Élément chimique

Noms, symboles

En 2011 l'Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA) a entériné les noms en anglais et les symboles chimiques internationaux des 112 premiers éléments (par ordre de numéro atomique)^[2]. Le 31 mai 2012, l'UICPA a nommé deux éléments supplémentaires, le flérovium Fl et le livermorium Lv (numéros 114 et 116)^[3],[4]. Le 31 décembre 2015 l'UICPA a officialisé l'observation de quatre autres éléments, de numéros atomiques 113, 115, 117 et 118, mais ne leur a pas attribué de noms définitifs. Provisoirement désignés sous les noms systématiques d'ununtrium (Uut), ununpentium (Uuv), ununseptium (Uus) et ununoctium (Uuo)^[5], ils reçurent leur nom définitif le 28 novembre 2016, respectivement nihonium (Nh), moscovium (Mc), tennesse (Ts) et oganesson (Og)^[6].

Quand on veut représenter par un symbole un élément quelconque, on choisit généralement la lettre M (parfois en italique^[b]). Quand on veut représenter différents types d'éléments interchangeables, notamment pour écrire la formule chimique d'un minéral, on se résout à employer des lettres comme A, B, C ou X, Y, Z, dans un contexte où l'on sait qu'il ne s'agit pas des éléments portant ces symboles (argon, bore, etc.)^[c].

Abondance

En tout, 118 éléments ont été observés au 1^er trimestre 2012. « Observé » signifie qu'on a identifié au moins un atome de cet élément 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.

Seuls les 94 premiers éléments sont observés sur Terre dans le milieu naturel. Parmi eux, 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. Il s'agit d'éléments qui se désintègrent trop rapidement en comparaison de leur taux de formation ; le neptunium ₉₃Np et le plutonium ₉₄Pu résultent par exemple de la capture neutronique par le thorium ₉₀Th ou surtout par l'uranium ₉₂U. Le réacteur nucléaire naturel d'Oklo a aussi produit les transuraniens de l'américium ₉₅Am jusqu'au fermium ₁₀₀Fm, mais ils se sont rapidement désintégrés en éléments plus légers^[8].

Les astronomes ont observé les raies spectroscopiques des éléments jusqu'à l'einsteinium ₉₉Es dans l'étoile de Przybylski.

Les 18 autres éléments observés non détectés sur Terre ni dans l'espace ont été produits artificiellement par réactions nucléaires à partir d'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^[9] :

• la nucléosynthèse primordiale pour les trois (ou quatre) premiers éléments : hydrogène, hélium, lithium, voire béryllium ;
• la nucléosynthèse stellaire pour les vingt-deux éléments suivants (l'hydrogène et l'hélium servant de matière première dans les usines stellaires), jusqu'au fer ;
• la spallation de ces noyaux qui enrichit le milieu interstellaire notamment en lithium, béryllium et bore, détectés en surabondance dans les rayons cosmiques ;
• la capture neutronique sur ces mêmes noyaux dans les étoiles en fin de vie, et notamment les supernovas, 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 ¹⁹⁶Hg).

Numéro atomique

Le numéro atomique d'un élément, noté Z^[d], 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 neutrons possible définit un isotope de l'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^[d], est égal au nombre de nucléons (protons et neutrons) contenus dans le noyau de l'atome. Tous les atomes d'un élément ont par définition le même nombre de protons, mais ils peuvent avoir des nombres de neutrons différents, donc des nombres de masse différents, et on les appelle des isotopes. Par exemple, l'hydrogène ₁H a trois isotopes : le protium 1
1H ou hydrogène courant a un proton et aucun neutron ; le deutérium 2
1H, plus rare, a un proton et un neutron ; enfin le tritium, 3
1H, a un proton et deux neutrons, mais il est radioactif et n'est présent naturellement qu'à l'état de traces.

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 les fréquences et l'énergie de vibration et de rotation des molécules (mesurable par spectroscopie infrarouge). Cela modifie la cinétique des réactions chimiques, et l'intensité des liaisons chimiques, le potentiel d'oxydoréduction. Pour les éléments lourds, en revanche, le nombre de masse n'a pratiquement pas d'influence sur leurs propriétés chimiques.

La densité volumique est proportionnelle à la masse atomique donc presque au nombre de masse. La vitesse de translation étant inversement à la racine carrée de la masse moléculaire, certains propriétés physiques comme la vitesse du son, la conductibilité thermique, la volatilité, la vitesse de diffusion sont un peu modifiées. Les propriétés physiques peuvent différer suffisamment pour permettre de séparer les isotopes, comme 238
92U et 235
92U, par diffusion ou centrifugation.

