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Molécule

Molécule

Une molécule est un assemblage d'atomes qui est caractérisé par une composition généralement réduite en une formule brute, et par une structure géométrique, variable selon cette composition. Les molécules sont une des structures élémentaires de la matière, qui peut également se présenter sous forme cristalline, sachant que certaines molécules peuvent elles-mêmes former des cristaux. Les molécules sont des ensembles électriquement neutres dans lesquels les atomes sont liés entre eux principalement par des liaisons covalentes, et faisant quelques fois intervenir des liaisons ioniques en formant alors un sel. Exemples :
- la molécule de méthane CH₄ est constituée d'un atome de carbone (C) et de quatre atomes d'hydrogène (H) ;
- la molécule de dioxygène O₂ est consituée de deux atomes d'oxygène (O).

Voir aussi

- Énantiomère
- Diastéréoisomère
- Stabilité moléculaire Catégorie:Chimie als:Molekül ja:分子 ko:분자 simple:Molecule th:โมเลกุล

Atome

L'atome est un composant de la matière, défini du point de vue de la chimie comme la plus petite partie d'un corps simple pouvant se combiner avec une autre. Le mot provient du grec ατομος, atomos, « que l'on ne peut diviser ». L'atome était pour certains philosophes de la Grèce antique le plus petit élément indivisible de la matière. La notion d'atome est largement utilisée dans les diverses théories permettant d'expliquer les propriétés physiques de la matière, notamment dans ses états gazeux (la compressibilité des gaz), liquide et solide (l'ordonnancement des cristaux). En chimie, l'atome est l'élément de base, il constitue la matière et forme les molécules : les atomes restent indivisibles au cours d'une réaction chimique (en acceptant la légère exception que constituent les échanges d'électrons périphériques). Cependant, depuis le début du , des expériences de physique nucléaire ont mis en évidence l'existence des constituants de l'atome que sont les particules élémentaires.

Caractéristiques de l'atome

La majeure partie de la masse de l'atome se trouve concentrée dans un très faible volume (dimension de l'ordre de 10^-15 m) : le noyau, composé de deux sortes de particules semblables, appelées nucléons :
- les neutrons, particules de charge électrique nulle, et de masse égale à : :::m_n = 1,674 95×10^-27 kg ;
- les protons, particules de charge électrique positive égale à : :::e = 1,602 189×10^-19 C, :et de masse égale à : :::m_p = 1,672 65×10^-27 kg. La masse du proton étant très proche de celle du neutron, il est pratique de caractériser un noyau par son nombre de nucléons, appelé nombre de masse. Autour du noyau se trouve « un nuage » de particules identiques : les électrons ; les dimensions de ce nuage électronique (de l'ordre d'un angström, ou 10^-10 m) correspondent à celles de l'atome. Les électrons possèdent une charge électrique négative égale à : :::e = 1,602 189×10^-19 C, identique à celle du proton en valeur absolue ; leur masse est bien plus faible que celles des nucléons : :::m_e = 9,109 53×10^-31 kg. La charge électrique d'un atome est neutre, car le nombre d'électrons (chargés négativement) du nuage électronique est égal au nombre de protons (chargés positivement) constituant le noyau. Ainsi, les charges électriques s'annulent d'un point de vue macroscopique. Les atomes sont susceptibles de se charger électriquement, en gagnant (la charge de l'atome devient négative) ou en perdant (la charge de l'atome devient positive) un ou plusieurs électrons ; on parle alors d'ions. Les propriétés physiques et chimiques des atomes dépendent essentiellement du nombre de protons qui composent leur noyau. Aussi, les atomes sont-ils classés suivant ce nombre, appelé nombre atomique. La matière constituée d'un ensemble quelconque d'atomes de même nombre atomique est un corps simple, ou élément chimique. Les atomes ayant un même nombre atomique, mais des nombres de masse différents (nombre de neutrons différent), sont appelés isotopes. Les différents éléments chimiques naturels ou artificiels ont été ordonnés en fonction de leurs propriétés dans le tableau périodique des éléments.

Histoire de l'atome

Le concept d'atome est particulièrement bien admis par le grand public, pourtant, paradoxalement, on ne peut pas observer par des moyens optique cet objet et seuls quelques rares physiciens manipulent des atomes isolés. L'atome peut donc paraître un modèle essentiellement théorique. Bien que ce modèle ne soit plus aujourd'hui remis en cause il a beaucoup évolué au cours du temps pour répondre aux exigences des nouvelles théories physiques et correspondre avec les différentes expérimentations effectuées.

