La matière

Atome

Durant la grèce antique, Démocrite théorise que si on coupe la matière encore et encore, arrivera un moment où on ne pourra plus couper et qu’on aura obtenu l’unité de matière la plus petite, l’atome. Que ces atomes insécables sont limités en diversité et forment la matière « comme les lettres forment les mots ».
L’atome est la quantité de matière la plus petite possible.
Couramment, on qualifie d’atomique quelque chose d’insécable, qu’on ne peut pas diviser.

Molécule

Si le monde qui nous entoure est si divers, c’est parce que les atomes se lient.
Ils forment alors un assemblage (de 2 atomes ou plus) qu’on appelle une molécule.

Image: You won’t believe these pictures of molecules

Liaisons chimique

Toute matière est constituée d’atomes, qui s’assemblent et donnent à la matière ses caractéristiques.
L’eau par exemple est constituée d’atomes d’hydrogène et d’oxygène.

Mais les atomes ne sont pas arrangés n’importe comment, des liaisons les retiennent ensemble: dans une molécule d’eau, chaque atome d’oxygène est fortemment lié à deux atomes d’hydrogène. Les atomes d’une molécule sont maintenus ensemble par des forces attractives connues sous le nom de liaisons chimiques.

Substance chimique

Les différentes molécules sont elles-mêmes reliés par des des liaisons qui maintiennent une certaine cohésion entre les molécules et les empêchent de trop s’éloigner les unes des autres, des ponts hydrogènes. Les ponts hydrogène sont moins fermes que les liaisons entre atomes au sein d’une molécule: en s’associant et se séparant, ils permettent à la matière de se transformer — c’est ce qui explique que l’eau puisse être liquide, gazeuse ou solide selon les conditions.

Particules sub-atomiques: électron, proton, neutron

L’atome est constitué de particules plus petites que lui (mais qu’on ne trouvera jamais seules dans la nature): des électrons, des protons et des neutrons
Les protons et neutrons constituent le noyau de l’atome.
On dit que ce sont des nucléons (de noyau: nucleus en latin).
Ils sont densément serrés les uns contre les autres: le noyau est 10 000 fois plus petit que la taille de l’atome
Les électrons orbitent autour de ce noyau.
Ils constituent le volume de l’atome

Charges électriques: positive, négative

Les protons et les électrons sont chargés électriquement:
- Les protons ont une charge positive
- Les électrons ont une charge négative
- Les neutrons ne sont pas chargés — ils ont une charge neutre.
Le fait que ce soit le proton qui soit positif et l’électron négatif est une convention, fixée de manière arbitraire. Ce qui importe c’est la manière dont ils interagissent: les charges de signes opposés s’attirent tandis que les charges de même signe se repoussent.
Les neutrons sont neutres mais permettent de garder les protons à l’intérieur du noyau
grâce à la force nucléaire forte — ils assurent donc la stabilité de l’atome.

Charge élémentaire

La charge d’un proton est exactement inverse à celle d’un électron:
un proton sera autant attiré par un électron qu’un électron par un proton.
La charge d’un proton (ou d’un l’électron) est la charge électrique la plus petite qui existe dans la nature.
On l’appelle la charge élémentaire et elle est notée e+ ou e-
```
Charge élémentaire (e):
1.6022 ⋅ 10^-19C
```
L’atome n’est pas chargé eléctriquement car le nombre de protons dans le noyau
est égal au nombre d’électrons autour du noyau.

Élément chimique

Tous les atomes ayant le même nombre de protons aurons des propriétés chimiques et physiques similaires.
On va ainsi catégoriser les atomes en élément chimique.
Un élément chimique est une classe d’atome, caractérisée par son nombre de protons:
un élément chimique ayant un seul proton est de l’hydrogène, 2 protons c’est de l’helium, 3 protons lithium, etc.

