Biologie pour les majors I

Identifier les éléments constitutifs de la matière

À son niveau le plus fondamental, la vie est constituée de matière. La matière est toute substance qui occupe l’espace et possède une masse. Les éléments sont des formes uniques de matière dotées de propriétés chimiques et physiques spécifiques qui ne peuvent être décomposées en substances plus petites par des réactions chimiques ordinaires. Il existe 118 éléments, mais seuls 92 se produisent naturellement. Les autres éléments sont synthétisés en laboratoire et sont instables.

Atomes

La structure de l’atome

Pour comprendre comment les éléments s’assemblent, nous devons d’abord discuter du plus petit composant ou élément constitutif d’un élément, l’atome. Un atome est la plus petite unité de matière qui conserve toutes les propriétés chimiques d’un élément. Par exemple, un atome d’or possède toutes les propriétés de l’or en ce sens qu’il s’agit d’un métal solide à température ambiante. Une pièce d’or est simplement un très grand nombre d’atomes d’or moulés en forme de pièce et contenant de petites quantités d’autres éléments appelés impuretés. Les atomes d’or ne peuvent pas être décomposés en quelque chose de plus petit tout en conservant les propriétés de l’or.

Un atome est composé de deux régions : le noyau, qui se trouve au centre de l’atome et contient des protons et des neutrons, et la région la plus extérieure de l’atome qui contient ses électrons en orbite autour du noyau, comme l’illustre la figure 1. Les atomes contiennent des protons, des électrons et des neutrons, entre autres particules subatomiques. La seule exception est l’hydrogène (H), qui est constitué d’un proton et d’un électron, sans neutrons.

Figure 1. Les éléments, comme l’hélium, représenté ici, sont constitués d’atomes. Les atomes sont constitués de protons et de neutrons situés dans le noyau, avec des électrons dans des orbitales entourant le noyau.

Les protons et les neutrons ont approximativement la même masse, environ 1,67 × 10-24 grammes. Les scientifiques définissent arbitrairement cette quantité de masse comme une unité de masse atomique (amu) ou un Dalton, comme le montre le tableau 1. Bien que leur masse soit similaire, les protons et les neutrons diffèrent par leur charge électrique. Un proton est chargé positivement alors qu’un neutron n’est pas chargé. Par conséquent, le nombre de neutrons dans un atome contribue de manière significative à sa masse, mais pas à sa charge. Les électrons ont une masse beaucoup plus faible que les protons, puisqu’ils ne pèsent que 9,11 × 10-28 grammes, soit environ 1/1800 d’une unité de masse atomique. Ils ne contribuent donc pas beaucoup à la masse atomique globale d’un élément. Par conséquent, lorsqu’on considère la masse atomique, il est d’usage d’ignorer la masse des électrons et de calculer la masse de l’atome sur la base du seul nombre de protons et de neutrons. Bien qu’ils ne contribuent pas de manière significative à la masse, les électrons contribuent grandement à la charge de l’atome, car chaque électron a une charge négative égale à la charge positive d’un proton. Dans les atomes neutres et non chargés, le nombre d’électrons en orbite autour du noyau est égal au nombre de protons à l’intérieur du noyau. In these atoms, the positive and negative charges cancel each other out, leading to an atom with no net charge.

Accounting for the sizes of protons, neutrons, and electrons, most of the volume of an atom—greater than 99 percent—is, in fact, empty space. With all this empty space, one might ask why so-called solid objects do not just pass through one another. The reason they do not is that the electrons that surround all atoms are negatively charged and negative charges repel each other.

Nombre atomique et masse

Les atomes de chaque élément contiennent un nombre caractéristique de protons et d’électrons. Le nombre de protons détermine le numéro atomique d’un élément et sert à distinguer un élément d’un autre. Le nombre de neutrons est variable, ce qui donne lieu aux isotopes, qui sont des formes différentes d’un même atome ne variant que par le nombre de neutrons qu’ils possèdent. Ensemble, le nombre de protons et le nombre de neutrons déterminent le numéro de masse d’un élément, comme l’illustre la figure 2. Notez que la faible contribution de la masse des électrons n’est pas prise en compte dans le calcul du nombre de masse. Cette approximation de la masse peut être utilisée pour calculer facilement le nombre de neutrons d’un élément en soustrayant simplement le nombre de protons du nombre de masse. Étant donné que les isotopes d’un élément ont des numéros de masse légèrement différents, les scientifiques déterminent également la masse atomique, qui est la moyenne calculée du numéro de masse de ses isotopes naturels. Souvent, le nombre obtenu contient une fraction. Par exemple, la masse atomique du chlore (Cl) est de 35,45 car le chlore est composé de plusieurs isotopes, certains (la majorité) ayant une masse atomique de 35 (17 protons et 18 neutrons) et d’autres ayant une masse atomique de 37 (17 protons et 20 neutrons).