Antiquité : un concept philosophique et intuitif

Il est probable que plusieurs peuples aient développé la notion de «grain composant la matière», tant ce concept semble évident lorsque l'on morcelle une motte de terre. Dans la culture européenne, ce concept apparaît pour la première fois dans la Grèce antique au , chez les philosophes présocratiques, notamment Leucippe, env. 460-370 av. J.-C., Démocrite et, plus tard, Épicure. Il s'agit d'une conception a priori du monde, qui fait partie de la recherche des principes de la réalité, recherche qui caractérise les premiers philosophes : on suppose que la matière ne peut se diviser indéfiniment, qu'il y a donc une conservation des éléments du monde, qui se transforment ou se combinent selon des processus variés. La décomposition du monde en quatre éléments (eau, air, terre, feu) peut donc compléter cette thèse. L'atomisme est une solution concurrente, qui naît de l'opposition de l'être et du néant : l'atome est une parcelle d'être qui se conserve éternellement, sans quoi les choses finiraient par disparaître. Ce fut sans doute un tournant philosophique majeur, à l'origine du matérialisme et de la critique de la religion. Cependant, même si l'empirisme épicurien tente d'établir cette hypothèse sur des bases scientifiques, l'atome demeure une intuition sans confirmations expérimentales.

La chimie du XVIII siècle - les éléments

Depuis des millénaires, on a remarqué que les produits se transforment : le feu, la métallurgie (transformation du minerai en métal), la corrosion (dégradation du métal), la vie, la cuisson des aliments, la décomposition de la matière organique... Par exemple, pour Empédocle, les transformations de la matière s'expliquaient de la manière suivante : il y avait quatre types d'éléments (eau, air, terre, feu) qui s'associaient et se dissociaient, en fonction de l'amour ou de la haine qu'ils se portaient — les fameux « atomes crochus ». Au Moyen Âge, les alchimistes ont étudié ces transformations et remarqué qu'elles suivent des règles bien précises. Vers 1760, des chimistes anglais commencent à s'intéresser aux gaz produits par les réactions, afin d'en mesurer le volume et de les peser. Ainsi, Joseph Black, Henry Cavendish et Joseph Priestley découvrent différents « airs » (c'est-à-dire gaz) : l'« air fixe » (le gaz carbonique), l'« air inflammable » (le dihydrogène), l'« air phlogistiqué » (le diazote), l'« air déphlogistiqué » (le dioxygène)... (Le terme « phlogistique » provient de la théorie du chimiste allemand Georg Ernst Stahl, au début du , pour expliquer la combustion ; cette théorie fut balayée par Lavoisier.) Antoine Laurent de Lavoisier (chimiste français) énonce en 1773 que : :"Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme" (formulé d'une manière légèrement différente à l'époque) signifiant par là que :
- la masse se conserve pendant les réactions chimiques ;
- les substances se décomposent en « éléments », c'est l'organisation de ces éléments qui change lors d'une réaction. Cette notion marque la véritable naissance de la chimie. Les chimistes ont donc commencé à recenser les éléments dont sont composées toutes les substances et à créer une nomenclature systématique — oxygène : qui génère des acides (οξυs signifie « acide » en grec) — hydrogène : qui génère de l'eau... Par exemple, en 1774, Lavoisier, en suivant les travaux des chimistes anglais, établit que l'air se compose en « air vital » (dioxygène) et en « air vicié et méphitique, mofette » (diazote) ; en 1785, il décompose l'eau (en faisant passer de la vapeur d'eau sur du fer chauffé au rouge) et montre donc que ce n'est pas un élément, mais que l'eau est décomposable en éléments (c'est en fait une pyrolyse). Le terme d'« analyse » provient d'ailleurs de cette notion de décomposition, lusis (λυσιs) signifie « dissolution » en grec : on décompose les produits (par attaque acide, en les brûlant, en les distillant...) jusqu'à obtenir des substances simples reconnaissables facilement (l'hydrogène, l'oxygène, le carbone, le fer...). On a donc la première constatation expérimentale de la décomposition de la matière en substances élémentaires.

