Quel élément chimique a le numéro atomique six ?
carbone
Lorsque différents éléments sont chimiquement combinés, les atomes étant maintenus ensemble par des liaisons chimiques, ils forment des composés chimiques. Seule une minorité d’éléments se trouvent non combinés sous forme de minéraux relativement purs. Parmi les « éléments natifs » les plus courants figurent le cuivre, l’argent, l’or, le carbone (comme le charbon, le graphite ou les diamants) et le soufre. La plupart des éléments les plus inertes, tels que les gaz rares et les métaux nobles, se trouvent généralement sur Terre sous forme chimiquement combinée, sous forme de composés chimiques. Alors qu’environ 32 éléments chimiques sont présents sur Terre sous des formes natives non combinées, la plupart d’entre eux se présentent sous forme de mélanges. Par exemple, l’air atmosphérique est principalement un mélange d’azote, d’oxygène et d’argon, et les éléments solides natifs se trouvent dans des alliages, comme celui du fer et du nickel. L’histoire de la découverte et de l’utilisation des éléments a commencé avec les sociétés humaines primitives qui ont découvert des éléments natifs comme le carbone, le soufre, le cuivre et l’or. Les civilisations ultérieures extrayaient le cuivre élémentaire, l’étain, le plomb et le fer de leurs minerais par fusion, à l’aide de charbon de bois. Les alchimistes et les chimistes en ont par la suite identifié bien d’autres, la quasi-totalité des éléments naturels étant connus vers 1900. Le numéro atomique d'un élément est égal au nombre de protons dans chaque atome et définit l'élément. Par exemple, tous les atomes de carbone contiennent 6 protons dans leur noyau atomique ; le numéro atomique du carbone est donc 6. Les atomes de carbone peuvent avoir un nombre différent de neutrons ; les atomes du même élément ayant un nombre différent de neutrons sont appelés isotopes de l’élément. Le nombre de protons dans le noyau atomique détermine également sa charge électrique, qui à son tour détermine le nombre d’électrons de l’atome dans son état non ionisé. Les électrons sont placés dans des orbitales atomiques qui déterminent les diverses propriétés chimiques de l'atome. Le nombre de neutrons dans un noyau a généralement très peu d'effet sur les propriétés chimiques d'un élément (sauf dans le cas de l'hydrogène et du deutérium). Ainsi, tous les isotopes du carbone ont des propriétés chimiques presque identiques car ils possèdent tous six protons et six électrons, même si les atomes de carbone peuvent, par exemple, avoir 6 ou 8 neutrons. C’est pourquoi le numéro atomique, plutôt que le nombre de masse ou le poids atomique, est considéré comme la caractéristique d’identification d’un élément chimique. Les isotopes sont des atomes du même élément (c'est-à-dire avec le même nombre de protons dans leur noyau atomique), mais ayant un nombre différent de neutrons. La plupart (66 sur 94) des éléments naturels possèdent plus d’un isotope stable. Ainsi, par exemple, il existe trois principaux isotopes du carbone. Tous les atomes de carbone ont 6 protons dans le noyau, mais ils peuvent avoir 6, 7 ou 8 neutrons. Puisque leurs nombres de masse sont respectivement de 12, 13 et 14, les trois isotopes du carbone sont appelés carbone-12, carbone-13 et carbone-14, souvent abrégés en 12C, 13C et 14C. Le carbone dans la vie quotidienne et en chimie est un mélange de 12C (environ 98,9 %), de 13C (environ 1,1 %) et d'environ 1 atome par billion de 14C. Alors que le nombre de masse compte simplement le nombre total de neutrons et de protons et est donc un nombre naturel (ou entier), la masse atomique d'un seul atome est un nombre réel pour la masse d'un isotope particulier de l'élément, l'unité étant u. . En général, lorsqu'il est exprimé en u, sa valeur diffère légèrement du nombre de masse d'un nucléide (ou d'un isotope) donné puisque la masse des protons et des neutrons n'est pas exactement de 1 u, puisque les électrons contribuent dans une moindre mesure à la masse atomique. le nombre de neutrons dépasse le nombre de protons, et (enfin) à cause de l'énergie de liaison nucléaire. Par exemple, la masse atomique du chlore-35 à cinq chiffres significatifs est de 34,969 u et celle du chlore-37 est de 36,966 u. Cependant, la masse atomique en u de chaque isotope est assez proche de son nombre de masse simple (toujours à 1 %). Le seul isotope dont la masse atomique est exactement un nombre naturel est le 12C, qui par définition a une masse d'exactement 12, car u est défini comme 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12 neutre libre à l'état fondamental. Les atomes d'éléments chimiquement purs peuvent se lier chimiquement les uns aux autres de plusieurs manières, permettant à l'élément pur d'exister dans de multiples structures (arrangements spatiaux d'atomes), appelées allotropes, qui diffèrent par leurs propriétés. Par exemple, le carbone peut être trouvé sous forme de diamant, qui a une structure tétraédrique autour de chaque atome de carbone ; le graphite, qui comporte des couches d'atomes de carbone à structure hexagonale empilées les unes sur les autres ; le graphène, qui est une seule couche de graphite très résistante ; les fullerènes, qui ont des formes presque sphériques ; et les nanotubes de carbone, qui sont des tubes à structure hexagonale (même ceux-ci peuvent différer les uns des autres par leurs propriétés électriques). La capacité d'un élément à exister sous l'une des nombreuses formes structurelles est connue sous le nom d'« allotropie ». L'état standard, également appelé état de référence, d'un élément est défini comme son état thermodynamiquement le plus stable à 1 bar et à une température donnée (typiquement à 298,15 K). En thermochimie, un élément est défini comme ayant une enthalpie de formation nulle dans son état standard. Par exemple, l’état de référence du carbone est