ne sont plus des billes localisées en orbite, mais des nuages de probabilité de présence. Ce point de vue, révolutionnaire, peut choquer en première approche. Cependant la représentation que l'on pouvait se faire d'un électron — une petite bille ? — était dictée par les formes observées dans le monde macroscopique, transposées sans preuves dans le monde microscopique. Il faut bien se pénétrer du fait que ce que l'on connaît de l'électron ne repose que sur des manifestations indirectes : courant électrique, tube cathodique (télévision)…

Depuis les années 1930, on modélise ainsi l'électron par une « fonction d'onde » dont le carré de la « norme représente la densité de probabilité de présence ». Pour représenter fidèlement les propriétés de l'électron, on ne dispose que des fonctions mathématiques compliquées. Cette abstraction rebute encore bien des physiciens. Nous allons essayer de donner une image de cette notion de fonction d'onde, image nécessairement imparfaite.

Imaginons que hors de l'atome, l'électron soit une petite bille. Lorsque l'électron est capturé par l'atome, il se « dissout » et devient un nuage diffus, il s'« évapore ». Quand on l'arrache de l'atome, il redevient une petite bille, il se « recondense ». Il existe d'autres exemples d'objet qui changent de forme, par exemple, hors de l'eau, le sel est sous forme de cristaux ; mis dans l'eau, il se dissout, et si l'on fait s'évaporer l'eau, on retrouve des cristaux. Le sel change de forme (cristal compact ou dissous dans l'eau), mais on a tout le temps du sel.

Image simplifiée de l'arrachement d'un électron du nuage électronique dans le modèle de Schrödinger

De manière un peu plus exacte : un électron, hors d'un atome, est représenté par un paquet d'ondes, qui peut être considéré, dans certaines limites, comme une petite bille. La mécanique quantique démontre qu'un tel paquet d'ondes s'étale au cours du temps ; au contraire, un électron d'un atome conserve la structure de la fonction d'onde associée à l'orbite qu'il occupe (tant qu'il n'est pas éjecté de l'atome). La mécanique quantique postule donc, non la conservation de la forme (non connue) de l'électron, mais l'intégrale de la probabilité de présence.

Dans le modèle de Schrödinger, les nuages correspondant aux différents électrons s'interpénètrent ; il n'est pas question de se donner une représentation individuelle des électrons chacun sur son orbite, comme cela était dans le cas du modèle de Bohr. Cela est d'autant plus vrai que les électrons sont des particules identiques indiscernables. Les effets d'échange amènent à considérer que chaque électron de l'atome est à la fois sur chaque orbitale occupée (correspondant à une configuration électronique donnée). L'ionisation de l'atome (l'arrachement d'un électron de l'atome) peut alors être représentée par le schéma simplifié ci-dessous.

Pour éviter des complications inutiles, on considérera l'atome le plus simple afin de montrer quelques schémas dévoilant les points fondamentaux du modèle :

le nuage électronique associé à l'état fondamental, révélant (comme d'autres états) la possibilité pour l'électron d'être au sein du noyau, ce qui a des conséquences en physique nucléaire : capture électronique.

le nuage électronique associé à une combinaison linéaire de deux orbitales associées au premier niveau excité. Cet exemple montre la possibilité d'obtenir des nuages électroniques pointant vers l'extérieur de l'atome… nous sommes ainsi préparés aux liaisons moléculaires.

Soit ρ(r, θ, φ) la densité de probabilité de présence au point de coordonnées sphériques (r, θ, φ). Pour l'état fondamental, la densité de probabilité, ρ, est maximale au centre de l'atome. Considérons maintenant la densité radiale de probabilité de présence (à la distance r du noyau, toutes les directions confondues) :

,

cette densité radiale est maximale pour r = r1 de la première orbite du modèle de Bohr (dans l'expression ci-dessus, on a tenu compte de la symétrie sphérique de ρ, identique pour toutes les directions). on a en fait :

ρ(0,0,0) > ρ(r1,0,0), mais P(0) < P(r1).

