Structure de la matière

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Cette page a pour vocation la vulgarisation des connaissances en matière de physique nucléaire et de chimie quantique, elle condense et simplifie les informations sur la structure de la matière.

1 Idée

Le voyage au sein de la matière, constitutive de l'environnement qui nous entoure, est un fascinant voyage à travers l'histoire et les théories, dont la plus ancienne remonte à l'antiquité grecque, lorsque Leucippe et Démocrite (env. 460-370 av. J.C.) énoncèrent leur théorie de l'atome, et se prolonger au XIX^e siècle, lorsqu'en 1897, Thompson étudia l'électron après avoir démontré son existence, pour trouver un achèvement satisfaisant (d'un point de vue chimique) de nos jours, avec la théorie de l'atome de Bohr formulée par lui même en 1913, en s'inspirant du postulat de Rutherford, père de la physique nucléaire. Un achèvement satisfaisant, dit on bien, pour la chimie, car en réalité, pour la mécanique quantique née de ces questionnements, la réponse n'est pas encore satisfaisante... qu'est ce qui constitue le proton, essence même de l'atome? C'est pour cette raison qu'au XXI^e siècle, la communauté scientifique internationale à mis en place un projet de grande envergure, le LHC (pour l'anglais Large Hadron Collider, grand colisionneur de hadrons), qui a pour but de tenter d'élucider le secret de la constitution de la matière, et d'affirmer la véracité du modèle standard de la physique nucléaire.

2 L'atome

2.1 Introduction et caractéristiques

Il a été démontré au cours des précédents siècles que la matière est constitué d'atomes, l'atome, dont la taille avoisine les 10^–10 mètres (on en définit alors une nouvelle unité de longueur, l'Angström : 1 Å = 1.10^–10 m), initialement pensé comme insécable (atomos en grec = que l'on ne peut diviser), est en fait un arrangement de diverses particules encore plus petites dont les plus intéressantes pour la définition sont : les nucléons, constitués de protons et de neutrons, constitutifs du noyau de l'atome, et les électrons, qui gravitent autour.

• Le noyau de l'atome est de charge électrique globale positive (due aux protons), et rassemble l'essentiel de la masse totale de l'atome (de l'ordre de 10^–27 kg).
• Les électrons gravitant autour du noyau sont chargés négativement et ont un masse quasiment négligeable devant la masse du noyau. (L'électron est 1836 fois plus léger que le proton.)

Particule	Masse (kg)	Charge électrique (C)	Rayon classique (m)	Spin
Neutron	1,6749.10–27	0	1,2.10–15	1/2
Proton	1,6726.10–27	+e	1,2.10–15	1/2
Électron	9,1094.10–31	-e	2,9.10–15	1/2

Avec e = 1,6022.10^–19 C, charge électrique élémentaire.

2.2 Éléments, atomes, isotopes...

On identifie un élément de la manière suivante : [math]^{A}_ZX[/math], où :

• X est le symbole de cet élément (1, 2 ou 3 lettres, dont la première est toujours en majuscule),
• Z désigne le numéro atomique, c'est-à-dire le nombre de protons dans le noyau,
• A désigne le nombre de masse, c'est à dire le nombre de nucléons (protons+neutrons) dans le noyau.

Le mot "élément" n'est pas à confondre avec le mot "atome", ni avec "isotope" :

• L'"élément" est une notion immatérielle qui devrait être utilisée pour faire référence à un élément chimique, quel que soit sont état physique ou chimique.
• L'"atome" est une entité matérielle, avec son noyau et son nombre d'électrons bien précis, ayant certaines caractéristiques chimiques et physiques. Les notions d'isotopes ou d'ions en dérivent.

Par exemple, l'élément cuivre est présent dans le cuivre métallique sous forme d'atomes, dans le sulfate de cuivre sous forme d'ions cuivre (II), Cu²⁺.

Les atomes d'un même élément peuvent exister avec des compositions nucléaires qui ne diffèrent que par leur nombre de neutrons dans le noyau : on les appelle des isotopes. Ainsi, les isotopes d'un même élément ont le même nombre Z de protons (qui caractérise l'élément), mais un nombre N de neutrons différent : N = A-Z.

Par exemple, l'élément hydrogène, symbole H, peut exister sous diverses formes isotopiques : [math]^{1}_1H[/math] (appelé protium, noté aussi H), [math]^{2}_1H[/math] (appelé deutérium, noté D) et [math]^{3}_1H[/math] (appelé tritium, noté T).

Les isotopes peuvent être stables ou instables :

• Stables, ils ont une durée de vie infinie, et donc existent dans la nature avec une certaine abondance (ou %). S'ils sont stables, c'est que leur nombre de protons et de neutrons dans le noyau est équilibré de sorte que les forces nucléaires soient globalement attractives.
• Instables, ils ont une durée de vie limitée dans le temps. On ne peut pas prévoir la durée de vie d'un seul isotope, mais on peut mesurer statistiquement, "en moyenne", au bout de combien de temps une quantité donnée d'un isotope aura diminuée de moitié : on appelle "temps de demi-vie" (noté T_1/2) ce temps caractéristique. Les isotopes très instables peuvent avoir des temps de demi-vie très courts : quelques semaines, quelques jours, quelques heures, voire quelques secondes ou, pour les plus instables, quelques nanosecondes ! Les isotope peu instables peuvent avoir des temps de demi-vie très longs, de l'ordre de l'année, du siècle ou du million d'année ! Ainsi, lorsqu'on isotope est très instables, on ne le trouve généralement pas dans la nature, sur Terre, car depuis le temps que la Terre s'est formée (il y a environ 5 milliards d'année), ces isotopes ont eu le temps de se désintégrer. Par contre, d'autres isotopes instables à longue durée de vie se retrouvent avec une certaine abondance sur Terre, comme l'Uranium.

Le tritium est instable et a une courte durée de vie : il ne se rencontre pas naturellement avec abondance, mais il peut être fabriqué. On trouve dans la nature la plupart des éléments du tableau périodique de sous forme plus ou moins assemblée selon des composés moléculaires. Cependant, il existe une composition isotopique (un ratio constant de l'abondance naturelle des isotopes) inchangée de ces éléments.

Les physiciens tiennent à jour une base de donnée de tous les isotopes fabriqués et observés en laboratoire, avec leurs caractéristiques : temps de demi-vie ou abondance, mode de décomposition radioactive, etc.

Par exemple, les 3 isotopes de l'hydrogène se retrouvent dans la nature avec la composition isotopique suivante :

• ¹H : 99,985 %
• ²H : 0,015 %
• ³H : T_1/2=12,32 années (les seules traces observables sur Terre proviennent du tritium fabriqué artificiellement qui se retrouve dans l'atmosphère).

La présence de deutérium dans la composition isotopique naturelle de l'hydrogène implique l'existence de plusieurs compositions isotopiques pour l'eau. L'eau "lourde", de formule D₂O ou (²H)₂O est présente en faible proportion dans l'eau (de mer, de pluie, etc.) sur Terre. Son qualificatif de "lourde", vient du fait que sa masse est plus élevée que l'eau "moyenne", surtout composée de (¹H)₂O. Comme il existe aussi 3 isotopes stable de l'oxygène (Z=8), les isotopes ¹⁶O (99,762 %), ¹⁷O (0,038 %) et ¹⁸O (0,200 %), cela fait qu'il existe 9 molécules d'eau de composition isotopique différente, dans la nature : H₂¹⁶O, HD¹⁶O, D₂¹⁶O, ₂¹⁷O, HD¹⁷O, D₂¹⁷O, ₂¹⁸O, HD¹⁸O, D₂¹⁸O. Malgré ce mélange de 9 molécules, le chimiste considèrera toujours l'eau comme un corps pur. Mais il faut savoir que dans certains cas, les isotopes confèrerons aux molécules des propriétés physico-chimiques différentes : les masses bien sûr, mais aussi les fréquences de vibrations, donc la spectroscopie vibrationnelle, les vitesses de réactions, les processus enzymatiques ou biologiques...

2.3 Nombre d'Avogadro, quantité de matière

On définit la mole (symbole mol) comme étant l'unité de quantité de matière d'un échantillon contenant N_A = 6,0223.10²³ entités (soit atomes, soit molécules pour un composé moléculaire, soit d'ions dans un solide ionique...), N_A étant le nombre d'Avogadro. La mole est définie par convention à partir de l'isotope 12 du carbone à savoir : 12 grammes de ¹²C renferment 6,0223.10²³ atomes de ¹²C, soit le "nombre d'Avogadro" d'atomes de ¹²C.

• Remarque : dans la vie quotidienne il existe aussi des quantités permettant de définir un certain nombre d'objets :
  • Une douzaine, contenant 12 unités, est l'unité de l'ostréiculteur pour ses huîtres.
  • La grosse, valant 12 douzaines, soit 144 objets, est l'unité du mercier pour ses boutons.
  • La main, soit 25 objets, celle du papetier pour ses feuilles.
  • La rame, soit 20 mains, soit 500 objets est aussi utilisée en papèterie.
  • De manière identique, la mole, soit 6,0223.10²³ (atomes, ions, molécules) est la quantité qu'utilise le chimiste pour compter la matière qu'il manipule.

2.4 L'électron

Si le noyau est responsable de certaines transformations énergétiques (réactions nucléaires notamment, voir plus loin la radioactivité), l'électron en lui même est responsable d'autres phénomènes, thermodynamiques, que sont les liaisons chimiques.

Des électrons, dont on a dit qu'ils "gravitaient" autour du noyau, il est impossible de déterminer exactement leur position et leur vitesse en utilisant la mécanique classique de Newton. Les électrons dans l'atome ont un comportement quantique qui ne peut être décrit qu'avec la mécanique quantique : la position et la vitesse ne peuvent pas être déterminés simultanément avec une précision infinie (principe d'incertitude, ou d'indétermination, de Heisenberg).

Cependant, il est possible de déterminer leur probabilité de présence à un certain endroit dans l'atome, et leur énergie.

<< C'est à partir de là que Niels Bohr pu prétendre que les électrons sont répartis autour de l'atome en couches et sous couches, occupées par des cases dites quantiques (pas bon). >> à reprendre

2.5 Le tableau périodique des éléments

L'histoire du tableau (ou classification) périodique des éléments est relativement récente. En effet, bien que la notion d'élément chimique date de Lavoisier, la connaissance même de la substance des éléments (en fait la matière, le cuivre, l'or, le mercure, etc.) est en vigueur depuis l'Antiquité même ! Le besoin d'une classification ne se fit ressentir qu'à l'ère de Lavoisier, lequel fut le premier à tenter une classification des éléments alors connus (excluant donc les gaz rares dits "nobles", découverts ensuite) selon des considérations chimiques. Cependant, la classification de Lavoisier incluait le feu et la lumière, considérés à cette époque comme des éléments chimiques, ce qui est faux de nos jours.

Parmi toutes les tentatives de classification, et propositions, le chimiste russe Dimitri Mendeleïev eu une proposition plus valable que toutes les autres, et plus originale surtout, car il prévoyait l'existence et la position dans sa classification d'éléments non encore découverts à son époque. La découverte de ces éléments accrédita sa classification, qui subit de moins en moins d'attaques au fur et à mesure du temps, jusqu'à même être consolidée lors de la découverte des gaz rares par Sir Ramsay au XIX^e siècle.

La classification de Mendeleïev était ordonnée par masse atomique croissante, alors qu'aujourd'hui la table est ordonnée par numéro atomique croissant, et sa structure repose sur les bases de la mécanique quantique. À ce jour, elle comporte 118 éléments.

3 Les liaisons chimiques

3.1 Liaison

Les atomes sont reliés entre eux par des liaisons dites chimiques, et forment ainsi des édifices appelés "molécules". La liaison chimique est un phénomène électronique, seuls les électrons répartis sur les couches externes de l'atome peuvent participer à l'établissement de liaisons chimiques, elles ne se forment alors seulement si les forces (ou interactions) qui s'exercent sur 2 atomes sont suffisamment importantes pour conduire à la formation d'un composé chimiquement stable.

3.2 Interaction?

L'interaction... Considérons un atome isolé, c'est à dire qu'il n'est inclus dans aucun édifice ou aucune liaison chimique déjà pré-existente, il n'est donc le siège d'aucune interaction avec l'environnement qui l'entoure, il est seul au monde. Parmi les interactions dites "faibles", on recense les interactions de Van der Waals, dites également "liaisons hydrogène" ou "pont hydrogène", qui ne sont que des déformations du nuage électronique. On recense également des interactions fortes, parmi lesquelles la liaison covalente, qui est la mise en commun par 2 atomes d'un électron chacun, donnant lieu à une liaison dite covalente, et également la liaison ionique, qui est la liaison au sein des composés ioniques, la propriété des éléments à capter ou céder spontanément un électron pour donner lieu à la formation d'ions. Il existe également la liaison métallique, qui assure la cohésion au sein des métaux, ainsi que leurs propriétés électriques et thermiques, entre autres. On est également amenés à rencontrer la liaison dite "dative", dont le type d'interaction est intermédiaire entre l'interaction faible et forte, ou un atome fournit un doubler entier d'électron afin de participer à la liaison.

4 La géométrie des molécules

Méthode de Gillespie, ou modèle VSEPR (Valence Shell Electronic Pair Repulsion).

5 Les interactions fondamentales

Les forces fondamentales sont au nombre de 4 :

• La force nucléaire faible
• La force nucléaire forte
• L'électromagnétisme
• La gravité

La force nucléaire faible est l'interaction responsable de la radioactivité β, elle a un très faible rayon d'action, et est 10¹³ fois moins puissante que la force nucléaire forte, son influence se limite au noyau atomique.

La force nucléaire fort assure indirectement la cohésion au sein du noyau des atomes, a un rayon d'action plus important que la force nucléaire faible, et est la plus puissante des 4 interactions fondamentales.

L'électromagnétisme est responsable de quasiment tous les phénomènes quotidiens, à savoir l'électricité (différence de potentiel), le magnétisme (différence de polarité), les réactions chimiques, la lumière. Le vecteur de l'électromagnétisme est le photon, dont, en principe, le rayon d'action est infini, même si en réalité, les différences de charges tendent à s'annihiler.

6 Le photon

Le photon est une "particule élémentaire de l'interaction électromagnétique", en termes plus simples, le photon est la particule vecteur de l'énergie lumineuse. Développé (prédit) par Einstein entre 1905 et 1917, et découvert par Compton en 1923, le photon est un concept qui permis d'expliquer les observations expérimentales qui ne trouvaient pas d'explication dans le modèle classique (dit modèle ondulatoire) de la physique de la lumière, qui considérait jusqu'alors la lumière uniquement comme une onde électromagnétique. C'est Newton qui la décomposa au moyen de prismes (en 1666), découvrant le spectre visible. En étudiant ses propriétés, en particulier la diffraction, la réfraction, et l'énoncé de la théorie des couleurs, Newton postula également de la théorie corpusculaire de la lumière, tandis que l'astronome et physicien Huygens énonce sa théorie ondulatoire de la lumière, les théories s'affrontent alors, et d'illustres noms tels que Fresnel, Young, Maxwell et Foucault apportent leur pierre à l'édifice.

8 La radioactivité

La radioactivité est une propriété particulière de la matière, c'est la décomposition spontanée de certains noyaux instables s'accompagnant d'émissions de particules et/ou de rayonnement électromagnétique. Le phénomène de la radioactivité a été découvert par Henri Becquerel en 1896 lorsqu'il remarqua que des plaques photographiques stockées dans l'obscurité et exposées à des sels d'uranium étaient impressionnées.

Il existe 3 types de radioactivité, lesquels sont :

• • La radioactivité alpha,
  • La radioactivité bêta,
  • La radioactivité gamma,

8.1 Radioactivité α

Les "rayons α" ou "particules α" sont en fait un flux de noyaux d'hélium éjectés par le noyau radioactif, on les représente ainsi :