le graphite, car la structure du graphite est plus stable que celle des autres allotropes. Lorsqu'un élément possède des allotropes de densités différentes, un allotrope représentatif est généralement sélectionné dans les présentations récapitulatives, tandis que les densités de chaque allotrope peuvent être indiquées lorsque plus de détails sont fournis. Par exemple, les trois allotropes familiers du carbone (carbone amorphe, graphite et diamant) ont respectivement des densités de 1,8 à 2,1, 2,267 et 3,515 g/cm3. Les éléments connus ont des numéros atomiques de 1 à 118, classiquement présentés sous forme de chiffres arabes. Étant donné que les éléments peuvent être séquencés de manière unique par numéro atomique, conventionnellement du plus bas au plus élevé (comme dans un tableau périodique), les ensembles d'éléments sont parfois spécifiés par des notations telles que "à travers", "au-delà" ou "de... à travers". , comme dans « à travers le fer », « au-delà de l'uranium » ou « du lanthane au lutécium ». Les termes « léger » et « lourd » sont parfois également utilisés de manière informelle pour indiquer des numéros atomiques relatifs (et non des densités), comme dans « plus léger que le carbone » ou « plus lourd que le plomb », bien que techniquement le poids ou la masse des atomes d'un élément ( leurs poids atomiques ou masses atomiques) n'augmentent pas toujours de manière monotone avec leur numéro atomique. Selon l'IUPAC, les éléments chimiques ne sont pas des noms propres en anglais ; par conséquent, le nom complet d'un élément n'est pas systématiquement en majuscule en anglais, même s'il est dérivé d'un nom propre, comme dans californium et einsteinium. Les noms isotopiques des éléments chimiques sont également sans majuscule s'ils sont écrits, par exemple carbone-12 ou uranium-235. Les symboles des éléments chimiques (tels que Cf pour le californium et Es pour l'einsteinium) sont toujours en majuscule (voir ci-dessous). Les isotopes se distinguent par le numéro de masse atomique (total des protons et des neutrons) pour un isotope particulier d'un élément, ce numéro étant combiné avec le symbole de l'élément concerné. L'IUPAC préfère que les symboles isotopiques soient écrits en notation exposant lorsque cela est possible, par exemple 12C et 235U. Cependant, d'autres notations, telles que carbone-12 et uranium-235, ou C-12 et U-235, sont également utilisées. On pense que les 94 éléments chimiques naturels de l’univers ont été produits par au moins quatre processus cosmiques. La majeure partie de l’hydrogène et de l’hélium présents dans l’univers a été produite initialement au cours des premières minutes du Big Bang. On pense que trois processus ultérieurs récurrents ont produit les éléments restants. La nucléosynthèse stellaire, un processus en cours, produit tous les éléments du carbone au fer en numéro atomique, mais peu de lithium, de béryllium ou de bore. Des éléments plus lourds en numéro atomique que le fer, aussi lourds que l'uranium et le plutonium, sont produits par nucléosynthèse explosive dans les supernovas et autres événements cosmiques cataclysmiques. La spallation (fragmentation) des rayons cosmiques du carbone, de l'azote et de l'oxygène est importante pour la production de lithium, de béryllium et de bore.
Un élément ou élément chimique est une espèce d'atomes ayant le même nombre de protons dans leurs noyaux atomiques (c'est-à-dire le même numéro atomique, Z). 118 éléments ont été identifiés, dont les 94 premiers sont présents naturellement sur Terre, les 24 restants étant des éléments synthétiques. Il existe 80 éléments qui possèdent au moins un isotope stable et 38 qui contiennent exclusivement des isotopes radioactifs, qui se désintègrent au fil du temps en d'autres éléments. Le fer est l’élément le plus abondant (en masse) composant la Terre, tandis que l’oxygène est l’élément le plus répandu dans la croûte terrestre.
Les éléments chimiques constituent toute la matière ordinaire de l'univers. Cependant, les observations astronomiques suggèrent que la matière ordinaire observable ne représente qu'environ 15 % de la matière de l'univers : le reste est de la matière noire, dont la composition est inconnue, mais elle n'est pas composée d'éléments chimiques.
Les deux éléments les plus légers, l’hydrogène et l’hélium, se sont formés pour la plupart lors du Big Bang et sont les éléments les plus courants dans l’univers. Les trois éléments suivants (lithium, béryllium et bore) ont été formés principalement par spallation des rayons cosmiques et sont donc plus rares que ceux qui suivent. La formation d'éléments comportant de six à vingt-six protons s'est produite et continue de se produire dans les étoiles de la séquence principale via la nucléosynthèse stellaire. La forte abondance d’oxygène, de silicium et de fer sur Terre reflète leur production commune dans ces étoiles. Les éléments contenant plus de vingt-six protons sont formés par la nucléosynthèse des supernovae, qui, lorsqu'elles explosent, propulsent ces éléments loin dans l'espace sous forme de restes de supernova, où ils peuvent être incorporés aux planètes lors de leur formation.
Le terme « élément » est utilisé pour un type d'atomes avec un nombre donné de protons (qu'ils soient ou non ionisés ou liés chimiquement, par exemple l'hydrogène dans l'eau) ainsi que pour une substance chimique pure constituée d'un seul élément (par exemple, l’hydrogène gazeux). Pour le second sens, les termes « substance élémentaire » et « substance simple » ont été suggérés, mais ils n'ont pas été beaucoup acceptés dans la littérature chimique anglophone, alors que dans d'autres langues leur équivalent est largement utilisé (par exemple en français corps simple , russe простое вещество). Un élément peut former plusieurs substances différentes par leur structure ; ils sont appelés allotropes de l'élément.
Lorsque différents éléments sont chimiquement combinés, les atomes étant maintenus ensemble par des liaisons chimiques, ils forment des composés chimiques. Seule une minorité d’éléments se trouvent non combinés sous forme de minéraux relativement purs. Parmi les « éléments natifs » les plus courants figurent le cuivre, l’argent, l’or, le carbone (comme le charbon, le graphite ou les diamants) et le soufre. La plupart des éléments les plus inertes, tels que les gaz rares et les métaux nobles, se trouvent généralement sur Terre sous forme chimiquement combinée, sous forme de composés chimiques. Alors qu’environ 32 éléments chimiques sont présents sur Terre sous des formes natives non combinées, la plupart d’entre eux se présentent sous forme de mélanges. Par exemple, l’air atmosphérique est principalement un mélange d’azote, d’oxygène et d’argon, et les éléments solides natifs se trouvent dans des alliages, comme celui du fer et du nickel.
L’histoire de la découverte et de l’utilisation des éléments a commencé avec les sociétés humaines primitives qui ont découvert des éléments natifs comme le carbone, le soufre, le cuivre et l’or. Les civilisations ultérieures extrayaient le cuivre élémentaire, l’étain, le plomb et le fer de leurs minerais par fusion, à l’aide de charbon de bois. Les alchimistes et les chimistes en ont par la suite identifié bien d’autres, la quasi-totalité des éléments naturels étant connus vers 1900.
Les propriétés des éléments chimiques sont résumées dans le tableau périodique, qui organise les éléments par numéro atomique croissant en lignes (« périodes ») dans lesquelles les colonnes (« groupes ») partagent des propriétés physiques et chimiques récurrentes (« périodiques »). À l’exception des éléments radioactifs instables à demi-vie courte, tous les éléments sont disponibles industriellement, la plupart avec un degré de pureté élevé.
Description
Les éléments chimiques les plus légers sont l'hydrogène et l'hélium, tous deux créés par la nucléosynthèse du Big Bang au cours des 20 premières minutes de l'univers dans un rapport d'environ 3 : 1 en masse (ou 12 : 1 en nombre d'atomes), ainsi que de minuscules traces de l'hydrogène et de l'hélium. deux éléments suivants, le lithium et le béryllium. Presque tous les autres éléments trouvés dans la nature ont été fabriqués par diverses méthodes naturelles de nucléosynthèse. Sur Terre, de petites quantités de nouveaux atomes sont naturellement produites lors de réactions nucléogéniques ou de processus cosmogéniques, tels que la spallation des rayons cosmiques. De nouveaux atomes sont également produits naturellement sur Terre en tant qu'isotopes radiogéniques filles des processus de désintégration radioactive en cours tels que la désintégration alpha, la désintégration bêta, la fission spontanée, la désintégration des amas et d'autres modes de désintégration plus rares.
Parmi les 94 éléments naturels, ceux portant les numéros atomiques de 1 à 82 possèdent chacun au moins un isotope stable (à l'exception du technétium, élément 43 et du prométhium, élément 61, qui n'ont aucun isotope stable). Les isotopes considérés comme stables sont ceux pour lesquels aucune désintégration radioactive n'a encore été observée. Les éléments portant les numéros atomiques 83 à 94 sont instables au point que la désintégration radioactive de tous les isotopes peut être détectée. Certains de ces éléments, notamment le bismuth (numéro atomique 83), le thorium (numéro atomique 90), l'uranium (numéro atomique 92) et le plutonium (numéro atomique 94), possèdent un ou plusieurs isotopes dont la demi-vie est suffisamment longue pour survivre en tant que restes de la nucléosynthèse stellaire explosive qui a produit les éléments lourds avant la formation de notre système solaire. Par exemple, avec plus de 1,9 ans, soit plus d’un milliard de fois plus long que l’âge actuel estimé de l’univers, le bismuth-209 (numéro atomique 83) a la demi-vie de désintégration alpha la plus longue connue de tous les éléments naturels. Les éléments les plus lourds (ceux au-delà du plutonium, l'élément 94) subissent une désintégration radioactive avec des demi-vies si courtes qu'ils ne se trouvent pas dans la nature et doivent être synthétisés.
En 2010, il existe 118 éléments connus (dans ce contexte, « connu » signifie suffisamment bien observé, même à partir de quelques produits de désintégration, pour avoir été différencié des autres éléments). Sur ces 118 éléments, 94 sont présents naturellement sur Terre. Six d'entre eux se trouvent en quantités extrêmes de traces : le technétium, numéro atomique 43 ; prométhium, numéro 61; astatine, numéro 85 ; francium, numéro 87; neptunium, numéro 93 ; et le plutonium, au numéro 94. Ces 94 éléments ont été détectés dans l'univers au sens large, dans le spectre des étoiles mais aussi des supernovae, où se forment récemment des éléments radioactifs à courte durée de vie. Les 94 premiers éléments ont été détectés directement sur Terre en tant que nucléides primordiaux présents lors de la formation du système solaire, ou en tant que produits naturels de fission ou de transmutation de l'uranium et du thorium.
Les 24 éléments plus lourds restants, que l'on ne trouve aujourd'hui ni sur Terre ni dans les spectres astronomiques, ont été produits artificiellement : ils sont tous radioactifs, avec des demi-vies très courtes ; si des atomes de ces éléments étaient présents lors de la formation de la Terre, il est extrêmement probable qu'ils se soient déjà désintégrés, et s'ils sont présents en novae, ils ont été en quantités trop faibles pour avoir été notés. Le technétium a été le premier élément prétendument non naturel synthétisé, en 1937, bien que des traces de technétium aient depuis été trouvées dans la nature (et que l'élément ait également pu être découvert naturellement en 1925). Ce modèle de production artificielle et de découverte naturelle ultérieure a été répété avec plusieurs autres éléments rares radioactifs naturels.
