Histoire de la Classification des atomes
au XVIII^ème et XIX^ème siècle

La découverte des éléments et son accélération

De 12 éléments connus avant 1700, on est passé à plus de 80 éléments connus en 1900. L’enjeu était à cette époque de pouvoir enseigner et transmettre le savoir chimique. En effet, jusque-là, l’enseignement de la chimie et de ses éléments se présentait sous la forme de longues listes avec leurs propriétés totalement décorrélées les unes des autres.

Bien que cette présentation soit anachronique car le tableau périodique des éléments sous sa forme actuelle n’apparait qu’au XIX^ème siècle, la représentation ci-après permet de visualiser l’histoire de la découverte des éléments au long des siècles. On remarquera l’accélération des découvertes au XIX^ème siècle avec une cinquantaine de nouveaux éléments.

Les travaux de classification

1789 : Antoine-Laurent de Lavoisier

Lavoisier fut nommé fermier général et obtint ainsi un travail de percepteur d’impôt. Grâce à son travail, il essaya de présenter des réformes du système monétaire français et du système d’imposition. Dans le cadre de ses fonctions gouvernementales il participa au développement du système métrique pour fixer l’uniformité des poids et des mesures dans l’ensemble de la France.

Nous lui devons la loi de conservation de la matière « rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme »  
Les révolutionnaires accusèrent Lavoisier d’être un traître et il fut guillotiné le 8 mai 1794, à l’âge de 50 ans.

1808 : John Dalton et les poids atomiques

Ce n’est qu’à partir du XIXe siècle et des travaux de Dalton que la conception de l’atome devient véritablement scientifique. Son modèle atomique est connu sous le nom de Modèle boule de billard. Tous les atomes d’un même élément sont identiques et les atomes sont différents d’un élément à l’autre.
En 1808, Dalton réussi à déterminer certaines masses atomiques relatives des éléments, ce qui sera la base pour la création du tableau périodique que nous connaissons actuellement. Il va comparer différents éléments avec l’hydrogène. Certaines valeurs ne seront pas correctes mais ces informations et le nouveau modèle atomique seront une base importante de la chimie moderne. 
Il existe d’après le chimiste et physicien anglais différents types d’atomes, des sphères pleines, ayant des masses différentes. Il introduit la notion de poids atomique.
Il démontre la possibilité de les calculer par déduction et de comparer les masses des différents atomes, il utilise comme unité : H (plus petite masse)

Le système de Dalton est confirmé par lois sur les gaz de Gay-Lussac : « Les volumes de deux gaz qui se combinent sont entre eux dans des rapports simples »
La loi d’Avogadro-Ampère fait la jonction : « Des volumes égaux de gaz, pris à la même température et à la même pression, contiennent le même nombre de molécules »
On peut donc déterminer le poids atomique d’après la densité gazeuse.

1817 : Johann Wolfgang Döbereiner et les triades

Le chimiste allemand Döbereiner proposa de rassembler les éléments en groupes de trois qu’il appela « les triades ». Celles-ci rassemblaient des éléments aux propriétés semblables, la masse atomique de celui du milieu étant la moyenne des deux qui l’entouraient. Ce modèle ne s’appliquait cependant qu’à un nombre réduit d’éléments connus.

Le diagramme ci-dessous, mis à jour à partir d’ici, utilise les informations de masse atomique du milieu du XIXe siècle plutôt que les données modernes.
Si des numéros atomiques (Z) sont utilisés (propriété inconnue en 1850), les triades sont exactes.

 

1860 : Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois et les prémisses de la périodicité

60 éléments avaient été découverts lorsque Chancourtois Polytechnicien puis professeur à l’Ecole des Mines, proposa une représentation spiralée, autour d’un cylindre, d’après l’ordre croissant de masse atomique. En procédant de cette façon, il s’avèrera que les éléments qui se superposaient possédaient les mêmes propriétés.
Cependant, le concept était mal présenté et difficile à comprendre. 
De Chancourtois a appelé son idée « vis tellurique » ou spirale tellurique parce que l’élément Tellurium se situait au milieu de la spirale. 
C’était également approprié de la part d’un géologue, puisque l’élément Tellure tire son nom de la Terre. 
Il a tracé les masses atomiques à l’extérieur d’un cylindre de telle sorte qu’un tour complet correspondait à une augmentation de masse atomique de 16.