Question d’entraînement

Le carbone a un numéro atomique de six, et deux isotopes stables avec des numéros de masse de douze et treize, respectivement. Sa masse atomique est de 12,11.

Figure 2. Le carbone-12 et le carbone-13

Combien de neutrons possèdent respectivement le carbone-12 et le carbone-13 ?

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Le carbone-12 possède six neutrons. Le carbone-13 a sept neutrons.

Le tableau périodique des éléments

Les différents éléments sont organisés et présentés dans le tableau périodique. Conçu par le chimiste russe Dmitri Mendeleïev (1834-1907) en 1869, ce tableau regroupe des éléments qui, bien qu’uniques, partagent certaines propriétés chimiques avec d’autres éléments. Les propriétés des éléments sont responsables de leur état physique à température ambiante : ils peuvent être des gaz, des solides ou des liquides. Les éléments ont également une réactivité chimique spécifique, c’est-à-dire la capacité de se combiner et de se lier chimiquement les uns aux autres.

Dans le tableau périodique, illustré à la figure 3, les éléments sont organisés et affichés en fonction de leur numéro atomique et sont disposés en une série de lignes et de colonnes en fonction des propriétés chimiques et physiques partagées. En plus de fournir le numéro atomique de chaque élément, le tableau périodique affiche également la masse atomique de l’élément. En regardant le carbone, par exemple, son symbole (C) et son nom apparaissent, ainsi que son numéro atomique de six (dans le coin supérieur gauche) et sa masse atomique de 12,11.

Figure 3. Le tableau périodique indique la masse atomique et le numéro atomique de chaque élément. Le numéro atomique apparaît au-dessus du symbole de l’élément et la masse atomique approximative apparaît en dessous.

Le tableau périodique regroupe les éléments en fonction de leurs propriétés chimiques. Les différences de réactivité chimique entre les éléments sont basées sur le nombre et la répartition spatiale des électrons d’un atome. Les atomes qui réagissent chimiquement et se lient les uns aux autres forment des molécules. Les molécules sont simplement deux ou plusieurs atomes chimiquement liés entre eux. Logiquement, lorsque deux atomes se lient chimiquement pour former une molécule, leurs électrons, qui forment la région la plus externe de chaque atome, se réunissent en premier lorsque les atomes forment une liaison chimique.

Electrons

Coquilles électroniques et modèle de Bohr

Figure 4. Le modèle de Bohr.

Il faut souligner qu’il existe un lien entre le nombre de protons d’un élément, le numéro atomique qui distingue un élément d’un autre, et le nombre d’électrons qu’il possède. Dans tous les atomes électriquement neutres, le nombre d’électrons est le même que le nombre de protons. Ainsi, chaque élément, du moins lorsqu’il est électriquement neutre, possède un nombre caractéristique d’électrons égal à son numéro atomique.

Un premier modèle de l’atome a été développé en 1913 par le scientifique danois Niels Bohr (1885-1962). Dans ce modèle, les électrons existent à l’intérieur de coquilles principales. Un électron existe normalement dans la coquille la moins énergétique disponible, qui est la plus proche du noyau. L’énergie d’un photon de lumière peut le faire passer à une enveloppe d’énergie supérieure, mais cette situation est instable et l’électron retourne rapidement à l’état fondamental. Dans le processus, un photon de lumière est libéré.

Le modèle de Bohr montre l’atome comme un noyau central contenant des protons et des neutrons, avec les électrons dans des orbitales circulaires à des distances spécifiques du noyau, comme illustré dans la figure 4. Ces orbites forment des coquilles électroniques ou niveaux d’énergie, qui sont une façon de visualiser le nombre d’électrons dans les coquilles les plus extérieures. Ces niveaux d’énergie sont désignés par un nombre et le symbole « n ». Par exemple, 1n représente le premier niveau d’énergie situé le plus près du noyau.

Les électrons remplissent les orbitales dans un ordre cohérent : ils remplissent d’abord les orbitales les plus proches du noyau, puis ils continuent à remplir des orbitales d’énergie croissante plus loin du noyau. S’il existe plusieurs orbitales d’énergie égale, elles seront remplies par un électron dans chaque niveau d’énergie avant qu’un deuxième électron ne soit ajouté. Les électrons du niveau d’énergie le plus externe déterminent la stabilité énergétique de l’atome et sa tendance à former des liaisons chimiques avec d’autres atomes pour former des molécules.

