L’atome et sa structure

L'atome et sa structure

Dès l’antiquité certains penseurs eurent l’intuition de la notion d’atome, se disant sans doute que la matière ne pouvait être indéfiniment divisée et que l’on devait bien s’arrêter à un moment ou à un autre.. Plus tard par l’étude de corps purs, chimiquement bien définis, les chimistes montrèrent qu’ils pouvaient par d’adéquates opérations être décomposés en nouveaux corps plus simples qui eux résistaient à toute tentative de décomposition ultérieure : Ce sont les corps simples ou éléments, composés de petites « particules » toutes semblables. Ainsi en arriva t’on au XIXème Siècle à l’hypothèse atomique de la constitution de la matière. Evidemment l’atome est loin d’être le stade ultime, un simple petit grain élémentaire, mais il est la plus petite structure qui possède encore les propriétés de l’élément.

Au XIXème siècle , Dimitri Mendeleïev ( 1834-1907 ) qui cherchait une façon de répertorier logiquement les éléments connus eût l’idée de les classer par ordre de poids atomiques et remarquant certaines répétitions dans les propriétés des éléments conçut un tableau dont chaque colonne regroupait des éléments de propriétés semblables. Certaines cases demeuraient vides pour cause d’élément alors encore inconnu mais au fur et à mesure de leur découverte, chacun y trouva sa place. Ce modèle constitue la base de la classification périodique des éléments en usage de nos jours encore.

H He Li Be Bo C N O F Ne Na Mg … L’alphabet de notre Univers !

Certains éléments solides dans les conditions « normales » de température et de pression, c’est à dire en gros celles dans lesquelles nous vivons, nous sont assez familiers et se rencontrent dans notre vie courante sous des formes presque pures : Al, L’aluminium ménager dans lequel on emballe les restes que l’on retrouvera trois semaines plus tard au fond du frigo , Cu, le cuivre des fils électriques et des tuyauteries, Au, l’or d’une bague, Ag, l’argent du service de la grand-mère… D’autres même si leur forme gazeuse les rend impalpables nous sont assez familiers , O, l’oxygène qui nous donne la vie, N, l’azote qui l’accompagne dans l’air, He , l’ hélium des ballons de fête, Ne , le néon des enseignes lumineuses, etc.. Par contre les occasions de rencontrer du sodium, Na ,un métal mou comme du beurre, ou du chlore, Cl, un gâz verdatre particulièrement irritant, sont rares ! L’un et l’autre sont bien trop réactifs pour demeurer longtemps dans leur forme élémentaire et tendent rapidement à se combiner avec d’autres éléments pour donner naissance à des structures plus stables. Ainsi la combinaison des deux débouche sur le chlorure de sodium, notre sel de table.

Mais au fond pourquoi certains éléments sont ils plus « réactifs » que d’autres ?
Il nous faut descendre un niveau plus bas dans la constitution de la matière. Selon le modèle planétaire proposé par Rutherford (1871-1937) l’atome est consitué d’un noyau autour duquel « gravitent » des électrons, porteurs d’une charge négative. Le noyau est constitué de nucléons : protons, chargés positivement, et neutrons , neutres… Le nombre de protons, appellé numéro atomique, noté Z, caractérise l’élément : 1 pour l’hydrogène, 2 pour l’ Helium… 8 pour l’ Oxygène , etc. Le nombre de nucléons, protons et neutrons, consitue le nombre de masse noté A ( C’est dans le noyau que réside l’essentiel de la masse de l’atome puisque neutron et proton sont presque deux mille fois plus lourd que l’électron. Un même élément peut éventuellement exister avec plusieurs nombres de masse , on parle alors des isotopes de cet élément, qui ne diffèrent que par le nombre de neutrons dans leur noyau )

Les électrons ne se baladent pas n’importe où autour du noyau : Ils occupent des sortes de couches et niveaux niveaux bien déterminés. C’est Niels Bohr ( 1883-1962) qui posa en 1913 ce postulat d’une quantification des niveaux d’énergie de l’ atome qui sera peu à peu affiné (et compliqué…) : En gros le remplissage commence par le niveau le plus bas. Lorsque chaque niveau a accueilli un nombre donné d’hôtes , alors seulement on commence à remplir le suivant jusqu’à ce qu’il soit lui aussi saturé, etc. ( On utilise une notation particulière pour définir la structure de ce »remplissage ». Par exemple la structure électronique du cuivre qui possède 29 électrons est noté 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 )