1864 : John Newlands et les octaves, la première classification périodique

John Newlands a étudié au Royal College of Chemistry de Londres, il s’est battu en tant que volontaire auprès de Giuseppe Garibaldi pour l’unification de l’Italie (1860), puis a travaillé comme chimiste industriel.
Avec 62 éléments à sa disposition, Newlands fut le premier à employer le mot périodicité et à attribuer un numéro atomique à chaque élément. « Toute série de huit éléments suivant un élément particulier est une sorte de répétition de la précédente, un peu comme les huit notes d’une octave en musique » affirmait-il. Il avait remarqué que s’il divisait sa liste d’éléments en groupes de sept, en commençant une nouvelle ligne avec le huitième élément, le premier élément de chacun de ces groupes avait une chimie similaire. Voir le mot octave appliqué à ce tableau peut laisser penser que Newlands a reconnu des périodes de huit éléments aux propriétés répétitives, comme dans le tableau périodique moderne.

Par exemple les éléments de Li à Na : Li G Bo C N O F Na, constituent une octave de huit éléments, le huitième élément reprenant les propriétés du premier (G est le Glucinium ancienne désignation du Béryllium, Bo est l’ancienne désignation du Bore B).
Chaque séquence d’octaves de Newlands ne contient que sept éléments. A cette époque, le groupe des éléments gaz rares, He, Ne, Ar, Kr et Xe, n’avait pas encore été découvert.
La « loi des octaves », ainsi énoncée, était controversée au début, mais a ensuite été reconnue comme une généralisation importante de la théorie chimique moderne.

1869 : Dmitri Mendeleïev méthode de classification périodique actuelle

Dmitri Mendeleïev est né le 8 février 1834 à Tobolsk, capitale historique de la Sibérie, en Russie. Il serait le 12ème enfant d’une très grande famille. Il perd son père Ivan à l’âge de 13 ans. Sa mère Mariya l’emmène à Saint-Pétersbourg pour qu’il poursuive ses études, à 16 ans il entre à l’université.
En 1856 il est diplômé en chimie de l’université de Saint Pétersbourg. Les sciences seront ensuite pour lui non seulement une passion, mais aussi un moyen de découvrir un peu plus l’Europe : En Allemagne où il travaille avec plusieurs savants à Heidelberg puis à Paris entre 1859 et 1861, où il travaille sur la densité du gaz.
Il revient à l’université St Pétersbourg en 1863, où il devient successivement professeur de chimie, puis professeur de chimie minérale.

C’est en 1869 que Dmitri Mendeleïev publia son tableau de classification des éléments chimiques.
Les éléments sont ordonnés par masses atomiques croissantes et regroupés par famille d’éléments aux propriétés chimiques identiques.
A cette époque la structure des atomes était inconnue (noyau, électrons). Le génie de Mendeleïev a été de découvrir que les propriétés chimiques de ces éléments se répétaient périodiquement. Ainsi, pour respecter le classement des atomes par leurs propriétés chimiques dans les colonnes, il eut à inverser la position de certains éléments. Par exemple le Tellure (Te) et l’Iode (I) car sur Terre, les isotopes du Tellure les plus fréquents sont les plus lourds. La masse moyenne du Tellure (128) est supérieure à celle de l’Iode (127) mais dans le classement le Tellure est bien dans la colonne de l’Oxygène, du Soufre et du Sélénium et l’Iode dans celle du Fluor du Chlore et du Brome.