La physique du XVIII siècle - les particules

Un autre pas, fait en parallèle, vient de l'étude des propriétés des gaz et de la chaleur (thermodynamique). Les fluides (liquides et gaz) sont étudiés en Europe depuis l'Antiquité, mais c'est au milieu du que l'on commence vraiment à cerner leur propriétés, avec l'invention du thermomètre (thermoscope de Santorre Santario, 1612), du baromètre et du vide pompé (Evangelista Torricelli, 1643), l'étude de l'expansion des gaz (Gilles Personne de Roberval, 1647), la pression atmosphérique (Blaise Pascal et Florin Perrier, 1648), les relations entre pression et volume (Robert Boyle en 1660, Edmé Mariotte en 1685), la notion de zéro absolu (Guillaume Amontons, 1702)... René Descartes (mathématicien, physicien et philosophe français) émet l'idée, en 1644, que les gaz sont composés de particules tourbillonnantes. Mais il ne s'agit là encore que d'une conception imagée, sans appui expérimental ; dans le même ordre d'idées, Descartes pensait que c'était aussi un tourbillon de « matière subtile » qui entraînait la rotation des planètes (ceci fut mis en défaut par Isaac Newton avec l'attraction universelle en 1687). Cependant, cette notion de corpuscules inspira d'autres scientifiques. Les mathématiciens suisses Jakob Hermann (1716) et Leonhard Euler (1729), mais surtout le physicien suisse Daniel Bernoulli (1733), effectuent des calculs en supposant que les gaz sont formés de particules s'entrechoquant, et leurs résultats sont en accord avec l'expérience. C'est la conception « cinétique » des gaz, c'est-à-dire l'explication de la température et de la pression par des particules en mouvement. Une autre science se développe à la fin du : la cristallographie. Ce qui intrigue les scientifiques, c'est l'observation des formes géométrique des cristaux naturels, et leur capacité à se cliver selon des plans lisses respectant ces symétries. Reprenant l'idée de classification des êtres vivants de Carl von Linné, on commence à rechercher et classer les minéraux (Jean-Baptiste Romé de Lisle, minéralogiste français, 1772). L'abbé René-Just Haüy (cristallographe français), en 1781, suppose que la forme des cristaux reflète la symétrie d'une « brique élémentaire », le cristal étant un assemblage de ces briques. On retrouve ici cette notion de composant élémentaire de la matière.

XIX siècle - le triomphe de l'atome

À ce stade, ressortaient trois notions :
- les corps chimiques sont décomposables en substances élémentaires ;
- les gaz sont composés de corpuscules qui volent et s'entrechoquent ;
- les cristaux sont composés de cellules dont la forme détermine la forme extérieure du cristal. Ces notions ont en commun le fait que la matière homogène est composée de corpuscules tous semblables entre eux, mais trop petits pour être visibles. Les découvertes du XIX siècle vont permettre de faire converger ces trois notions, et d'établir les notions de molécule et d'atome. John Dalton (chimiste et physicien anglais), en 1804, mesure les masses des réactifs et des produits de réaction, et en déduit que les substances sont composées d'atomes sphériques, identiques pour un élément, mais différents d'un élément à l'autre, notamment par la masse de ces atomes. Il découvre également la notion de pression partielle (dans un mélange de gaz, la contribution d'un gaz donné à la pression totale). Il fut le premier à émettre les idées de la théorie atomique. En 1807, Louis Joseph Gay-Lussac (physicien et chimiste français), établit la loi reliant la température et la pression d'un gaz. En 1808, il établit que les gaz réagissent en proportions déterminées ; les rapports des volumes des réactifs et des produits de réaction sont des nombres entiers petits. Le fait que ce soit des nombres entiers, a induit fortement à penser que la matière n'est pas « continue » (pensée dominante à cette époque), mais faite d'éléments discontinus. Amedeo Avogadro (physicien italien), en 1811, énonce, sans preuve, que pour une température et une pression fixées, un volume donné de gaz contient toujours le même nombre de molécules, et ce quel que soit le gaz. Il fait également l'hypothèse que les gaz sont polyatomiques, et définit nettement molécules et atomes. André-Marie Ampère (1814), Jean-Baptiste André Dumas (1827) et William Prout (1834) arrivent à la même conclusion. En 1821, John Herapath (mathématicien anglais) publie une théorie cinétique des gaz pour expliquer la propagation des sons, les changements de phase (vaporisation, liquéfaction) et la diffusion des gaz. Robert Brown (botaniste britannique), en 1827, observe le mouvement de grains de pollen dans l'eau ; les grains vont en ligne droite, et ne changent de direction que lors d'un choc avec un autre grain ou bien contre une paroi. C'est de ce comportement, le « mouvement brownien », que s'inspireront les physiciens pour décrire le mouvement des molécules de gaz. Gabriel Delafosse, en 1840, suppose que l'on peut dissocier la composante élémentaire du cristal et son organisation ; ainsi, la brique élémentaire de Haüy pourrait être un réseau aux nœuds duquel se trouveraient des « molécules » ; ce serait la forme du réseau qui donnerait la forme au cristal et non pas nécessairement la forme des molécules. Louis Pasteur (chimiste et biologiste français), en 1847, établit le lien entre la forme des molécules et la forme des cristaux (en fait, la molécule donne sa forme au réseau, et le réseau sa forme au cristal). Auguste Bravais (physicien français), en 1849, détermine les 32 réseaux cristallins possibles. En 1858, Rudolf Julius Emanuel Clausius (physicien allemand) définit le libre parcours moyen d'une molécule dans un gaz (distance moyenne parcourue entre deux chocs). Partant de là, en 1859, James Clerk Maxwell (physicien écossais) introduit la notion de dispersion statistique des vitesses des molécules dans la cinétique des gaz. Ceci permit à Ludwig Boltzmann (physicien autrichien), en 1858, d'estimer la taille des molécules et de définir la répartition statistique des vitesses dans un gaz. Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (chimiste russe), en 1869, classe les atomes par masse croissante, et remarque qu'il y a une périodicité dans leurs propriétés chimiques. Il établit donc un tableau classant les éléments ; les trous dans ce tableau permirent de découvrir de nouveaux éléments.