Dans des conditions standard, les atomes remplissent d’abord les coquilles internes, ce qui entraîne souvent un nombre variable d’électrons dans la coquille la plus externe. La coquille la plus interne a un maximum de deux électrons, mais les deux coquilles électroniques suivantes peuvent chacune avoir un maximum de huit électrons. C’est ce que l’on appelle la règle de l’octuor, selon laquelle, à l’exception de la coquille la plus interne, les atomes sont énergétiquement plus stables lorsqu’ils ont huit électrons dans leur coquille de valence, la coquille électronique la plus externe. Des exemples de quelques atomes neutres et de leurs configurations électroniques sont présentés dans la figure 5. Remarquez que dans cette figure, l’hélium possède une couche électronique externe complète, avec deux électrons remplissant sa première et unique couche. De même, le néon possède une couche externe 2n complète contenant huit électrons. En revanche, le chlore et le sodium ont respectivement sept et un électrons dans leur coquille externe, mais théoriquement, ils seraient plus stables sur le plan énergétique s’ils suivaient la règle de l’octuor et en avaient huit.

Question d’entraînement

Figure 5. Diagrammes de Bohr pour l’hydrogène, l’hélium, le lithium, le carbone, le fluor, le néon, le sodium, le silicium, le chlore et l’argon.

Les diagrammes de Bohr indiquent combien d’électrons remplissent chaque coquille principale. Les éléments du groupe 18 (l’hélium, le néon et l’argon sont représentés sur la figure 5) ont une coquille extérieure, ou de valence, complète. Une coquille de valence pleine est la configuration électronique la plus stable. Les éléments des autres groupes ont des coquilles de valence partiellement remplies et gagnent ou perdent des électrons pour obtenir une configuration électronique stable.

Un atome peut donner, prendre ou partager des électrons avec un autre atome pour obtenir une coquille de valence complète, la configuration électronique la plus stable. En observant cette figure, combien d’électrons les éléments du groupe 1 doivent-ils perdre pour obtenir une configuration électronique stable ? Combien d’électrons les éléments des groupes 14 et 17 doivent-ils gagner pour obtenir une configuration stable ?

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Les éléments du groupe 1 doivent perdre un électron pour obtenir une configuration électronique stable. Les éléments des groupes 14 et 17 doivent gagner quatre et un électrons, respectivement, pour obtenir une configuration stable.

Comprendre que l’organisation du tableau périodique est basée sur le nombre total de protons (et d’électrons) nous aide à savoir comment les électrons sont distribués parmi la coquille externe. Le tableau périodique est organisé en colonnes et en rangées en fonction du nombre d’électrons et de l’emplacement de ces électrons. Regardez de plus près certains des éléments de la colonne la plus à droite du tableau périodique dans la figure 3.

Les atomes du groupe 18, l’hélium (He), le néon (Ne) et l’argon (Ar), ont tous des enveloppes électroniques extérieures remplies, ce qui rend inutile le partage des électrons avec d’autres atomes pour atteindre la stabilité ; ils sont très stables en tant qu’atomes uniques. Leur non-réactivité leur a valu d’être appelés les gaz inertes (ou gaz nobles). Comparez cela aux éléments du groupe 1 de la colonne de gauche. Ces éléments, dont l’hydrogène (H), le lithium (Li) et le sodium (Na), possèdent tous un électron dans leur enveloppe extérieure. Cela signifie qu’ils peuvent obtenir une configuration stable et une enveloppe extérieure remplie en donnant ou en partageant un électron avec un autre atome ou une molécule comme l’eau. L’hydrogène donnera ou partagera son électron pour obtenir cette configuration, tandis que le lithium et le sodium donneront leur électron pour devenir stables. En raison de la perte d’un électron chargé négativement, ils deviennent des ions chargés positivement. Les éléments du groupe 17, y compris le fluor et le chlore, ont sept électrons dans leur coquille extérieure. Ils ont donc tendance à remplir cette coquille avec un électron d’autres atomes ou molécules, ce qui en fait des ions chargés négativement. Les éléments du groupe 14, dont le carbone est le plus important pour les systèmes vivants, ont quatre électrons dans leur coquille extérieure, ce qui leur permet de créer plusieurs liaisons covalentes (discutées ci-dessous) avec d’autres atomes. Ainsi, les colonnes du tableau périodique représentent l’état potentiel partagé des enveloppes électroniques externes de ces éléments qui est responsable de leurs caractéristiques chimiques similaires.

Orbitales des électrons

Bien qu’utile pour expliquer la réactivité et la liaison chimique de certains éléments, le modèle de Bohr de l’atome ne reflète pas précisément la façon dont les électrons sont répartis dans l’espace autour du noyau. Ils ne tournent pas autour du noyau comme la terre autour du soleil, mais se trouvent dans des orbitales électroniques. Ces formes relativement complexes résultent du fait que les électrons ne se comportent pas seulement comme des particules, mais aussi comme des ondes. Les équations mathématiques de la mécanique quantique, connues sous le nom de fonctions d’onde, peuvent prédire, avec un certain niveau de probabilité, où un électron peut se trouver à un moment donné. La zone où un électron est le plus susceptible de se trouver est appelée son orbite.