La première version du tableau contenait 5 colonnes de 18 éléments et plusieurs cases libres, il était persuadé, que le tableau serait étoffé dans les années et décennies à venir.
De nos jours, la classification est ordonnée par numéro atomique (nombre de protons dans le noyau, le proton sera découvert par Ernest Rutherford en 1913)

Les modèles physiques de l’atome
au XX^ème siècle

Évolution des connaissances

1897 – 1904 : Le modèle de Thomson

Joseph John Thomson franchit un pas important en 1897 avec la découverte de l’électron. Il les considérait alors comme négatifs, dispersés au sein de l’atome, positif, le tout formant un ensemble neutre. Dès lors, l’atome n’est plus la plus petite unité indivisible de la matière.

La découverte de l’électron permis à Thomson en 1904 de proposer un modèle pour l’atome. Dans ce modèle, l’atome est une sphère remplie d’une substance positive dans laquelle se trouvent les électrons chargés négativement. On surnomme ce modèle « pudding de Thomson« .

 

1911 : Le modèle de Rutherford

Pour vérifier le modèle de Thomson, Ernest Rutherford (1871-1937) réalisa en 1911 une expérience qui allait lui permettre d’élaborer un nouveau modèle de l’atome.

Il bombarda une mince feuille d’or avec des particules α (atomes d’hélium qui ont perdu deux électrons). Il observa que la majorité des particules traversaient la feuille d’or sans être déviées et sans endommager la feuille d’or. Il observa également que certaines particules étaient légèrement déviées et que d’autres étaient rejetées en arrière. Le modèle de Thomson était incompatible avec les observations de l’expérience.

Pour expliquer les observations expérimentales Rutherford propose un nouveau modèle dans lequel l’atome n’est pas plein. Pour Rutherford, l’atome est constitué d’un noyau chargé positivement et qui contient la majorité de la masse de l’atome et d’électrons qui tournent autour tels les planètes autour du Soleil. Entre le noyau et les électrons, il y du vide.

Le proton est découvert en 1913 par Ernest Rutherford. A ce moment, le proton apparaît comme la particule fondamentale de la matière avec l’électron.
Le neutron ne sera découvert que plus tard, en 1932.

1913 : Le modèle de Bohr

Le modèle de Rutherford pose toutefois un problème : pourquoi les électrons circulant autour du noyau ne perdent-ils pas de l’énergie en rayonnant, jusqu’à s’écraser sur le noyau, comme le prévoient les lois de l’électromagnétisme énoncées par James Clerk Maxwell (1831-1879) ?
Reprenant les idées de Max Planck (1858-1947) sur la quantification de l’énergie, le danois Niels Bohr (1885-1962, Nobel 1922) suggère, en 1914, que les électrons ne peuvent circuler que sur certaines orbites, où ils ne rayonnent pas. Ils ne tombent donc pas.
Dans ce modèle, les atomes ne peuvent émettre ou absorber que certaines fréquences lumineuses, lorsqu’un électron « saute » d’une orbite à l’autre ; ce modèle s’accorde bien à la spectroscopie de l’époque, qui a donné leur nom aux couches dans lesquelles les électrons se répartissent autour du noyau.

Les orbites des électrons ne sont pas quelconques mais « quantifiées ». Les électrons peuvent passer d’une orbite à une autre en émettant ou en absorbant certaine longueur d’onde de la lumière. Ce modèle de l’atome permet d’expliquer les raies d’émission et d’absorption des atomes et notamment de l’hydrogène sur lequel Bohr a travaillé.
Le modèle de Bohr est le dernier modèle de l’atome de la physique classique. Il est toujours utilisé pour le grand public car il est facile à comprendre mais il ne permet pas d’expliquer tous les phénomènes observés. Ce modèle est souvent appelé modèle planétaire de Bohr.