Bilan

La notion d'atome et de molécule a donc permis le succès de la thermodynamique statistique, de la chimie et de la cristallographie. À cette notion, vont correspondre des modèles qui seront affinés au cours du développement de la physique et particulièrement précisés par les découvertes de la physique quantique durant le , et notamment :
- la découverte de l'électron (Joseph Thomson, 1887) ;
- les expériences de déviation des particules alpha par la matière (Ernest Rutherford of Nelson, 1911) ;
- les expériences de diffraction des rayons X sur les cristaux (Max von Laue, 1912).

Historique des modèles de l'atome

Dans l'histoire des sciences, plusieurs modèles de l'atome ont été développés, au fur et à mesure des découvertes des propriétés de la matière. Aujourd'hui encore, on utilise plusieurs modèles différents ; en effet, le modèle le plus récent est assez complexe, l'utilisation de modèles « anciens » ou partiellement faux, mais plus simples, facilite la compréhension, donc l'apprentissage et la réflexion. Depuis l'antiquité grecque, on supposait que la matière pouvait se fractionner en petits morceaux jusqu'à obtenir des grains insécables, qu'elle était comme « de la poussière dans la lumière ». C'est avec l'expérience de Rutherford que l'on atteint enfin ce grain : les particules alpha, en traversant la matière, voient leur trajectoire perturbée, ce qui va permettre enfin de savoir comment est organisée cette « poussière »...

1675 : Jean Picard observe une luminescence verte en agitant un tube de baromètre ; on découvrira quelques siècles plus tard que cela est dû à l'électricité statique et aux vapeurs de mercure ;
1854 : Geissler et Plücker découvrent les rayons cathodiques, des rayons verts luminescents lorsque l'on établit une forte tension électrique dans une ampoule dont on a pompé l'air (faible pression de gaz) ; ils inventent ainsi la lampe à décharge, qui éclaire maintenant nos supermarchés d'une lumière blanche, nos rues et nos stationnements d'une lumière orange (lampes au sodium) ;
1897 : J. J. Thomson établit que ces rayons cathodiques sont constitués de particules chargées négativement arrachées à la matière, et découvre ainsi l'électron ; c'est la première décomposition de l'atome ;
1900 : Max Planck montre la quantification des échanges d'énergie dans la matière (recherches sur le corps noir) ;
1911 : expérience de Rutherford : il bombarde une feuille d'or par des particules alpha (des noyaux d'hélium, chargés positivement, obtenus par radioactivité) ; il en déduit que :
- la plupart des particules vont en lignes droites, donc la matière est « pleine de trous » ;
- mais certaines sont déviées et même rebroussent chemin, donc elles rencontrent des îlots très concentrés de matière chargée positivement (les + se repoussent entre eux) ;
il en déduit son modèle planétaire : l'atome est constitué d'un noyau positif très petit et d'électrons tournant autour ; ce modèle pose un gros problème : en tournant, les électrons devraient perdre de l'énergie par rayonnement, et donc s'écraser sur le noyau...
1913 : Niels Bohr réunit les concepts de Planck et de Rutherford, et propose son modèle : les orbites des électrons ont des rayons définis, il n'existe que quelques orbites « autorisées » ; ainsi, les échanges d'énergie quantifiés correspondent à des sauts entre les orbites définies, et lorsque l'électron est sur l'orbite la plus basse, il ne peut pas descendre en dessous et s'écraser (mais ce modèle n'explique pas pourquoi) ;
1914 : l'expérience de Franck et Hertz valide le modèle de Bohr : ils bombardent des vapeurs de mercure avec des électrons ; l'énergie cinétique perdue par les électrons traversant les vapeurs est toujours la même ;
1924 : Louis de Broglie postule la dualité onde-corpuscule ;
1926 : Schrödinger modélise l'électron comme une onde, l'électron dans l'atome n'est donc plus une boule mais un « nuage » qui entoure le noyau ; ce modèle, contrairement aux autres, est stable car l'électron ne perd pas d'énergie.