Des listes d'éléments sont disponibles par nom, par symbole, par numéro atomique, par densité, par point de fusion et par point d'ébullition ainsi que les énergies d'ionisation des éléments. Les nucléides des éléments stables et radioactifs sont également disponibles sous forme de liste de nucléides, triés par durée de demi-vie pour ceux qui sont instables. L’une des présentations les plus pratiques, et certainement la plus traditionnelle, est celle du tableau périodique, qui regroupe des éléments ayant des propriétés chimiques similaires (et généralement aussi des structures électroniques similaires).
Numéro atomique
Le numéro atomique d'un élément est égal au nombre de protons dans chaque atome et définit l'élément. Par exemple, tous les atomes de carbone contiennent 6 protons dans leur noyau atomique ; le numéro atomique du carbone est donc 6. Les atomes de carbone peuvent avoir un nombre différent de neutrons ; les atomes du même élément ayant un nombre différent de neutrons sont appelés isotopes de l’élément.
Le nombre de protons dans le noyau atomique détermine également sa charge électrique, qui à son tour détermine le nombre d’électrons de l’atome dans son état non ionisé. Les électrons sont placés dans des orbitales atomiques qui déterminent les diverses propriétés chimiques de l'atome. Le nombre de neutrons dans un noyau a généralement très peu d'effet sur les propriétés chimiques d'un élément (sauf dans le cas de l'hydrogène et du deutérium). Ainsi, tous les isotopes du carbone ont des propriétés chimiques presque identiques car ils possèdent tous six protons et six électrons, même si les atomes de carbone peuvent, par exemple, avoir 6 ou 8 neutrons. C’est pourquoi le numéro atomique, plutôt que le nombre de masse ou le poids atomique, est considéré comme la caractéristique d’identification d’un élément chimique.
Le symbole du numéro atomique est Z.
Isotopes
Les isotopes sont des atomes du même élément (c'est-à-dire avec le même nombre de protons dans leur noyau atomique), mais ayant un nombre différent de neutrons. La plupart (66 sur 94) des éléments naturels possèdent plus d’un isotope stable. Ainsi, par exemple, il existe trois principaux isotopes du carbone. Tous les atomes de carbone ont 6 protons dans le noyau, mais ils peuvent avoir 6, 7 ou 8 neutrons. Puisque leurs nombres de masse sont respectivement de 12, 13 et 14, les trois isotopes du carbone sont appelés carbone-12, carbone-13 et carbone-14, souvent abrégés en 12C, 13C et 14C. Le carbone dans la vie quotidienne et en chimie est un mélange de 12C (environ 98,9 %), de 13C (environ 1,1 %) et d'environ 1 atome par billion de 14C.
Sauf dans le cas des isotopes de l’hydrogène (qui diffèrent grandement les uns des autres en termes de masse relative, suffisamment pour provoquer des effets chimiques), les isotopes d’un élément donné sont chimiquement presque impossibles à distinguer.
Tous les éléments contiennent des isotopes radioactifs (radio-isotopes), bien que tous ces radio-isotopes n'apparaissent pas naturellement. Les radio-isotopes se désintègrent généralement en d'autres éléments lors de l'émission d'une particule alpha ou bêta. Si un élément possède des isotopes qui ne sont pas radioactifs, ceux-ci sont appelés isotopes « stables ». Tous les isotopes stables connus existent naturellement (voir isotope primordial). Les nombreux radio-isotopes introuvables dans la nature ont été caractérisés après avoir été fabriqués artificiellement. Certains éléments n'ont pas d'isotopes stables et sont composés uniquement d'isotopes radioactifs : plus précisément, les éléments sans isotopes stables sont le technétium (numéro atomique 43), le prométhium (numéro atomique 61) et tous les éléments observés dont le numéro atomique est supérieur à 82.
Sur les 80 éléments possédant au moins un isotope stable, 26 n’ont qu’un seul isotope stable. Le nombre moyen d’isotopes stables pour les 80 éléments stables est de 3,1 isotopes stables par élément. Le plus grand nombre d’isotopes stables présents pour un seul élément est de 10 (pour l’étain, l’élément 50).
Masse isotopique et masse atomique
Le nombre de masse d’un élément, A, est le nombre de nucléons (protons et neutrons) dans le noyau atomique. Les différents isotopes d'un élément donné se distinguent par leurs nombres de masse, qui sont classiquement écrits en exposant sur le côté gauche du symbole atomique (par exemple, 238U). Le nombre de masse est toujours un nombre entier simple et comporte des unités de « nucléons ». Un exemple de référence à un nombre de masse est le « magnésium-24 », qui est un atome comportant 24 nucléons (12 protons et 12 neutrons).
Alors que le nombre de masse compte simplement le nombre total de neutrons et de protons et est donc un nombre naturel (ou entier), la masse atomique d'un seul atome est un nombre réel pour la masse d'un isotope particulier de l'élément, l'unité étant u. . En général, lorsqu'il est exprimé en u, sa valeur diffère légèrement du nombre de masse d'un nucléide (ou d'un isotope) donné puisque la masse des protons et des neutrons n'est pas exactement de 1 u, puisque les électrons contribuent dans une moindre mesure à la masse atomique. le nombre de neutrons dépasse le nombre de protons, et (enfin) à cause de l'énergie de liaison nucléaire. Par exemple, la masse atomique du chlore-35 à cinq chiffres significatifs est de 34,969 u et celle du chlore-37 est de 36,966 u. Cependant, la masse atomique en u de chaque isotope est assez proche de son nombre de masse simple (toujours à 1 %). Le seul isotope dont la masse atomique est exactement un nombre naturel est le 12C, qui par définition a une masse d'exactement 12, car u est défini comme 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12 neutre libre à l'état fondamental.