Notation de l’élément chimique

À chaque élément est associé un symbole de 1 ou 2 lettres. La première lettre est toujours en majuscule et la deuxième est toujours en minuscule. En principe ces symboles sont directement dérivés du nom de l’élément:
- H pour l’hydrogène
- O pour l’oxygène
- C pour le carbone
- Ca pour le calcium
- Cl pour le chlore
Parfois, il faut passer par d’anciens noms ou par le latin:
- Nitrogène (N) pour l’azote
- Natrium (Na) pour le sodium
- Kalium (K) pour le potassium
- Hydrargyrus (Hg) pour le mercure

Radioactivité

Tous les éléments ne sont pas stables, certains (et particulièrement les plus lourds) sont radioactifs — ce qui veut dire qu’ils sont instables, le noyau peut se décomposer. Lorsqu’un atome se désintègre, il émet un rayonnement électromagnétique à haute fréquence: un rayonnement gamma. On appelle ce phénomène une fission nucléaire.

Nombre atomique: nombre de protons (Z)

Le nombre de protons, caractéristique de l’élément, est aussi appelé le numéro atomique (ou nombre atomique).
Par convention, on note le numéro atomique Z.
```
Caractéristique de l'élément:
Nombre atomique (Z)
```
Le nombre d’électrons de l’atome est égal à Z,
puisqu’il y a autant de charges négative que de charges positives.
```
Atome globalement neutre:
Z protons = Z électrons
```

Tableau périodique

À l’heure actuelle, on connait 118 éléments chimiques différents.
Le tableau périodique est un tableau classant les éléments de manière logique: par numéro atomique (Z) croissant et groupes de propriétés similaires. Cette organisation est le travail du chimistre russe Dmitri Mendeleïev — bien que le tableau périodique qu’on utilise de nos jours est beaucoup plus complet que celui de Mendeleiv, la structure reste la même.

Tableau périodique

Isotopes

Tous les atomes d’un même élément ne sont pas totalement identiques: outre le nombre de protons, caractéristique de l’élément, le noyau contient également un certain nombre de neutrons et deux atomes peuvent posséder le même nombre de protons mais un nombre de neutrons différents. Chacune de ces “variétés” d’élément est un isotope différent.
Les isotopes sont des atomes qui possèdent le même nombre de protons, mais un nombre de neutrons différent. Les isotopes d’un élément ont pratiquement tous les mêmes propriétés chimiques, mais ils ont des masses et des propriétés physiques différentes.

Nombre de neutrons (N)

Le nombre de neutrons est caractéristique de l’isotope.
Par convention, on note le nombre de neutrons N.
```
Nombre de neutrons (N)
```
Par exemple, l’hydrogène (Z=1) a 3 isotopes stables: 0, 1 ou 2 neutrons.
On notera que l’isotope Hydrogène-0 est simplement un proton et un électron.
Le carbone (Z=6) a 2 isotopes stables:
- 99% des atomes de carbone ont 6 neutrons.
- 1% des atomes de carbone ont 7 neutrons.
Il existe également des atomes de carbone qui possèdent 8 neutrons
mais ces atomes sont radioactifs — c’est le carbone 14.
Pour les atomes stables, N est souvent du même ordre de grandeur que Z — mais pas forcemment égal.
```
Atomes stables:
N ~ Z
```

Nombre de masse (A): nombre de protons (Z) + neutrons (N)

Un proton a une masse 1836 fois plus grande qu’un électron.
Et le neutron a une masse quasi identique à celle du proton.
On peut donc dire que les nucléons (neutrons et protons) donnent à l’atome sa masse, tandis que les électrons lui donnent son volume.
```
m(neutron)  ≃ 1,6749274 ⋅ 10^-27 kg
m(proton)   ≃ 1.6726218 ⋅ 10^-27 kg
m(électron) ≃ 9,109 ⋅ 10⁻³¹ kg
```
On appelle le nombre de nucléons, c’est à dire la somme du nombre de protons (Z) et du nombre de neutrons (N), le nombre de masse. Par convention, on note le nombre de masse A. C’est un nombre entier
```
Nombre de masse (A):
Nombre de protons (Z) + nombre de neutrons (N)
```

Notation de l’isotope

Pour représenter un isotope, on précède le symbole de l’élémént chimique par
- le numéro atomique (Z) en indice
- et le nombre de masse (A) en exposant
Exemple:
est un atome de carbone avec 14 nucléons et 6 protons (donc 14 - 6 = 8 neutrons).
Le numéro atomique est souvens omis, car redondant.
Exemple: ¹⁴C — puisqu’un atome de carbone a forcement 6 protons
Ou on représente parfois les isotopes par leur nom suivi de leur nombre de masse.
Exemples: carbone-14, oxygène-18, fer-56, etc.

