La Matière

La Matière 

Tout ce qui nous entoure est composé de matière. C'est le cas de ce que nous touchons tous les jours, mais aussi de ce que les astronomes observent au télescope.

Qu’est-ce que la matière ?

En physique, est matière tout ce qui possède une masse c'est-à-dire qui est affectée par la gravitation. La matière occupe un certain espace et peut prendre des formes diverses selon les conditions auxquelles elle est soumise (densité, température, pression etc…). La matière, on le sait aujourd’hui, est composée de particules dites élémentaires, c'est-à-dire qu’on ne peut pas les diviser en plus petit corps constitutifs. Les particules les plus courantes sont les quarks et les électrons qui constituent les atomes et les ions et forment ainsi toute la matière visible.

Atomes et ions

Toute la matière visible, c'est-à-dire celle qui nous entoure mais aussi les étoiles, les galaxies et les nébuleuses sont constituées de matière baryonique. La matière baryonique représente la matière composée de baryons (protons et neutrons) et d’électrons. Ce type de matière courant compose notamment les atomes, auxquelles nous allons nous intéresser ici. 

Composition de l’atome

Les atomes, qui constituent la matière visible sont composés de trois types de particules : les électrons, les protons et les neutrons. Dans un atome, les protons et les neutrons s’assemblent dans un noyau (dit noyau atomique) et les électrons sont en « orbite » autour de ce noyau. On dit que les électrons se trouvent dans le « nuage électronique ». 

Voyons de plus près ces trois particules. Les protons et les neutrons sont des nucléons (particule du noyau) : 

- Proton : Un proton est une particule chargée positivement (de charge +1) et composée de quarks. Les quarks s’assemblent au nombre de trois pour former un proton : 1 quark down (charge -1/3) et 2 quarks up (charge +2/3). -1/3 + 4/3 = 1. Les quarks sont liés par des gluons, particules médiatrices de la force nucléaire forte fondamentale. La masse du proton est d’environ 1,673 * 10-27 kg. 

- Neutron : Un neutron est également un nucléon car il est situé dans le noyau atomique. De charge électrique nulle, le neutron est également composé de quarks (2 quarks down et 1 quark up) liés entre eux par des gluons. La masse d’un neutron est d’environ 1,675 * 10-27 kg (légèrement plus lourd que le proton).

La dernière particule, située dans le « nuage électronique » est l’électron : 

- Electron : Un électron a une charge électrique de -1. Contrairement aux nucléons, il n’est pas composé de quarks. C’est une particule élémentaire et il n’est donc constitué d’aucune structure plus petite. La masse d’un électron est beaucoup plus faible : 9,109 * 10-31 kg. 

Un atome est toujours composé au minimum d’un proton et d’un électron. Pour qu’il soit électriquement neutre, il faut qu’il y ait toujours autant de protons que d’électrons. Par exemple, un noyau de carbone contient 6 protons dans son noyau (noyau de charge +6), il devra donc avoir 6 électrons dans son cortège électronique (charge -6) pour que l’atome soit neutre. Dans un atome, le noyau est chargé positivement tandis que le cortège électronique est chargé négativement. 

Le noyau atomique a un rayon dont l’ordre de grandeur est de 10-15 m alors que l’atome dans son ensemble a un rayon d’environ 10-10 m. On observe ainsi que le noyau est 100 000 plus petit que l’atome dans son ensemble. On conclut donc que la matière est principalement composée de vide, c’est dire qu’elle a une structure lacunaire. 

Absorption / Emission d’énergie

Un atome est capable d’absorber de l’énergie sous la forme de quanta d’énergie. Un quanta d’énergie se transmet sous la forme d’un photon. Il est facile de calculer la quantité d’énergie que contient un photon grâce à la relation suivante : 

c = vitesse de la lumière (en m/s) 

h = constante de Planck 

λ = longueur d’onde du photon en mètre 

E = quantité d’énergie du photon en Joules 

Lorsqu’un atome absorbe un quanta d’énergie, on dit que celui-ci est excité (état excité). Au niveau de l’atome, cela se traduit par un électron qui a acquis une plus forte énergie potentielle et se trouve donc à un niveau d’énergie plus grand. 

Attention : L’électron est à un « niveau d’énergie plus grand ». Cela ne signifie pas qu’il a augmenté sa charge électrique qui est toujours de -1. 

Au contraire, lorsqu’un atome est excité et qu’il repasse à un niveau d’énergie inférieur, il va rendre l’énergie qu’il a perdue sous forme d’un quanta d’énergie, c'est-à-dire d’un photon. Un atome non excité est dit dans son état fondamental. 

L’ionisation

Lorsqu’un électron reçoit une certaine énergie bien définie, celui-ci peut être expulsé de l’atome. Comme vous l’avez compris, lorsque l’électron est expulsé, l’atome n’est plus électriquement neutre, il a une charge positive. Un atome chargé électriquement est appelé un ion. Les atomes chargés positivement sont appelés des cations (un ou plusieurs électrons en moins) et les atomes chargés négativement des anions (un ou plusieurs électrons en plus). 

Ce phénomène d’expulsion de l’électron est appelé l’ionisation. 

Exemple : Pour ioniser un atome d’hydrogène, il faut lui fournir une énergie de 13,6 eV soit un photon de 91,3 nm. 

Les éléments chimiques

Les atomes peuvent comporter des quantités différentes de protons, neutrons et électrons. Ces différences permettent de les classer comme nous allons le voir. 

Numéro atomique

Le numéro atomique d’un élément chimique correspond au nombre de proton dans son noyau. Il est noté Z. 