La masse atomique relative (historiquement et communément appelée « poids atomique ») d'un élément est la moyenne des masses atomiques de tous les isotopes de l'élément chimique trouvés dans un environnement particulier, pondérée par l'abondance isotopique, par rapport à l'unité de masse atomique ( vous). Ce nombre peut être une fraction qui n'est pas proche d'un nombre entier, en raison du processus de moyenne. Par exemple, la masse atomique relative du chlore est de 35,453 u, ce qui diffère grandement d'un nombre entier car il est composé en moyenne de 76 % de chlore-35 et de 24 % de chlore-37. Chaque fois qu'une valeur de masse atomique relative diffère de plus de 1 % d'un nombre entier, cela est dû à cet effet de moyenne résultant de quantités significatives de plus d'un isotope naturellement présent dans l'échantillon de l'élément en question.
Chimiquement pur et isotopiquement pur
Les chimistes et les scientifiques nucléaires ont des définitions différentes d’un élément pur. En chimie, un élément pur désigne une substance dont les atomes (ou en pratique presque tous) ont le même numéro atomique, ou nombre de protons. Cependant, les scientifiques nucléaires définissent un élément pur comme un élément constitué d'un seul isotope stable.
Par exemple, un fil de cuivre est chimiquement pur à 99,99 % si 99,99 % de ses atomes sont du cuivre, avec 29 protons chacun. Cependant, il n'est pas isotopiquement pur puisque le cuivre ordinaire est constitué de deux isotopes stables, 69 % de 63Cu et 31 % de 65Cu, avec des nombres de neutrons différents. Cependant, un lingot d’or pur serait à la fois chimiquement et isotopiquement pur, puisque l’or ordinaire n’est constitué que d’un seul isotope, 197Au.
Allotropes
Les atomes d'éléments chimiquement purs peuvent se lier chimiquement les uns aux autres de plusieurs manières, permettant à l'élément pur d'exister dans de multiples structures (arrangements spatiaux d'atomes), appelées allotropes, qui diffèrent par leurs propriétés. Par exemple, le carbone peut être trouvé sous forme de diamant, qui a une structure tétraédrique autour de chaque atome de carbone ; le graphite, qui comporte des couches d'atomes de carbone à structure hexagonale empilées les unes sur les autres ; le graphène, qui est une seule couche de graphite très résistante ; les fullerènes, qui ont des formes presque sphériques ; et les nanotubes de carbone, qui sont des tubes à structure hexagonale (même ceux-ci peuvent différer les uns des autres par leurs propriétés électriques). La capacité d'un élément à exister sous l'une des nombreuses formes structurelles est connue sous le nom d'« allotropie ».
L'état standard, également appelé état de référence, d'un élément est défini comme son état thermodynamiquement le plus stable à 1 bar et à une température donnée (typiquement à 298,15 K). En thermochimie, un élément est défini comme ayant une enthalpie de formation nulle dans son état standard. Par exemple, l’état de référence du carbone est le graphite, car la structure du graphite est plus stable que celle des autres allotropes.
Propriétés
Plusieurs types de catégorisations descriptives peuvent être largement appliquées aux éléments, notamment en prenant en compte leurs propriétés physiques et chimiques générales, leurs états de matière dans des conditions familières, leurs points de fusion et d'ébullition, leurs densités, leurs structures cristallines en tant que solides et leurs origines.
Les propriétés générales
Plusieurs termes sont couramment utilisés pour caractériser les propriétés physiques et chimiques générales des éléments chimiques. Une première distinction concerne les métaux, qui conduisent facilement l'électricité, les non-métaux, qui ne le font pas, et un petit groupe (les métalloïdes), ayant des propriétés intermédiaires et se comportant souvent comme des semi-conducteurs.
Une classification plus raffinée est souvent présentée dans les présentations colorées du tableau périodique. Ce système restreint les termes « métal » et « non-métal » à seulement certains des métaux et non-métaux définis au sens le plus large, en ajoutant des termes supplémentaires pour certains ensembles de métaux et non-métaux au sens plus large. La version de cette classification utilisée dans les tableaux périodiques présentés ici comprend : les actinides, les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, les halogènes, les lanthanides, les métaux de transition, les métaux post-transition, les métalloïdes, les non-métaux polyatomiques, les non-métaux diatomiques et les gaz rares. Dans ce système, les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux et les métaux de transition, ainsi que les lanthanides et les actinides, sont des groupes particuliers de métaux considérés dans un sens plus large. De même, les non-métaux polyatomiques, les non-métaux diatomiques et les gaz rares sont des non-métaux considérés au sens large. Dans certaines présentations, les halogènes ne sont pas distingués, l'astatine étant identifiée comme métalloïde et les autres comme non-métaux.
États de la matière
Une autre distinction fondamentale couramment utilisée entre les éléments est leur état de matière (phase), qu'il soit solide, liquide ou gazeux, à une température et une pression standard sélectionnées (STP). La plupart des éléments sont des solides aux températures et pressions atmosphériques conventionnelles, tandis que plusieurs sont des gaz. Seuls le brome et le mercure sont des liquides à 0 degré Celsius (32 degrés Fahrenheit) et à une pression atmosphérique normale ; le césium et le gallium sont des solides à cette température, mais fondent respectivement à 28,4 °C (83,2 °F) et 29,8 °C (85,6 °F).