Modèles périmés

Les modèles présentés dans cette section sont trop éloignés de la réalité pour pouvoir être utilisés. Ils ne sont présentés ici qu'à titre historique.

Le modèle de J.J Thomson ou modèle du far aux pruneaux (plum-pudding)

Avec la découverte de l'électron en 1897, on savait que la matière était composée de deux parties : une négative, les électrons, et une positive. Dans le modèle imaginé alors par Joseph John Thomson, les électrons, particules localisées, baignaient dans une « soupe » positive, à l'image des pruneaux dans le far breton (ou dans le plum-pudding pour les anglais ou encore comme des raisins dans un cake). Ce modèle fut invalidé en 1911 par l'expérience d'un de ses anciens étudiants, Ernest Rutherford. Vous pouvez aussi consulter la page en anglais

Le modèle planétaire de Rutherford

L'expérience de Rutherford met en évidence que les charges positives ne sont pas « étalées » entre les électrons, mais sont concentrées en de petits points. Il bombarda une fine feuille d'or par un faisceau de particules alpha (particules de charges électriques positives). Il observa que les particules étaient déviées faiblement, ce qui ne correspondait pas au résultat prévu par le modèle de Thomson, pour lequel elles n'auraient pas dû la traverser. Rutherford imagine donc un modèle planétaire : l'atome est constitué d'un noyau positif autour duquel tourne des électrons négatifs. Entre le noyau, très petit par rapport à l'atome (environ 100 000 fois), et ses électrons, un grand vide existe. Ce modèle fut très vite mis en défaut par les équations de Maxwell d'une part, qui prédisent que toute charge accélérée rayonne de l'énergie, et par les expériences montrant la quantification des niveaux d'énergie d'autre part.

Modèles approchés couramment employés

Le modèle des sphères dures

Le modèle le plus simple pour représenter un atome est une boule indéformable. Ce modèle est très utilisé en cristallographie. Une molécule peut se voir comme plusieurs boules accolées, un cristal comme des boules empilées. On utilise parfois une représentation « éclatée » : les atomes sont représentés comme des petites boules espacées, reliées par des traits, permettant de faire ressortir les directions privilégiées ainsi que les angles. cristallographie Ce modèle correspond bien à certaines propriétés de la matière, comme par exemple la difficulté de comprimer les liquides et les solides, ou bien le fait que les cristaux ont des faces bien lisses. En revanche, il ne permet pas d'expliquer d'autres propriétés, comme la forme des molécules : si les atomes n'ont pas de direction privilégiée, comment expliquer que les liaisons chimiques révèlent des angles bien définis ?

Le modèle de Bohr

Un modèle fut développé par Niels Bohr en 1913 à partir des propriétés mises en évidence par Planck et Rutherford. Dans le modèle des sphères dures, l'atome est un objet entier, indécomposable. Or, on sait depuis le milieu du XIX siècle que l'on peut en « arracher » des particules portant une charge électrique négative, les électrons. Dans le modèle de Bohr, l'atome est composé d'un noyau chargé positivement, et d'électrons tournant autour, les rayons des orbites des électrons ne pouvant prendre que des valeurs bien précises. