Élément chimique

On définit par élément chimique, ou simplement élément, une catégorie d'atomes ayant en commun le même nombre de protons dans leur noyau atomique, ce nombre, noté Z, définissant le numéro atomique de l'élément. Les propriétés chimiques sont déterminées par la configuration électronique de l'atome, qui dépend directement du numéro atomique.

L'hydrogène, le carbone, l'azote, l'oxygène, sont des éléments chimiques, de même que le fer, le cuivre, l'argent, l'or, etc. Au total, 118 éléments chimiques ont été observés à ce jour, de numéros atomiques allant de 1 à 118. Parmi ceux-ci, 94 éléments se rencontrent dans le milieu naturel, et 80 éléments ont au moins un isotope stable : tous ceux de numéros atomiques inférieur ou égal à 82 excepté les éléments 43 et 61.

Un élément chimique ne peut pas se transformer en un autre élément par une réaction chimique, seule une réaction nucléaire appelée transmutation peut y parvenir. Cette définition moderne a été formulée en substance pour la première fois par le chimiste français Antoine Lavoisier en 1789.

Une substance pure constituée d'atomes du même élément est appelée corps simple, et ne peut pas être décomposée en d'autres éléments distincts, ce qui différencie un corps simple d'un composé chimique. L'oxygène est un élément chimique, mais le gaz appelé couramment oxygène est un corps simple dont le nom exact est dioxygène, de formule O₂, pour le distinguer de l'ozone, de formule O₃, qui est également un corps simple ; l'ozone et le dioxygène sont des variétés allotropiques de l'élément oxygène. L'état standard d'un élément chimique est celui du corps simple dont l'enthalpie standard de formation est la plus faible aux conditions normales de température et de pression, par convention égale à zéro.

Les éléments chimiques sont communément classés dans une table issue des travaux du chimiste russe Dimitri Mendeleïev et appelée « tableau périodique des éléments » :

Abondance naturelle

En tout, 118 éléments ont été observés au 1 trimestre 2010. « Observé » peut simplement vouloir dire qu'on en a identifié au moins un atome de façon raisonnablement sûre : ainsi, seuls trois atomes de l'élément 118 ont été détectés à ce jour, et ce de façon indirecte à travers les produits de leur chaîne de désintégration. L'UICPA n'a validé que les 112 premiers éléments par numéro atomique croissant, dont elle a entériné les noms en anglais ainsi que les symboles chimiques internationaux ; le dernier en date est l'élément 112, appelé copernicium depuis le 19 février 2010, ayant pour symbole chimique Cn.

Seuls 94 éléments sont observés sur Terre dans le milieu naturel, parmi lesquels six ne sont présents qu'à l'état de traces — le technétium ₄₃Tc, le prométhium ₆₁Pm, l'astate ₈₅At, le francium ₈₇Fr, le neptunium ₉₃Np et le plutonium ₉₄Pu. Tous ces éléments ont également été détectés dans l'espace, ainsi que le californium ₉₈Cf.

Les 22 autres éléments observés qui n'existent ni sur Terre ni dans l'espace ont été produits artificiellement par fusion nucléaire à partir d'autres éléments plus légers.

Selon le modèle standard de la cosmologie, l'abondance relative des isotopes des 95 éléments naturels dans l'univers résulte de quatre phénomènes :

• la nucléosynthèse primordiale pour les trois (ou quatre) premiers éléments : hydrogène, hélium, lithium, voire béryllium
• la nucléosynthèse stellaire pour les vingt-deux éléments suivants, jusqu'au fer
• la spallation de ces noyaux qui enrichit le milieu interstellaire notamment en lithium et béryllium, détectés en surabondance dans les rayons cosmiques
• la capture neutronique sur ces mêmes noyaux dans les étoiles en fin de vie, et notamment les supernovae, pour générer tous les éléments au-delà du fer, au cours de processus appelés R ou S selon qu'ils sont rapides ou lents, ainsi que la capture de protons rapides (processus RP) et la photodésintégration (processus P) pour ce qui concerne les noyaux riches en protons (tels que Hg).

Numéro atomique

Le numéro atomique d'un élément, noté Z (en référence à l'allemand Ordnungszahl), est égal au nombre de protons contenu dans les noyaux des atomes de cet élément. Par exemple, tous les atomes d'hydrogène ne comptent qu'un seul proton, donc le numéro atomique de l'hydrogène est Z = 1. Si tous les atomes d'un même élément comptent le même nombre de protons, ils peuvent en revanche avoir différents nombres de neutrons : chaque nombre de neutron d'un élément définit un isotope de cet élément.

Les atomes étant électriquement neutres, ils comptent autant d'électrons, chargés négativement, que de protons, chargés positivement, de sorte que le numéro atomique représente également le nombre d'électrons des atomes d'un élément donné. Les propriétés chimiques d'un élément étant déterminées avant tout par sa configuration électronique, on comprend que le numéro atomique est la caractéristique déterminante d'un élément chimique.

Le numéro atomique définit entièrement un élément : connaître le numéro atomique revient à connaître l'élément. C'est pour cela qu'il est généralement omis avec les symboles chimiques, sauf éventuellement pour rappeler la position de l'élément dans le tableau périodique. Lorsqu'il est représenté, il se positionne en bas à gauche du symbole chimique : _ZX.

Nombre de masse

Le nombre de masse d'un élément, noté A, est égal au nombre de nucléons (protons et neutrons) contenu dans les noyaux des atomes de cet élément. Si tous les atomes d'un élément donné ont par définition le même nombre de protons, ils peuvent en revanche avoir des nombres différents de neutrons, et donc des nombres de masse différents, ce qu'on appelle des isotopes. Par exemple, l'hydrogène ₁H a trois isotopes principaux : le protium H (hydrogène courant, dont le noyau à un proton n'a aucun neutron), le deutérium H (plus rare, dont le noyau à un proton compte, en plus, un neutron), et le tritium H (radioactif et présent dans le milieu naturel à l'état de traces, dont le noyau à un proton compte deux neutrons).

Le nombre de masse n'a généralement aucune incidence sur les propriétés chimiques des atomes, car il n'affecte pas leur configuration électronique ; un effet isotopique peut néanmoins être observé pour les atomes légers, c'est-à-dire le lithium ₃Li, l'hélium ₂He et surtout l'hydrogène ₁H, car l'ajout ou le retrait d'un neutron dans le noyau de tels atomes entraîne une variation relative significative de la masse de l'atome, qui affecte la cinétique des réactions chimiques et l'intensité des liaisons chimiques. Pour les 115 autres éléments, en revanche, le nombre de masse n'a pratiquement pas d'influence sur leurs propriétés chimiques.

Le nombre de masse n'affectant pas les propriétés chimiques des éléments, il est généralement omis avec les symboles chimiques, sauf lorsqu'il s'agit de distinguer les isotopes d'un élément donné. Lorsqu'il est représenté, il se positionne en haut à gauche du symbole chimique : X.

Masse atomique

L'unité de masse atomique a été définie par l'UICPA en 1961 comme étant exactement le douzième de la masse du noyau d'un atome de C (carbone 12) :

1 u ≈ 1,660538782(83) × 10 kg ≈ 931,494028(23) MeV/c.

La masse au repos d'un nucléon n'est en effet pas pertinente pour mesurer la masse des atomes car protons et neutrons n'ont pas exactement la même masse au repos — respectivement 938,272013(23) MeV/c et 939,565560(81) MeV/c — et surtout cette masse diffère de celle qu'ils ont lorsqu'ils font partie d'un noyau atomique en raison de l'énergie de liaison nucléaire de ces nucléons, qui induit un défaut de masse entre la masse réelle d'un noyau atomique et le cumul des masses au repos des nucléons qui composent ce noyau.

La masse atomique d'un élément est égale à la somme des produits des nombres de masse de ses isotopes par leur abondance naturelle. Appliqué par exemple au plomb, cela donne :

La mole étant définie par le nombre d'atomes contenus dans 12 g de carbone 12 (soit N ≈ 6,02214179 × 10 atomes), la masse atomique du plomb est donc de 207,2 g/mol, avec un défaut de masse de l'ordre de 7,561676 MeV/c par nucléon.

De ce qui précède, on comprend qu'on ne peut définir de masse atomique que pour les éléments dont on connaît la composition isotopique naturelle ; à défaut d'une telle composition isotopique, on retient le nombre de masse de l'isotope connu ayant la période radioactive la plus longue, ce qu'on indique généralement en représentant la masse atomique obtenue entre parenthèses ou entre crochets.

Isotopes

Deux atomes dont le noyau compte le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons sont dits « isotopes » de l'élément chimique défini par le nombre de protons de ces atomes. Parmi les 118 éléments observés, seuls 80 ont au moins un isotope stable (non radioactif) : tous les éléments de numéro atomique inférieur ou égal à 82, c'est-à-dire jusqu'au plomb ₈₂Pb, hormis le technétium ₄₃Tc et le prométhium ₆₁Pm. Parmi ceux-ci, seuls 14 n'ont qu'un seul isotope stable (par exemple le fluor, constitué exclusivement de l'isotope F), les 66 autres en ont au moins deux (par exemple le cuivre, dans les proportions 69 % de Cu et 31 % de Cu, ou le carbone, dans les proportions 98,9 % de C et 1,1 % de C). Il existe en tout 256 isotopes stables connus des 80 éléments non radioactifs, ainsi qu'une vingtaine d'isotopes faiblement radioactifs présents dans le milieu naturel (parfois avec une période radioactive tellement grande qu'elle en devient non mesurable), certains éléments ayant à eux seuls plus d'une demi-douzaine d'isotopes stables ; ainsi, l'étain ₅₀Sn en compte pas moins de dix, d'occurrences naturelles fort variables :

Parmi les 274 isotopes les plus stables connus (comprenant 18 isotopes « quasi-stables » ou très faiblement radioactifs), un peu plus de 60 % (165 nucléides pour être exact) sont constitués d'un nombre pair à la fois de protons (Z) et de neutrons (N), et un peu moins de 1,5 % (seulement quatre nucléides) d'un nombre impair à la fois de protons et de neutrons ; les autres nucléides se répartissent à peu près à parts égales (un peu moins de 20 %) entre Z pair et N impair, et Z impair et N pair. Globalement, 220 nucléides stables (un peu plus de 80 %) ont un nombre pair de protons, et seulement 54 en ont un nombre impair ; c'est un élément sous-jacent à l'effet d'Oddo-Harkins, relatif au fait que, pour Z > 4 (c'est-à-dire à l'exception des éléments issus de la nucléosynthèse primordiale), les éléments de numéro atomique pair sont plus abondants dans l'univers que ceux dont Z est impair. Cet effet se manifeste notamment dans la forme en dents de scie des courbes d'abondance des éléments par numéro atomique croissant :

Isotones

Deux atomes qui ont le même nombre de neutrons mais un nombre différent de protons sont dits isotones. Il s'agit en quelque sorte de la notion réciproque de celle d'isotope.

C'est par exemple le cas des nucléides stables S, Cl, Ar, K et Ca, situés sur l'isotone 20 : ils comptent tous 20 neutrons, mais respectivement 16, 17, 18, 19 et 20 protons ; les isotones 19 et 21, quant à eux, ne comptent aucun isotope stable.

Radioactivité

80 des 118 éléments du tableau périodique standard possèdent au moins un isotope stable : ce sont tous les éléments de numéro atomique compris entre 1 (hydrogène) et 82 (plomb) excepté le technétium ₄₃Tc et le prométhéum ₆₁Pm, qui sont radioactifs.

Dès le bismuth ₈₃Bi, tous les isotopes des éléments connus sont (au moins très faiblement) radioactifs — l'isotope Bi a ainsi une période radioactive valant un milliard de fois l'âge de l'univers. Lorsque la période dépasse quatre millions d'année, la radioactivité produite par ces isotopes est négligeable et ne constitue pas de risque sanitaire : c'est par exemple le cas de l'uranium 238, dont la période est de près de 4,5 milliards d'années.

Au-delà de Z = 110 (darmstadtium Ds), tous les isotopes des éléments ont une période radioactive de moins de 30 secondes, et de moins d'un dixième de seconde à partir de l'élément 115 (ununpentium Uup).

Le modèle en couches de la structure nucléaire permet de rendre compte de la plus ou moins grande stabilité des noyaux atomiques en fonction de leur composition en nucléons (protons et neutrons). En particulier, des « nombres magiques » de nucléons, conférant une stabilité particulière aux atomes qui en sont composés, ont été observés expérimentalement, et expliqués par ce modèle. Le plomb 208, qui est le plus lourd des noyaux stables existants, est ainsi composé du nombre magique de 82 protons et du nombre magique de 126 neutrons.

Certaines théories extrapolent ces résultats 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 subir des désintégrations α avec une période radioactive de quelques microsecondes ; 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.

Isomères nucléaires

Un même noyau atomique peut parfois exister dans plusieurs états énergétiques distincts caractérisés chacun par un spin et une énergie d'excitation particuliers. L'état correspondant au niveau d'énergie le plus bas est appelé état fondamental : c'est celui dans lequel on trouve naturellement tous les nucléides. Les états d'énergie plus élevée, s'ils existent, sont appelés isomères nucléaires de l'isotope considéré ; ils sont généralement très instables et résultent la plupart du temps d'une désintégration radioactive.

On note les isomères nucléaires en adjoignant la lettre « m » — pour « métastable » — à l'isotope considéré : ainsi l'aluminium 26, dont le noyau a un spin 5+ et est radioactif avec une période de 717 000 ans, possède un isomère, noté Al, caractérisé par un spin 0+, une énergie d'excitation de 6 345,2 keV et une période de 6,35 secondes.

S'il existe plusieurs niveaux d'excitation pour cet isotope, on note chacun d'eux en faisant suivre la lettre « m » par un numéro d'ordre, ainsi les isomères du tantale 179 présentés dans le tableau ci-contre.

Un isomère nucléaire retombe à son état fondamental en subissant une transition isomérique, qui se traduit par l'émission de photons énergétiques, rayons X ou rayons γ, correspondant à l'énergie d'excitation.

Isomères nucléaires d'intérêt particulier

Certains isomères nucléaires sont particulièrement remarquables :

• Le technétium 99m est très utilisé en médecine pour son émission de photons de 141 keV correspondant aux rayons X employés usuellement en radiologie.

• Le hafnium 178m2 est à la fois très énergétique et plutôt stable, avec une période de 31 ans ; selon certains scientifiques, sa transition isomérique vers l'état fondamental pourrait être déclenchée par un rayonnement X incident (phénomène d'émission gamma induite), ce qui ouvrirait la voie à l'accumulation à très haute densité d'énergie, ainsi qu'à la réalisation d'armes de destruction massive compactes de nouvelle génération.

• Le tantale 180m1 a la particularité d'être stable sur au moins 10 ans (près de 75 000 fois l'âge de l'univers), ce qui est d'autant plus remarquable que l'état fondamental de l'isotope Ta est, au contraire, très instable : le Ta est le seul isomère nucléaire présent dans le milieu naturel ; le mécanisme de sa formation dans les supernovae est d'ailleurs mal compris.

• Le thorium 229m est peut-être l'isomère connu ayant la plus faible énergie d'excitation, à peine quelques électron-volts : cette énergie est si faible qu'elle est difficilement mesurable, l'estimation la plus récente la situant vers 7,6 ± 0,5 eV, tandis qu'un consensus plus ancien la plaçait vers 3,5 ± 1,0 eV. Cela correspond à des photons dans l'ultraviolet, et, s'il était possible d'exciter l'isotope Th avec un laser ultraviolet de longueur d'onde adéquate, cela rendrait possible la réalisation de batteries à haute densité d'énergie, voire peut-être d'horloges atomiques de précision.

• L'américium 242m est, comme le tantale 180m1, plus stable que son état fondamental ; sa masse critique de quelques kilogrammes en ferait un possible combustible nucléaire pour des applications spatiales de propulsion par fragments de fission.

Allotropes

Un même élément chimique peut former plusieurs corps simples différant seulement les uns des autres par l'agencement des atomes dans les molécules ou les structures cristallines qui les définissent. Le carbone existe ainsi sous forme graphite à système cristallin hexagonal, sous forme diamant à structure tétraédrique, sous forme graphène qui correspond à un unique feuillet hexagonal de graphite, ou encore sous formes fullerène ou nanotube de carbone qui peuvent être vues comme des feuillets de graphène respectivement sphériques et tubulaires. Ces différentes formes de carbone sont appelées allotropes de cet élément. De la même façon, l'ozone O₃ et le dioxygène O₂ sont des allotropes de l'élément oxygène.

Chaque allotrope d'un élément ne peut exister que dans une gamme de températures et de pressions définies, ce qu'on représente par un diagramme de phases. Ainsi, le carbone ne cristallise sous forme diamant qu'en étant soumis à de hautes pressions, le diamant demeurant stable jusqu'à pression ambiante ; lorsqu'il cristallise à pression ambiante, le carbone donne néanmoins du graphite, et non du diamant.

État standard

Parmi toutes les variétés allotropiques d'un élément pouvant exister aux conditions normales de température et de pression, l'état standard est, par définition, celle dont l'enthalpie standard de formation est la plus faible, par convention définie comme nulle. Celui du carbone est le graphite, et celui de l'oxygène est le dioxygène, appelé pour cette raison communément oxygène en le confondant avec l'élément dont il est l'état standard.

L'Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA, souvent désignée sous son sigle anglophone IUPAC) est l'instance chargée notamment de normaliser la nomenclature internationale des éléments chimiques et de leurs symboles. Cela permet de s'affranchir des querelles de nommage des éléments, qu'il s'agisse des querelles passées (par exemple au sujet du lutécium, que les Allemands ont appelé cassiopeium jusqu'en 1949 suite à une querelle de paternité entre un Français et un Autrichien quant à la première purification de l'élément) ou présentes (notamment au sujet de l'élément 118, synthétisé conjointement par deux équipes, russe et américaine, qui s'opposent sur le nom à donner à cet élément) :

• Le nom des 112 éléments reconnus par l'UICPA est à présent fixé, et le symbole chimique de ces éléments est unifié dans le monde entier.

• Les six autres éléments observés, ainsi que tous les autres éléments chimiques à ce jour encore inobservés, ont reçu une dénomination systématique fondée sur leur numéro atomique qui leur tient lieu de nom en attendant que leur observation soit validée par l'UICPA. L'élément 118 est ainsi appelé ununoctium en attendant que les choses s'éclaircissent à son sujet.

L'élément 112 est le dernier en date à avoir été reconnu par l'UICPA, en juin 2009. Il a été synthétisé pour la première fois à la fin du XX siècle par une équipe du GSI (le Centre de recherche sur les ions lourds à Darmstadt, en Allemagne), qui a proposé de l'appeler copernicium, avec le symbole chimique Cn ; l'UICPA a validé cette proposition en février 2010.

Le tableau périodique des éléments est universellement utilisé pour classer les éléments chimiques de telle sorte que leurs propriétés soient largement prédictibles en fonction de leur position dans ce tableau. Issue des travaux du chimiste russe Dmitri Mendeleïev et de son contemporain allemand méconnu Julius Lothar Meyer, cette classification est dite périodique car organisée en périodes successives au long desquelles les propriétés chimiques des éléments, rangés par numéro atomique croissant, se succèdent dans un ordre identique.

Ce tableau fonctionne parfaitement jusqu'aux deux tiers de la septième période, ce qui englobe les 95 éléments détectés naturellement sur Terre ou dans l'espace ; au-delà de la série des actinides (éléments qu'on appelle les transactinides), des effets relativistes, négligeables jusqu'alors, deviennent significatifs et modifient sensiblement la configuration électronique des atomes, ce qui altère très nettement la périodicité des propriétés chimiques aux confins du tableau.

Le chimiste suédois Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) est à l'origine des symboles chimiques que nous utilisons, en définissant un système typographique fondé sur l'alphabet latin sans aucun signe diacritique : une lettre majuscule, parfois suivie d'une lettre minuscule, sans point marquant normalement une abréviation, dans une démarche universaliste qui a conduit à l'adoption de symboles issus du néolatin de l'époque moderne, par exemple :

• Ag < Argentum = Argent
• Au < Aurum = Or
• C < Carbonium = Carbone
• Cl < Chlorum = Chlore
• Cu < Cuprum = Cuivre
• Fe < Ferrum = Fer
• Hg < Hydrargyrum = Mercure
• K < Kalium = Potassium
• N < Nitrogenum = Azote
• Na < Natrium = Sodium
• O < Oxygenium = Oxygène
• P < Phosphorus = Phosphore
• Pb < Plumbum = Plomb
• S < Sulphur = Soufre
• Sb < Stibium = Antimoine
• Sn < Stannum = Étain
• etc.

Tous les symboles chimiques ont une validité internationale quels que soient les systèmes d'écriture en vigueur, à la différence des noms des éléments qui doivent être traduits.

La liste ci-dessous classe les éléments chimiques par numéro atomique croissant.

Cette liste peut être triée par n'importe quelle colonne en cliquant sur l'icône de la colonne correspondante.