Points de fusion et d'ébullition
Les points de fusion et d'ébullition, généralement exprimés en degrés Celsius à une pression d'une atmosphère, sont couramment utilisés pour caractériser les différents éléments. Bien que connues pour la plupart des éléments, ces mesures, ou les deux, sont encore indéterminées pour certains éléments radioactifs disponibles en quantités infimes seulement. Puisque l’hélium reste liquide même au zéro absolu à la pression atmosphérique, il n’a qu’un point d’ébullition, et non un point de fusion, dans les présentations conventionnelles.
Densités
La densité à une température et une pression standard sélectionnées (STP) est fréquemment utilisée pour caractériser les éléments. La densité est souvent exprimée en grammes par centimètre cube (g/cm3). Étant donné que plusieurs éléments sont des gaz aux températures couramment rencontrées, leurs densités sont généralement indiquées pour leurs formes gazeuses ; lorsqu'ils sont liquéfiés ou solidifiés, les éléments gazeux ont des densités similaires à celles des autres éléments.
Lorsqu'un élément possède des allotropes de densités différentes, un allotrope représentatif est généralement sélectionné dans les présentations récapitulatives, tandis que les densités de chaque allotrope peuvent être indiquées lorsque plus de détails sont fournis. Par exemple, les trois allotropes familiers du carbone (carbone amorphe, graphite et diamant) ont respectivement des densités de 1,8 à 2,1, 2,267 et 3,515 g/cm3.
Structures cristallines
Les éléments étudiés jusqu'à présent sous forme d'échantillons solides ont huit types de structures cristallines : cubique, cubique centrée sur le corps, cubique sur les faces centrées, hexagonale, monoclinique, orthorhombique, rhomboédrique et tétragonale. Pour certains éléments transuraniens produits synthétiquement, les échantillons disponibles étaient trop petits pour déterminer les structures cristallines.
Occurrence et origine sur Terre
Les éléments chimiques peuvent également être classés en fonction de leur origine sur Terre, les 94 premiers étant considérés comme naturels, tandis que ceux dont le numéro atomique est supérieur à 94 n'ont été produits artificiellement que comme produits synthétiques de réactions nucléaires artificielles.
Sur les 94 éléments naturels, 84 sont considérés comme primordiaux et stables ou faiblement radioactifs. Les 10 éléments naturels restants possèdent des demi-vies trop courtes pour qu’ils aient été présents au début du système solaire et sont donc considérés comme des éléments transitoires. (Le plutonium est parfois également considéré comme un élément transitoire car le plutonium primordial s'est désormais désintégré en traces presque indétectables.) Parmi ces 10 éléments transitoires, 5 (polonium, radon, radium, actinium et protactinium) sont des produits de désintégration relativement courants du thorium, de l'uranium. et du plutonium. Les 5 éléments transitoires restants (technétium, prométhium, astatine, francium et neptunium) n'apparaissent que rarement, en tant que produits de modes de désintégration rares ou de processus de réaction nucléaire impliquant l'uranium ou d'autres éléments lourds.
Les éléments portant les numéros atomiques de 1 à 40 sont tous stables, tandis que ceux portant les numéros atomiques de 41 à 82 (à l'exception du technétium et du prométhium) sont métastables. Les demi-vies de ces « radionucléides théoriques » métastables sont si longues (au moins 100 millions de fois plus longues que l’âge estimé de l’univers) que leur désintégration radioactive n’a pas encore été détectée expérimentalement. Les éléments portant les numéros atomiques 83 à 94 sont instables au point que leur désintégration radioactive peut être détectée. Quatre de ces éléments, le bismuth (élément 83), le thorium (élément 90), l'uranium (élément 92) et le plutonium (élément 94), possèdent un ou plusieurs isotopes avec des demi-vies suffisamment longues pour survivre en tant que restes de la nucléosynthèse stellaire explosive. qui produisait les éléments lourds avant la formation de notre système solaire. Par exemple, avec plus de 1,9 ans, soit plus d’un milliard de fois plus long que l’âge actuel estimé de l’univers, le bismuth-209 a la demi-vie de désintégration alpha la plus longue connue de tous les éléments naturels. Les éléments les plus lourds (ceux au-delà du plutonium, l'élément 94) subissent une désintégration radioactive avec des demi-vies courtes et n'apparaissent pas dans la nature.
Le tableau périodique
Les propriétés des éléments chimiques sont souvent résumées à l'aide du tableau périodique, qui organise les éléments avec puissance et élégance en augmentant le numéro atomique en lignes (« périodes ») dans lesquelles les colonnes (« groupes ») partagent des caractéristiques physiques et physiques récurrentes (« périodiques »). propriétés chimiques. Le tableau standard actuel contient 118 éléments confirmés au 10 avril 2010.
Bien qu'il existe des précurseurs de cette présentation, son invention est généralement attribuée au chimiste russe Dmitri Mendeleev en 1869, qui voulait que le tableau illustre les tendances récurrentes dans les propriétés des éléments. La disposition du tableau a été affinée et étendue au fil du temps à mesure que de nouveaux éléments ont été découverts et que de nouveaux modèles théoriques ont été développés pour expliquer le comportement chimique.
L'utilisation du tableau périodique est désormais omniprésente dans la discipline universitaire de la chimie, fournissant un cadre extrêmement utile pour classer, systématiser et comparer les nombreuses formes différentes de comportement chimique. Le tableau a également trouvé de nombreuses applications dans les domaines de la physique, de la géologie, de la biologie, de la science des matériaux, de l'ingénierie, de l'agriculture, de la médecine, de la nutrition, de la santé environnementale et de l'astronomie. Ses principes sont particulièrement importants en génie chimique.