1927 – 1932 : Le modèle quantique de Schrödinger

En 1924, Louis de Broglie2 (1892-1987, Nobel 1929) émet l’idée révolutionnaire selon laquelle les particules de matière peuvent être considérées à la fois comme corpuscules ponctuels, mais aussi comme ondes (dualité onde-corpuscule). Ce formalisme est toujours utilisé aujourd’hui, mais les ondes en question ne sont pas réelles : il s’agit d’ondes immatérielles de probabilité.

En 1925-1926, l’autrichien Erwin Schrödinger (1887-1961, Nobel 1933) décrit l’onde associée à l’électron par une équation, qui portera son nom. Il imagine pour cela une nouvelle entité, la fonction d’onde : elle permet de calculer la probabilité que l’électron apparaisse à tel ou tel endroit à l’issue d’une mesure.

Schrödinger énonça le principe d’incertitude d’après lequel il est impossible de connaître à la fois la position et la vitesse d’un électron, il utilisa le principe d’indétermination (d’incertitude) d’Heisenberg pour proposer en 1927 un nouveau modèle d’atome qui conserve la présence et la structure du noyau mais qui rejette la notion de trajectoire pour les électrons. Dans ce modèle on définit une zone dans laquelle la probabilité de trouver l’électron est la plus grande. Le rayon de l’atome n’est plus le rayon de la dernière orbite occupée comme dans le modèle planétaire de Bohr, mais il devient une zone de probabilité.

1932 : Les Neutrons

James Chadwick met en évidence en 1932 des particules électriquement neutres et de masse voisine de celle du proton : les neutrons.
Les atomes sont constitués d’un noyau autour duquel se déplacent des électrons. Le noyau est formé de deux sortes de particules appelées nucléons : les protons et les neutrons.

1964 – 1975 : Les Quarks

Murray Gell-Mann et Georg Zweig en 1964 postuleront indépendamment l’existence de particules plus élémentaires que les nucléons, les quarks, dont la preuve expérimentale sera faite en 1975.

Actuellement, le LHC du CERN, à Genève, entré en action en 2008, tente d’accroître encore notre connaissance de la structure microscopique intime de la matière.

Modélisation des atomes

Un atome est une entité électriquement neutre composée d’un noyau atomique, lui-même constitué de protons et de neutrons, et des électrons qui gravitent autour du noyau.
L’atome est considéré comme le constituant fondamental de la matière par les chimistes, bien qu’il soit lui-même divisible en particules plus petites.
L’atome d’hydrogène, le plus petit des atomes, est une exception. Son noyau ne compte en effet qu’un proton et aucun neutron.
Les propriétés physiques et chimiques des atomes dépendent du nombre de protons donc du nombre d’électrons, aussi appelé « configuration électronique ».

• Taille d’un atome : de l’ordre de 10^-10 m
• Taille du noyau : de l’ordre de 10^-15 m
• Masse d’un atome : de l’ordre de 10^-26 kg

Le rapport entre la taille de l’atome et la taille du noyau est le même qu’entre un terrain de football et la tête d’une épingle. L’atome est donc constitué essentiellement de vide.
La masse de l’atome est contenue à 99,9% dans le noyau.

Protons, Neutrons

Le proton et le neutron sont les particules constitutives du noyau atomique, également appelées nucléons.

Le proton, chargé positivement, il est constitué de trois particules, les quarks, liées par une force, la force nucléaire forte.
Charge élémentaire positive (e = +1,6×10^-19 coulomb) et de masse mp= 1,672 × 10^-27 kg
Chaque proton est ainsi constitué de deux quarks up et d’un quark down

Le neutron est une particule neutre constituée également de trois quarks, deux quarks u et un quark d. La masse du neutron est très légèrement supérieure à celle du proton mn= 1,675×10^-27 kg

On désigne par la lettre Z le numéro atomique d’un atome.
Z est nombre de Protons présents dans le noyau d’un atome il donne sa place à l’atome dans la classification périodique.

On désigne par la lettre A le nombre de masse d’un atome.
A est la somme des nucléons d’un atome, nombre de Protons + nombre de Neutrons.

Electrons

L’électron est une particule chargée négativement qui gravite autour du noyau atomique. C’est une particule élémentaire, tout comme les quarks constitutifs des protons et des électrons.
Les électrons sont des particules plusieurs milliers de fois plus petites que les nucléons, portant une charge élémentaire négative (-e = -1,6×10^-19 coulomb) et de masse me= 9,1 x 10^-31 kg  (environ mille fois plus léger qu’un nucléon).

Dans le modèle atomique décrit par Niels Bohr en 1913, les électrons se trouvent sur des couches électroniques, en périphérie du noyau. Ces couches au nombre de 7 sont les niveaux d’énergie dans la classification périodique des atomes de Mendeleïev.
Le nombre de couches augmente avec le nombre d’électrons et, donc, avec le numéro atomique Z.

Electrons de valence et Valence d’un atome.

En chimie, les électrons de valence sont les électrons situés sur la couche périphérique. C’est la couche la plus éloignée du noyau, celle dont l’énergie est la plus élevée. La connaissance des électrons de valence d’un atome permet de mieux comprendre ou de mieux anticiper les réactions chimiques, car ce sont eux qui interviennent dans les liaisons chimiques.
La valence d’un atome détermine le nombre d’autres atomes auxquels il peut se lier.

La détermination de la valence s’obtient pour les éléments du groupe principal (voir tableau de Mendeleïev) par la règle de l’octet.  La règle de l’octet est une règle chimique simple qui énonce que les atomes avec un numéro atomique Z ≥ 4 tendent à se combiner de façon à avoir huit électrons dans leur couche de valence, ce qui leur donne la même structure électronique qu’un gaz noble.

Par exemple, une valence de 1 indique qu’un atome ne peut se lier qu’à un seul autre atome, une valence de 3 indique qu’il peut se lier à trois autres atomes, etc. Le Carbonne a 6 électrons, 2 sur sa couche interne K et 4 sur sa couche externe L. Pour atteindre 8 électrons sur sa couche externe le Carbonne peut se lier avec 4 autres atomes, il a une valence de 4. On dit ainsi qu’un atome est monovalent, divalent, trivalent, tétravalent, pentavalent, hexavalent…

Pour les autres éléments que ceux du groupe principal, en particulier les éléments du groupe des métaux de transition (voir tableau de Mendeleïev) il faut faire intervenir les orbitales de la définition quantique de l’atome pour déterminer la valence.

Les gaz nobles (hélium, néon, argon, krypton, xénon, radon), sont de valence 0, ils ne peuvent pas se lier à d’autres atomes et ne se trouvent donc dans la nature que sous une forme monoatomique.
La couche externe des gaz rares contient 8 électrons (1 octet d’électrons).
L’hélium n’a qu’une couche électronique qui est saturée à 2 électrons.

Les isotopes

On appelle « isotopes », deux atomes qui présentent le même nombre de protons mais un nombre de neutrons différent. Les isotopes d’un même élément gardent en effet le même nombre de protons et d’électrons
Ils possèdent les mêmes propriétés chimiques mais ont des propriétés physiques différentes.

Différence des propriétés physiques des isotopes d’un même élément :
La masse de l’atome est modifiée car elle dépend du nombre de nucléons donc du nombre de neutrons.
La radioactivité, par exemple, deux isotopes du carbone de numéro atomique Z= 6 (₆C) que sont le carbone 12 nombre de masse = 12 (¹²₆C) et le carbone 14 nombre de masse = 14 (¹⁴₆C) comportent, pour le premier, 6 neutrons et pour le second, 8 neutrons.
Le carbone 12 est stable. C’est celui que l’on a l’habitude d’appeler tout simplement « carbone ».
Le carbone 14, est un isotope radioactif, on le qualifie de fait de « radionucléide » ou de « radio-isotope » il est utilisé dans des techniques de datation.

Ions

Un ion est une espèce chimique, atome ou molécule, ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons. Un ion est dit :

• « monoatomique » lorsqu’il n’est constitué que d’un type d’atomes (exemple le sodium Na⁺)
• « polyatomique » lorsqu’il est constitué d’atomes différents (exemple l’ammonium NH₄⁺).

On parle de :

• cation lorsque l’ion a perdu un ou des électron(s) et est donc globalement positif (comme l’ion magnésium Mg²⁺).
• anion lorsque l’ion a gagné un ou plusieurs électron(s) et est donc globalement négatif (comme l’ion phosphate PO₄^3-).

Elément Chimique

On appelle élément chimique l’ensemble des entités, atomes ou ions, qui présentent le même nombre Z de protons dans leur noyau. Sur les 118 éléments chimiques connus à ce jour, 94 existent à l’état naturel. Des entités différentes d’un même élément chimique peuvent avoir un nombre inégal de neutrons. Ils auront les mêmes propriétés chimiques mais des propriétés physiques qui peuvent être différentes. On les appelle alors des isotopes.

D’où viennent les atomes : la nucléosynthèse

L’histoire des éléments chimiques commence juste après le Big Bang, avec la formation de l’hydrogène et de l’hélium, puis continue tout au long de la vie des étoiles, avec l’assemblage d’éléments comme l’hélium, le carbone, l’oxygène, le calcium… jusqu’au fer.

La synthèse de ces éléments (la nucléosynthèse) se produit par réactions thermonucléaires au cœur des étoiles, à des températures supérieures à plusieurs millions de degrés et d’autant plus élevées que l’élément est de numéro atomique élevé.

Certains de ces noyaux atomiques seront redistribués dans l’espace interstellaire lors des phases finales de la vie de l’étoile, phases pendant lesquelles elle peut perdre une grande partie de sa masse en éjectant ses couches externes.

Les éléments plus lourds que le fer sont synthétisés lors d’évènements catastrophiques comme l’explosion, à la fin de sa vie, d’une étoile massive en supernova ou encore la collision de deux étoiles à neutrons, qui sont elles-mêmes ce qui reste d’une étoile massive après son explosion en supernova.

Les supernovæ forment ainsi du nickel, du cuivre, du zinc…, alors que des éléments comme l’or ou l’uranium proviennent sans doute de la fusion de deux étoiles à neutrons.
Lithium, béryllium et bore se distinguent car ils sont produits par le choc entre des atomes lourds et des rayons cosmiques (des noyaux atomiques se déplaçant à grande vitesse).

Tous les éléments du tableau de Mendeleïev nous parlent donc d’astronomie, du Big Bang ou des étoiles, sauf bien sûr les éléments chimiques synthétiques qui ont été fabriqués par les physiciens au cœur de leurs laboratoires.

La nucléosynthèse désigne la synthèse de noyaux atomiques par une réaction nucléaire. Cette réaction peut être de plusieurs types :

• Capture de neutrons, le noyau atomique capture un neutron, sans se désintégrer, formant ainsi un noyau plus lourd ;
• Capture de protons, fusion nucléaire, où deux noyaux atomiques légers s’unissent pour former un noyau plus lourd ;
• Fission nucléaire, où un noyau atomique lourd se scinde en deux noyaux plus légers ;
• Spallation, où le noyau atomique ciblé (par un neutron ou un proton) se décompose en formant des jets de particules légères et un noyau plus léger que le noyau cible.

On distingue plusieurs nucléosynthèses :

• La nucléosynthèse primordiale, qui s’est passée immédiatement après le Big Bang et qui a formé les éléments légers comme l’hélium ou le deutérium ;
• La nucléosynthèse stellaire, responsable de la synthèse de l’hélium, puis, à la fin de la vie de l’étoile, de certains éléments compris entre le lithium et le fer ;
• La nucléosynthèse explosive, dans les étoiles massives, produisant des éléments plus lourds que le fer ;
• La spallation cosmique, qui produit des éléments comme le lithium, le béryllium et le bore, par bombardement de la matière par des rayons cosmiques.