Figure 6. Cliquez pour agrandir l’image. Les sous-coquilles s ont la forme de sphères. Les deux coquilles principales 1n et 2n ont une orbitale s, mais la taille de la sphère est plus grande dans l’orbitale 2n. Chaque sphère est une orbitale unique. Les sous-coquilles p sont constituées de trois orbitales en forme d’haltères. La coquille principale 2n possède une sous-coquille p, mais pas la coquille 1.

Rappellez-vous que le modèle de Bohr décrit la configuration de la coquille électronique d’un atome. Au sein de chaque coquille électronique se trouvent des sous-coquilles, et chaque sous-coquille possède un nombre spécifié d’orbitales contenant des électrons. Bien qu’il soit impossible de calculer l’emplacement exact d’un électron, les scientifiques savent qu’il se trouve très probablement sur la trajectoire de son orbite. Les sous-coquilles sont désignées par les lettres s, p, d et f. La sous-coquille s est de forme sphérique et possède une orbitale. La coquille principale 1n ne possède qu’une seule orbitale s, qui peut contenir deux électrons. La coquille principale 2n possède une sous-coquille s et une sous-coquille p, et peut contenir un total de huit électrons. La sous-coquille p possède trois orbitales en forme d’haltère, comme l’illustre la figure 6. Les sous-coquilles d et f ont des formes plus complexes et contiennent respectivement cinq et sept orbitales. Elles ne sont pas représentées sur l’illustration. La coque principale 3n possède des sous-coques s, p et d et peut contenir 18 électrons. La coquille principale 4n possède des orbitales s, p, d et f et peut contenir 32 électrons. En s’éloignant du noyau, le nombre d’électrons et d’orbitales présents dans les niveaux d’énergie augmente. En progressant d’un atome à l’autre dans le tableau périodique, la structure électronique peut être élaborée en adaptant un électron supplémentaire dans la prochaine orbitale disponible.

L’orbitale la plus proche du noyau, appelée orbitale 1s, peut contenir jusqu’à deux électrons. Cette orbitale est équivalente à la coquille électronique la plus interne du modèle de Bohr de l’atome. On l’appelle l’orbitale 1s parce qu’elle est sphérique autour du noyau. L’orbitale 1s est l’orbitale la plus proche du noyau et elle est toujours remplie en premier, avant que toute autre orbitale puisse être remplie. L’hydrogène a un électron ; par conséquent, il n’a qu’une seule place occupée dans l’orbitale 1s. Elle est désignée par 1s1, où le 1 en exposant fait référence à l’électron de l’orbitale 1s. L’hélium possède deux électrons ; il peut donc remplir complètement l’orbitale 1s avec ses deux électrons. On parle alors de 1s2, en référence aux deux électrons de l’hélium dans l’orbitale 1s. Sur la figure 6 du tableau périodique, l’hydrogène et l’hélium sont les deux seuls éléments de la première rangée (période), car ils ne possèdent que des électrons dans leur première couche, l’orbitale 1s. L’hydrogène et l’hélium sont les deux seuls éléments qui ont l’orbitale 1s et aucune autre orbitale électronique à l’état électriquement neutre.

La deuxième coquille électronique peut contenir huit électrons. Cette coquille contient une autre orbitale s sphérique et trois orbitales p en forme d' »haltères », chacune pouvant contenir deux électrons, comme le montre la figure 6. Une fois l’orbitale 1s remplie, la deuxième enveloppe électronique est remplie, en remplissant d’abord son orbitale 2s, puis ses trois orbitales p. Lors du remplissage des orbitales p, les orbitales s sont remplies d’électrons. Lorsque l’on remplit les orbitales p, chacune d’entre elles prend un seul électron ; une fois que chaque orbitale p a un électron, on peut en ajouter un deuxième. Le lithium (Li) contient trois électrons qui occupent les première et deuxième coquilles. Deux électrons remplissent l’orbitale 1s, et le troisième électron remplit ensuite l’orbitale 2s. Sa configuration électronique est 1s22s1. Le néon (Ne), quant à lui, possède un total de dix électrons : deux se trouvent dans l’orbitale 1s la plus interne et huit remplissent sa deuxième enveloppe (deux dans l’orbitale 2s et trois dans l’orbitale p) ; c’est donc un gaz inerte et énergétiquement stable en tant qu’atome unique qui formera rarement une liaison chimique avec d’autres atomes. Les éléments plus grands possèdent des orbitales supplémentaires, qui constituent la troisième enveloppe électronique. Bien que les concepts de coquilles électroniques et d’orbitales soient étroitement liés, les orbitales fournissent une représentation plus précise de la configuration électronique d’un atome, car le modèle orbital spécifie les différentes formes et les orientations spéciales de tous les endroits que les électrons peuvent occuper.

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