Nomenclature et symboles
Les différents éléments chimiques sont formellement identifiés par leurs numéros atomiques uniques, par leurs noms acceptés et par leurs symboles.
Numéros atomiques
Les éléments connus ont des numéros atomiques de 1 à 118, classiquement présentés sous forme de chiffres arabes. Étant donné que les éléments peuvent être séquencés de manière unique par numéro atomique, conventionnellement du plus bas au plus élevé (comme dans un tableau périodique), les ensembles d'éléments sont parfois spécifiés par des notations telles que "à travers", "au-delà" ou "de... à travers". , comme dans « à travers le fer », « au-delà de l'uranium » ou « du lanthane au lutécium ». Les termes « léger » et « lourd » sont parfois également utilisés de manière informelle pour indiquer des numéros atomiques relatifs (et non des densités), comme dans « plus léger que le carbone » ou « plus lourd que le plomb », bien que techniquement le poids ou la masse des atomes d'un élément ( leurs poids atomiques ou masses atomiques) n'augmentent pas toujours de manière monotone avec leur numéro atomique.
Noms des éléments
La dénomination de diverses substances maintenant connues sous le nom d'éléments précède la théorie atomique de la matière, car des noms étaient donnés localement par diverses cultures à divers minéraux, métaux, composés, alliages, mélanges et autres matériaux, même si à l'époque on ne savait pas quels produits chimiques étaient des éléments et quels composés. Comme ils étaient identifiés en tant qu’éléments, les noms existants pour les éléments connus anciennement (par exemple l’or, le mercure, le fer) ont été conservés dans la plupart des pays. Des différences nationales sont apparues sur les noms des éléments, soit pour des raisons de commodité, de subtilités linguistiques ou de nationalisme. Pour quelques exemples illustratifs : les germanophones utilisent "Wasserstoff" (substance aqueuse) pour "hydrogène", "Sauerstoff" (substance acide) pour "oxygène" et "Stickstoff" (substance étouffante) pour "azote", tandis que l'anglais et un peu de romance les langues utilisent « sodium » pour « natrium » et « potassium » pour « kalium », et les Français, les Italiens, les Grecs, les Portugais et les Polonais préfèrent « azote/azot/azoto » (de racines signifiant « pas de vie ») pour « azote » .
Aux fins de la communication et du commerce international, les noms officiels des éléments chimiques, anciens et plus récemment reconnus, sont décidés par l'Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA), qui a opté pour une sorte de langue anglaise internationale, s'appuyant sur la langue traditionnelle. Noms anglais même lorsque le symbole chimique d'un élément est basé sur un mot latin ou un autre mot traditionnel, par exemple en adoptant « gold » plutôt que « aurum » comme nom du 79ème élément (Au). L'IUPAC préfère les orthographes britanniques « aluminium » et « césium » aux orthographes américaines « aluminium » et « césium », et le « soufre » américain au « soufre » britannique. Cependant, les éléments qu'il est pratique de vendre en gros dans de nombreux pays ont souvent encore des noms nationaux utilisés localement, et les pays dont la langue nationale n'utilise pas l'alphabet latin sont susceptibles d'utiliser les noms d'éléments IUPAC.
Selon l'IUPAC, les éléments chimiques ne sont pas des noms propres en anglais ; par conséquent, le nom complet d'un élément n'est pas systématiquement en majuscule en anglais, même s'il est dérivé d'un nom propre, comme dans californium et einsteinium. Les noms isotopiques des éléments chimiques sont également sans majuscule s'ils sont écrits, par exemple carbone-12 ou uranium-235. Les symboles des éléments chimiques (tels que Cf pour le californium et Es pour l'einsteinium) sont toujours en majuscule (voir ci-dessous).
Dans la seconde moitié du XXe siècle, les laboratoires de physique sont devenus capables de produire des noyaux d’éléments chimiques dont la demi-vie était trop courte pour qu’une quantité appréciable d’entre eux puisse exister à tout moment. Ceux-ci sont également nommés par l'IUPAC, qui adopte généralement le nom choisi par le découvreur. Cette pratique peut conduire à la question controversée de savoir quel groupe de recherche a réellement découvert un élément, une question qui a retardé pendant un temps considérable la dénomination des éléments de numéro atomique 104 et supérieur. (Voir la controverse sur la dénomination des éléments).
Les précurseurs de telles controverses impliquaient les dénominations nationalistes d’éléments à la fin du XIXe siècle. Par exemple, le lutétium a été nommé en référence à Paris, en France. Les Allemands étaient réticents à céder les droits de dénomination aux Français, l'appelant souvent cassiopeium. De même, le découvreur britannique du niobium l’a initialement nommé columbium, en référence au Nouveau Monde. Il a été largement utilisé comme tel par les publications américaines avant la normalisation internationale.
Symboles chimiques
Éléments chimiques spécifiques
Avant que la chimie ne devienne une science, les alchimistes avaient conçu des symboles arcaniques pour les métaux et les composés courants. Celles-ci étaient cependant utilisées comme abréviations dans les diagrammes ou les procédures ; il n’existait aucun concept d’atomes se combinant pour former des molécules. Grâce à ses progrès dans la théorie atomique de la matière, John Dalton a conçu ses propres symboles plus simples, basés sur des cercles, pour représenter les molécules.
Le système actuel de notation chimique a été inventé par Berzelius. Dans ce système typographique, les symboles chimiques ne sont pas de simples abréviations, bien que chacun soit constitué de lettres de l'alphabet latin. Ils sont destinés à être des symboles universels pour les personnes de toutes langues et de tous alphabets.