Exemple : Le carbone a 6 protons dans son noyau donc Z = 6. L’hydrogène a 1 proton dans son noyau donc Z = 1. 

Comme un atome est électriquement neutre, ce nombre Z correspond également (si ce n’est pas un ion) au nombre d’électrons dans le cortège électronique de cet atome. 

Plus généralement, un élément chimique se définit par son numéro atomique. Ainsi on considère que ce n’est plus le même élément chimique lorsque le nombre de protons du noyau change. Par contre, si seul le nombre d’électron change, c'est-à-dire que l’atome devient un ion, alors on est toujours sur le même élément chimique. 

Exemple : Si un atome de cuivre perd 2 électrons, on obtient un ion cuivre Cu2+. 

Pourquoi cette définition d’un élément chimique ? 

Tout simplement parce que les particularités et les propriétés d’un atome dépendent de sa configuration électronique, c'est-à-dire du nombre d’électron et de leur répartition autour du noyau. Comme le nombre d’électron est amené à changer (lorsqu’il devient un ion), c’est le nombre de proton, qui lui reste stable qui définit un élément chimique. 

Aujourd’hui, on compte 94 éléments naturels, et 24 éléments synthétiques (fabriqués en laboratoire), ce qui fait 118 éléments chimiques, allant de l’hydrogène (Z = 1) à l’ununoctium (Z = 118). Les éléments chimiques à la base de l’univers sont les deux plus légers : l’hydrogène et l’hélium. Tous les autres éléments plus lourds ont été fabriqués par des réactions chimiques à l’intérieur des étoiles. 

Isotopes

Des atomes qui ont le même nombre de protons (donc même élément chimique) mais un nombre de neutrons différent sont dits isotopes. Un atome est toujours défini par son numéro atomique Z et par son nombre de masse noté A. Le nombre de masse est tout simplement le nombre de nucléons (protons + neutrons) dans le noyau. Le nombre de neutrons du noyau est donc donné par A – Z.

Des isotopes ont les mêmes propriétés et particularités car ils ont la même structure électronique. 

Tableau périodique des éléments

Le tableau périodique, ou table de Mendeleïev du nom du chimiste russe Dimitri Mendeleïev, est un tableau qui recense tous les éléments chimiques connus jusqu’à ce jour. Dans cette classification, les éléments sont rangés par numéro atomique croissant. Dans ce tableau sont répertoriés 118 éléments chimiques (de l’hydrogène à l’ununoctium). 

Chaque couleur représente ici une famille. Les éléments d’une même famille ont le même nombre d’électron sur leur couche externe (dernière couche avec des électrons) et possèdent des particularités chimiques et physiques similaires. La première colonne représente la famille desalcalins, la dernière celle des gaz nobles. 

Chaque ligne représente une période, c'est-à-dire qu’à chaque nouvelle ligne, on a besoin d’une couche électronique en plus pour pouvoir placer les électrons. Il y a 7 lignes dans ce tableau ce qui correspond aux 7 couches électroniques. 

Les composés chimiques

Une part significative de la matière dans l’univers est sous forme de composés chimiques. Voyons comment les atomes s’assemblent entre eux pour former ces composés et comment on les représente. 

Les liaisons entre atomes

Pour former des composés chimiques, les atomes doivent s’assembler entre eux et former des liaisons. On compte plusieurs types de liaisons, voici les deux plus importantes : 

La liaison ionique : dans ce type de liaison, les atomes échangent des électrons et deviennent chargés électriquement (ions) : un cation et un anion. Du fait de la force électromagnétique qui fait s’attirer deux charges inverses (comme les aimants), les ions vont s’attirer et former une liaison. 

Exemple : Dans le sel de cuisine, un atome de sodium (Na) et un atome de chlore (Cl) sont assemblés. Pour cela, le sodium a perdu un électron (Na+), capté par le chlore (Cl-). Les ions se combinent alors et forment du NaCl.

La liaison covalente : dans ce type de liaison, deux atomes mettent en commun un ou plusieurs électrons de façon à avoir 8 ou 2 électrons sur leur couche externe (règle de l’octet et du duet). 

Exemple : Dans la molécule de dichlore (Cl2), il y a deux atomes de chlore qui ont 7 électrons sur leur couche externe. Ils doivent tous les deux gagner un électron pour suivre la règle de l’octet, ils vont donc mettre en commun un électron. 

Représentations et formules

Pour représenter chimiquement une molécule, il y a plusieurs types de formules : 

La formule brute, que nous avons déjà utilisée ici, représente les éléments chimiques et leur nombre au sein d’une molécule. Par exemple la formule brute de la molécule d’eau (H20) nous apprend qu’il y a deux hydrogènes et un oxygène. 

La formule développée permet de comprendre comment sont organisées les liaisons au sein d’une molécule. Par exemple, la formule développée de l’eau est H–O–H . Les hydrogènes sont chacun fixés sur l’atome d’oxygène. 

Note : il existe aussi une formule semi-développée où les hydrogènes ne sont pas dessinés. 

Enfin voyons une dernière façon de représenter une molécule : la représentation de Lewis. Cette représentation ressemble beaucoup à la formule développée, mis à part que sur celle-ci, les doublets non liants sont représentés. Un doublet non liant est un groupement de deux atomes qui ne sont pas mis en commun dans une liaison covalente, contrairement aux doublets liants. 

Représentation de Lewis pour la molécule d'eau. Les doublets liants relient deux atomes, les doublets non liants sont les traits au-dessus et en-dessous.