Masse atomique

Le nombre de masse dépend de l’isotope, tandis que la masse atomique est le nombre de masse moyen d’un élément chimique: c’est le nombre moyen de protons et de neutrons pour tous les isotopes naturels d’un élément. C’est un nombre décimal.
La valeur de la masse atomique change parfois au fil du temps dans les publications, car les scientifiques révisent l’abondance naturelle des isotopes des éléments.

Unité atomique

Utiliser le kg pour qualifier la massse d’un atome est pénible a utiliser.

Masse de l'hydrogène:  
m(H) = 1,6735 ⋅ 10^-27kg
  
Masse du fluor:  
m(F) = 3,15476 ⋅ 10^-26kg

On a donc créé une nouvelle unité, de sorte que la masse des atomes soit comprises entre 1 et quelques centaines: c’est l’unité de masse atomique — notée u (ou parfois uma).

Par définition, un atome de carbone-12 (¹² C) a une masse d’exactement 12 u.

Unité de masse atomique (u):
1u = m(carbone-12)/12 = 1.66054 ⋅ 10^-27kg

Exemple: Passer du kg au u

m(H) = 1,6735 ⋅ 10^-27kg
     = 1,6735 ⋅ 10^-27 × 6,02214 ⋅ 10²⁶u
     = 1,0078u

m(F) = 3,15476 ⋅ 10^-26kg
     = 3,15476 ⋅ 10^-26kg × 6,02214 ⋅ 10²⁶u
     = 18,9984u

La masse atomique des éléments est indiquée dans le tableau périodique (exprimée en unité de masse atomique u) en dessous du symbole de l’élément. Il s’agit d’une masse moyenne, pondérée sur la distribution des isotopes non radioactifs.

Example:
Le carbone a deux isotopes stables: C-12 et C-13.
- 98,9% des atomes de carbone trouvés dans la nature sont des carbone-12 et 1,1% des carbone-13.
- La carbone-12 a une masse de 12u.
- Le carbone-13 possède un neutron de plus et est donc un peu plus lourd: m(¹³C) = 13,003355u.
- La masse atomique moyenne du carbone est donc (98,9% × 12 + 1,1% × 13,003355 =) 12,011. Et c’est bien la masse indiquée dans le tableau périodique
```
0,011 × 13,003355u = 0,1430369
0,989 × 12u        = 11,868

11,868 + 0,1430369 = 12,011037u
```
Atomic Weights and Isotopic Compositions for All Elements
La masse d’un proton est très proche de 1u, de même que celle du neutron.
```
m(proton)  = 1,0073u
m(neutron) = 1,0087u
```
Le nombre de masse (nombre de protons + nombre de neutrons) est donc très proche de la masse atomique exprimée en u.
Exemple: m(¹⁹F) = 18,9984u

Chimie organique vs inorganique

On ne retrouve pas tous les éléments en même abondance sur la planète.
Particulièrement, les êtres vivants sont constitués d’un nombre très limité d’éléments (entre 20 et 25).
Les quatres éléments les plus abondants chez les êtres vivants sont le carbone (C), l’hydrogène (H), l’oxygène (O) et l’azote (N). On retrouve ces mêmes atomes dans la croûte terrestre — ce qui est logique puisque la vie y a pris naissance.

En dehors de l’oxygène, le monde vivant est caractérisé par le carbone alors que le monde minéral est caractérisé par le silicium. L’oxygène est toujours l’élément le plus abondant dans les deux mondes, puisque c’est un des constituants de l’eau et du dioxygène.
L’étude de la chimie impliquant l’atome de carbone est qualifiée de chimie organique.
L’étude des réactions chimiques au sein d’organismes vivants est la biochimie.
Et la chimie inorganique ou chimie minérale est la branche la plus ancienne de la chimie, l’étude des substances et réactions chimiques rencontrées dans la nature.

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