Le premier de ces symboles se voulait totalement universel. Le latin étant à cette époque la langue commune de la science, il s’agissait d’abréviations basées sur les noms latins des métaux. Cu vient de Cuprum, Fe vient de Ferrum, Ag d'Argentum. Les symboles n’étaient pas suivis d’un point (point) comme pour les abréviations. Les éléments chimiques ultérieurs se sont également vu attribuer des symboles chimiques uniques, basés sur le nom de l'élément, mais pas nécessairement en anglais. Par exemple, le sodium porte le symbole chimique « Na », d'après le latin natrium. Il en va de même pour "W" (wolfram) pour le tungstène, "Fe" (ferrum) pour le fer, "Hg" (hydrargyrum) pour le mercure, "Sn" (stannum) pour l'étain, "K" (kalium) pour le potassium, " Au" (aurum) pour l'or, "Ag" (argentum) pour l'argent, "Pb" (plumbum) pour le plomb, "Cu" (cuprum) pour le cuivre et "Sb" (stibium) pour l'antimoine.
Les symboles chimiques sont compris au niveau international lorsque les noms d’éléments peuvent nécessiter une traduction. Il y a parfois eu des différences dans le passé. Par exemple, dans le passé, les Allemands utilisaient « J » (pour le nom alternatif Jod) pour l'iode, mais ils utilisent désormais « I » et « Iod ».
La première lettre d'un symbole chimique est toujours en majuscule, comme dans les exemples précédents, et les lettres suivantes, le cas échéant, sont toujours en minuscules (lettres minuscules). Ainsi, les symboles du californium ou de l'einsteinium sont Cf et Es.
Symboles chimiques généraux
Il existe également des symboles dans les équations chimiques pour les groupes d'éléments chimiques, par exemple dans les formules comparatives. Il s'agit souvent d'une seule lettre majuscule, et les lettres sont réservées et ne sont pas utilisées pour les noms d'éléments spécifiques. Par exemple, un « X » indique un groupe variable (généralement un halogène) dans une classe de composés, tandis que « R » est un radical, signifiant une structure composée telle qu'une chaîne hydrocarbonée. La lettre « Q » est réservée à la « chaleur » dans une réaction chimique. « Y » est également souvent utilisé comme symbole chimique général, bien qu'il soit également le symbole de l'yttrium. "Z" est également fréquemment utilisé comme groupe de variables générales. "E" est utilisé en chimie organique pour désigner un groupe attracteur d'électrons. "L" est utilisé pour représenter un ligand général en chimie inorganique et organométallique. "M" est également souvent utilisé à la place d'un métal général.
Au moins deux symboles chimiques génériques supplémentaires à deux lettres sont également d'usage informel, « Ln » pour tout élément lanthanide et « An » ​​pour tout élément actinide. "Rg" était autrefois utilisé pour tout élément de gaz rare, mais le groupe des gaz rares a désormais été rebaptisé gaz rares et le symbole "Rg" a désormais été attribué à l'élément roentgenium.
Symboles isotopiques
Les isotopes se distinguent par le numéro de masse atomique (total des protons et des neutrons) pour un isotope particulier d'un élément, ce numéro étant combiné avec le symbole de l'élément concerné. L'IUPAC préfère que les symboles isotopiques soient écrits en notation exposant lorsque cela est possible, par exemple 12C et 235U. Cependant, d'autres notations, telles que carbone-12 et uranium-235, ou C-12 et U-235, sont également utilisées.
À titre de cas particulier, les trois isotopes naturels de l'élément hydrogène sont souvent spécifiés par H pour 1H (protium), D pour 2H (deutérium) et T pour 3H (tritium). Cette convention est plus facile à utiliser dans les équations chimiques, car elle remplace la nécessité d’écrire le nombre de masse de chaque atome. Par exemple, la formule de l’eau lourde peut s’écrire D2O au lieu de 2H2O.
Origine des éléments
Seulement environ 4 % de la masse totale de l’univers est constituée d’atomes ou d’ions, et donc représentée par des éléments chimiques. Cette fraction représente environ 15 % de la matière totale, le reste (85 %) étant constitué de matière noire. La nature de la matière noire est inconnue, mais elle n’est pas composée d’atomes d’éléments chimiques car elle ne contient ni protons, ni neutrons, ni électrons. (La partie non-matière restante de la masse de l’univers est composée d’une énergie sombre encore plus mystérieuse).
On pense que les 94 éléments chimiques naturels de l’univers ont été produits par au moins quatre processus cosmiques. La majeure partie de l’hydrogène et de l’hélium présents dans l’univers a été produite initialement au cours des premières minutes du Big Bang. On pense que trois processus ultérieurs récurrents ont produit les éléments restants. La nucléosynthèse stellaire, un processus en cours, produit tous les éléments du carbone au fer en numéro atomique, mais peu de lithium, de béryllium ou de bore. Des éléments plus lourds en numéro atomique que le fer, aussi lourds que l'uranium et le plutonium, sont produits par nucléosynthèse explosive dans les supernovas et autres événements cosmiques cataclysmiques. La spallation (fragmentation) des rayons cosmiques du carbone, de l'azote et de l'oxygène est importante pour la production de lithium, de béryllium et de bore.
Au cours des premières phases du Big Bang, la nucléosynthèse des noyaux d'hydrogène a entraîné la production d'hydrogène-1 (protium, 1H) et d'hélium-4 (4He), ainsi qu'une plus petite quantité de deutérium (2H) et de très petites quantités ( de l'ordre de 10−10) de lithium et être