Élément chimique

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D'un point de vue atomique, un élément chimique (ou simplement un élément) est l'ensemble des atomes qui ont un même nombre de protons dans leur noyau. Ce nombre est appelé numéro atomique de l'élément (ou nombre de charge, Z).

Ce terme désigne également une substance pure constituée d'atomes ayant le même nombre de protons et qui donc ne peut pas être décomposée. Un élément chimique ne peut se transformer en un autre élément par une réaction chimique, une telle transformation nécessite une réaction nucléaire. Cette définition moderne, par opposition à la théorie platonicienne des quatre éléments, fut introduite par Robert Boyle en 1661. En effet, une réaction chimique met en jeu les liens entre les électrons externes des atomes, alors qu'une réaction nucléaire modifie les nucléons du noyau atomique. Les propriétés chimiques sont déterminées par la structure électronique de l'atome, et dépendent directement du nombre atomique (voir ci-après).

Actuellement on connait 117 éléments (du 1 au 118, à l'exception du 117) dont 94 existent à l'état naturel sur Terre. Ces éléments sont communément répartis dans un tableau périodique inventé par Mendeleïev et nommé le tableau périodique des éléments.

Sommaire

1 Notion d'éléments
2 Isotopes
3 Combinaisons des éléments
4 Noms et notation
- 4.1 L'origine des noms
- 4.2 Notation
5 Voir aussi
- 5.1 Articles connexes
- 5.2 Liens externes

[modifier] Notion d'éléments

Cette notion a été introduite pour regrouper entre elles les matières ayant des propriétés chimiques similaires.

[modifier] Isotopes

Les atomes qui ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons sont appelés des isotopes. Les protons et les neutrons constituent collectivement les nucléons, les particules du noyau atomique. Le nombre total de nucléons d'un noyau est appelé nombre de masse, et noté A. Lorsqu'on s'intéresse à l'isotope, on le désigne comme nom de l'élément-nombre de masse. Par exemple, le célèbre carbone-14 est l'isotope de nombre de masse 14 du carbone. Certains éléments ont un isotope beaucoup plus répandu que les autres dans la nature. Ainsi, le carbone se présente à 98,9 % sous l'isotope carbone-12, à 1,1 % comme carbone-13, et le carbone-14 radioactif n'est présent qu'à l'état de trace. D'autres n'ont qu'un seul isotope stable, comme le fluor (100% de fluor-19), et d'autres, enfin, sont constituée de deux ou plusieurs isotopes présents dans des quantités appréciables, comme le cuivre (cuivre-63 : 69 %, cuivre 65 : 31%).

[modifier] Combinaisons des éléments

Les éléments chimiques (les atomes) peuvent se combiner de façons très variables. Sous forme pure, ils peuvent se présenter notamment comme des atomes séparés, comme des molécules comprenant plusieurs atomes d'un même élément, comme des solides cristallins ou amorphes. Sous forme de composés moléculaires, les atomes sont regroupés dans des molécules avec un nombre et un agencement précis d'atomes de divers éléments. Les éléments peuvent aussi être mélangés sous formes de composés chimiques moins strictement organisés, comme des alliages métalliques.

[modifier] Noms et notation

[modifier] L'origine des noms

Les noms des éléments chimiques varient selon les langues. Tous les éléments ont en revanche un unique symbole, constitué d'une lettre majuscule, et éventuellement d'une lettre minuscule. Le carbone est par exemple noté C, et le sodium Na (du latin Natrium). Les noms des éléments datent souvent d'avant leur classification par la science comme éléments (par opposition aux composés mélangeant plusieurs éléments). Par exemple, on appelait le plomb "plomb" bien avant d'avoir ne serait-ce que la notion d'élément chimique. Les noms proviennent de domaines très divers:

La mythologie: tantale, mercure, thorium, niobium.
Les couleurs: chrome, rubidium, chlore.
La géographie: polonium, germanium, francium, europium.
Le nom de leur découvreur ou d'un scientifique célèbre: curium, fermium, bohrium Les éléments récemment découverts, toujours des éléments lourds, instables, et artificiels, sont nommés après leur découverte par l'Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA).

[modifier] Notation

On note un élément par son symbole éventuellement complété d'indices et exposants lorsque l'on parle d'un atome ou ion précis :

Le nombre de masse est noté en exposant à gauche du symbole (ex : ¹⁴C pour le carbone 14). Il permet de distinguer les isotopes.
On peut noter, toujours à gauche, en indice le numéro atomique, mais il est redondant avec le symbole. On pourrait ainsi noter ₆C pour le carbone, mais c'est normalement inutile, C indiquant déjà que le numéro atomique est 6. Cette notation est donc utilisée lorsque le numéro atomique de l'élément a une importance et n'est pas censée être connue du lecteur.
L'indice à droite indique la quantité de l'élément dans une molécule. Par exemple, H₂O désigne la molécule d'eau, composée de deux atomes d'hydrogène (symbole H, et le 2 en indice indiquant leur nombre), et d'un atome d'oxygène (symbole O, on ne note pas le 1 qui est implicite).
Lorsque l'on parle d'un ion, l'exposant à droite indique la charge électrique portée par celui-ci. Fe²⁺ désigne l'ion fer (II). L'ion oxonium (ou hydronium), qui porte une charge positive, se note H₃O⁺, là encore, le 1 devant le signe plus (ou le signe moins) est implicite.