Densité de probabilité de présence de l'électron, état fondamental de l'hydrogène — la densité, dans un plan xy, section droite passant par le centre de l'atome, est indiquée par des niveaux de gris (elle est maximale au centre). La courbe en superposition (axe 0r) donne la densité de probabilité radiale en fonction de la distance r, c'est-à-dire la probabilité d'être en r toutes directions confondues : elle est maximale pour le premier rayon de Bohr (0,0529 nm).

En fonction de l'état quantique de l'électron (fondamental, excité …) ces nuages peuvent prendre différentes formes, qui sont décrites en particulier par les harmoniques sphériques. La forme la plus simple est la symétrie sphérique, montrée en particulier, ci-dessus, dans le cas de l'état fondamental, |1s>.

Graphe de la densité de probabilité de présence.

Des combinaisons linéaires de fonctions d'onde, utilisant des harmoniques sphériques distinctes, permettent l'apparition d'une anisotropie qui va devenir essentielle pour le passage de la notion d'atome à celle de molécule. Le schéma ci-contre montre une coupe de la densité de probabilité de présence de l'orbitale hybride |2spz > de l'atome d'hydrogène, coupe contenant Oz axe de symétrie de l'orbitale atomique. Pour cet exemple, l'axe Oz devient une direction privilégiée, mais de plus la densité de probabilité de présence s'étale plus loin pour une orientation donnée.

Ce modèle permet d'expliquer :

la stabilité de l'atome, les charges sont accélérées, mais elles sont contraintes par la mécanique quantique (relations d'incertitude) ;

la forme des molécules : orientation préférentielle des nuages électroniques ;

l'organisation des cristaux : le nuage électronique se comporte comme une coquille dure ;

les effets spectroscopiques (la quantification des échanges d'énergie) : le nuage ne peut prendre que des formes déterminées, notamment en ce qui concerne la distance r1 du maximum de densité au noyau.

On notera pour terminer que des corrections relativistes sont à apporter, dans le cas des atomes de numéro atomique élevé, pour la détermination des niveaux internes (les vitesses des électrons sur les orbites du modèle de Bohr sont alors importantes).

Le noyau atomique[modifier]

Article détaillé : Noyau atomique.

Si la mécanique quantique permit d'expliquer rapidement les caractéristiques spectroscopiques des atomes et des molécules, le cœur de l'atome, son noyau, fut plus difficile à comprendre. Les difficultés sont ici de deux ordres : l'une correspondant à l'importance de l'énergie des particules sondes permettant d'atteindre les dimensions de l'ordre du fermi, l'autre à la nécessaire invention d'au moins une interaction supplémentaire permettant la stabilité d'un noyau constitué de protons (qui se repoussent électriquement) et de neutrons.

Cette compréhension de la cohésion du noyau devait aussi expliquer les phénomènes de radioactivité alpha, bêta et gamma, dont les premières observations dataient de la dernière décennie du XIXe siècle.

La décennie qui précéda la Seconde Guerre mondiale mena à la découverte des deux interactions maîtresses de la stabilité du cœur : l'interaction forte et l'interaction faible. La petitesse de la portée de ces deux interactions, respectivement 10-15 m et 10-18 m explique les difficultés expérimentales rencontrées. Les difficultés théoriques ne manquent pas, non plus ; il ne s'agit pas de lois physiques aussi simples que celles de l'électromagnétisme, même compliquées par la mécanique quantique, mais de la compréhension de toutes les particules élémentaires… L'invention des quarks et des gluons donne ainsi la vision actuelle de l'interaction qui maintient ensemble les nucléons.

Cette physique nucléaire mène aussi à l'explication de la nucléosynthèse, expliquant les aspects nucléaires du tableau de Mendeleïev. On se retrouve là dans le foisonnement de la naissance de l'univers et de la dynamique des étoiles.

Notation[modifier]

Un atome est couramment désigné par son symbole chimique, complété par son nombre de masse A (égal au nombre de nucléons de l'atome) placé en haut et à gauche du symbole.

Exemple : le carbone 12 de nombre de masse 12 est noté .

Il est d'usage de compléter cette écriture par le numéro atomique Z, placé en bas et à gauche du symbole, pour décrire une réaction nucléaire dans laquelle intervient un isotope.

Le carbone 12 est ainsi noté .

Ainsi, le carbone 14 et le carbone 12 sont deux isotopes.