Certains élements on une structure particulière : Leur dernier niveau est « plein ». Vu qu’il ne serait pas rentable d’ouvrir un étage pour juste un nouveau venu et que cet état correspond à un taux de remplissage optimal – un partant laisserait une place bêtement innocupée ! -, ces éléments ne veulent pas accepter de nouvel électron ni en laisser partir. Ils sont particulièrements stables. Ce sont les élements de la dernière colonne de la classification périodique : Hélium, Néon, Argon, Krypton… , dit « gaz rares » ( ils ne sont en fait pas si rares que ça mais bon…) ou « gaz inertes ». Si, par exemple, on remplit les ballons d’ helium, c’est évidemment parce qu’il est plus léger que l’air mais aussi parce que cette inertie le rend moins dangereux que l’hydrogène , plus léger mais dont le mélange avec l’oxygène peut s’avérer détonant… De même on remplit des ampoules de krypton car le métal du filament bien chaud ne risque pas d’ être embêté par un gaz d’une espèce aussi paisible…

La matière aime ces états de grande stabilité et même quand elle réagit avec grande violence c’est toujours pour mieux tôt ou tard s’y retrouver. Ainsi la structure de nos amis gaz de la dernière colonne doit faire beaucoup d’envieux. Regardons par exemple du coté de leurs voisins de l’avant dernière colonne, qui constituent la célèbre famille des halogènes ( Ne pas confondre avec la famille à l’Eugène. C’est nul… Désolé ) : Fluor, Chlore, Brome… A un électron près, un en plus, il posséderaient cette même structure électronique. De même ceux de la première colonne y parviendraient si au contraire ils perdaient un électron.

Il ne vont pas s’en priver et sauteront sur toutes les occasions de donner ou recevoir un (des) électrons…. Ainsi le Chlore qui se situe juste avant l’ Argon atteindra la structure stable de celui-ci s’il gagne un électron , tandis que le sodium doit en céder un pour ressembler au Néon qu’il précède. L’union des deux par échange d’ un électron donne le chlorure de sodium NaCl , un composé ionique formé de l’assemblage d’un ion positif Na+ et d’un ion négatif Cl que l’on peut voir comme un atome de méchant chlore qui aurait arraché un électron au pauvre sodium.

Cette notion de transfert d’ électrons est très importante puisqu’elle constitue la base des réactions dites d’ oxydoréduction, ou oxydation/réduction. Grossièrement une oxydation est une perte d’électron et une réduction un gain d’électrons. Les deux vont évidemment de pair : On peut dire qu’un corps A est oxydé par l’oxydant B ou que B est réduit par le réducteur A… ( Contrairement à ce que pourrait laisser penser le nom, une oxydation ne fait pas forcément intervenir l’ Oxygène )

Cette tendance des éléments à vouloir attraper des électrons est appelé électronégativité. Linus Carl Pauling ( 1901-1994 ) a proposé une sorte d’ échelle de le cette électronégativité qui s’étend de 4 pour le plus électronégatif des éléments, le plus avide d’électrons, le Fluor, à 0,7 pour le moins électronégatif, le meilleur donneur d’électrons, le Césium. Après le Fluor, l’Oxygène à 3,5 , l’ Azote et le Chlore à 3, le Brome à 2,8 , etc.

On constate que l’union d’éléments ayant une très forte différence d’électronégativité , comme celle déjà évoquée du Chlore (3) et du Sodium (0,9), forme des structures ioniques. Lorsque la différence est moindre il y a « échange » d’électrons , on parle d’une liaison covalente. L’un des des deux éléments , le plus électronégatif peut avoir tendance à vouloir retenir « plus près de lui » l’électron partagé. On parle alors d’une liaison covalente polarisée car chaque atome portera en fait une petite charge partielle, négative pour l’élément le plus électronégatif et positive pour l’autre, formant un dipôle ( ce qui explique de nombreuses propriétés ébullition, dissolution… ). Exemple : La molécule d’oxyde de carbone CO formé de l’union de C ( électronégativité 2,5 ) et de O (3,5).

Cette liaison par échange électrons est donc plus ou moins « forte » selon l’appétit de chacun. Moins elle le sera plus le composé aura tendance à vouloir réagir , pour briser cette liaison fragile et par recombinaison avec un autre composé à en former une nouvelle plus solide, plus stable, avec libération d’énergie. Lorsque les constituants de l’union sont d’électronégativité très proche, la concurrence entre les deux atomes pour la capture des électrons devient encore plus grande, la liaison est plus incertaine, le composé plus apte à réagir. Ainsi juste après O, 3,5 d’électronégativité , se trouvent N et Cl à 3… Effectivement des molécules contenant des liaisons entre N et O ou Cl et O comme NO2, ClO2 … sont particulièrement réactives. Un peu moins réactifs mais plus pratiques d’emploi car solides sont des composés ioniques comme les nitrates (par exemple nitrate de potassium KNO3 ) , chlorates (de potassium KClO3 ), perchlorates (KClO4) qui sont les principaux oxydants utilisés dans les compositions pyrotechniques.

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