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 des isotopes. Lorsqu'il est représenté, il se positionne en haut à gauche du symbole chimique : ^AX.

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 ¹²C (carbone 12) :

1 u ≈ 1,660538782(83) × 10^-27 kg ≈ 931,494028(23) MeV/c².

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 938,201 3(23) MeV/c² et 939,565 560(81) MeV/c² — 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 :

Isotope	Abondance naturelle	A	Produit
204Pb	1,4 %	× 204 =	2,9
206Pb	24,1 %	× 206 =	49,6
207Pb	22,1 %	× 207 =	45,7
208Pb	52,4 %	× 208 =	109,0
Masse atomique du plomb =			207,2

La mole étant définie par le nombre d'atomes contenus dans 12 g de carbone 12 (soit N ≈ 6,022 141 79 × 10²³ atomes), la masse atomique du plomb est donc de 207,2 g/mol, avec un défaut de masse de l'ordre de 7,561 676 MeV/c² 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 ¹⁹F), les 66 autres en ont au moins deux (par exemple le cuivre, dans les proportions 69 % de ⁶³Cu et 31 % de ⁶⁵Cu, ou le carbone, dans les proportions 98,9 % de ¹²C et 1,1 % de ¹³C). 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 :

Isotope	Abondance naturelle (%)	N
112Sn	0,97	62
114Sn	0,65	64
115Sn	0,34	65
116Sn	14,54	66
117Sn	7,68	67
118Sn	24,23	68
119Sn	8,59	69
120Sn	32,59	70
122Sn	4,63	72
124Sn	5,79	74

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^[e]) 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 ³⁶S, ³⁷Cl, ³⁸Ar, ³⁹K et ⁴⁰Ca, 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) hormis le technétium ₄₃Tc et le prométhium ₆₁Pm, qui sont radioactifs.

Dès le bismuth ₈₃Bi, tous les isotopes des éléments connus sont (au moins très faiblement) radioactifs — l'isotope ²⁰⁹Bi a ainsi une période radioactive valant un milliard de fois l'âge de l'univers. Lorsque la période dépasse quatre millions d'années, 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 ²⁸¹Ds), tous les isotopes des éléments ont une période radioactive de moins de 30 secondes, et de moins d'un dixième de seconde à partir du moscovium 288
115Mc.

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^[11]. 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^[f] 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^{[12],[13],[14]} ; 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 ^26mAl, caractérisé par un spin 0+, une énergie d'excitation de 6 345,2 keV et une période de 6,35 s.

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^[15], sa transition isomérique vers l'état fondamental pourrait être déclenchée par un rayonnement X incident (phénomène d'émission γ 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 10¹⁵ 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 ¹⁸⁰Ta est, au contraire, très instable : le ^180mTa 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^[16], tandis qu'un consensus plus ancien la plaçait vers (3,5 ± 1,0) eV^[17]. Cela correspond à des photons dans l'ultraviolet, et, s'il était possible d'exciter l'isotope ²²⁹Th 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.

Premiers symboles

Le chimiste suédois Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) est à l'origine des symboles chimiques des éléments en définissant un système typographique fondé sur l'alphabet latin sans aucun signe diacritique : une lettre majuscule, parfois suivie d'une lettre minuscule (ou deux chez certains éléments synthétiques), 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.

Nomenclature actuelle

L'Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA) 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 anciennes (par exemple au sujet du lutécium, que les Allemands ont appelé cassiopeium jusqu'en 1949 à la suite d'une querelle de paternité entre un Français et un Autrichien quant à la première purification de l'élément) ou récentes (notamment au sujet de l'élément 104, synthétisé par deux équipes, russe et américaine, qui s'opposaient sur le nom à donner à cet élément) :

• le nom des 118 éléments reconnus par l'UICPA est à présent fixé, et le symbole chimique de ces éléments est unifié dans le monde entier^[6] ;
• les éléments suivants, encore hypothétiques, reçoivent à titre provisoire une dénomination systématique fondée sur leur numéro atomique. L'élément 119 est ainsi appelé ununennium (Uue), l'élément 120 unbinilium (Ubn), etc.

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 famille 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.

Galerie partielle

• 
  Blocs de lithium flottant dans de l'huile de paraffine pour prévenir leur oxydation.
• 
  Silicium polycristallin.
• 
  Cristaux de soufre.
• 
  Cristaux de gallium à 99,999 % (degré de pureté appelé « 5-9 »).
• 
  Cuivre natif.
• 
  Brome et vapeurs dans une ampoule.
• 
  Iode cristallisé.
• 
  Pépites de platine (Californie et Sierra Leone).
• 
  Goutte de mercure.
• 
  Cristal de bismuth, dont l'irisation est due à une fine couche d'oxyde.

Notes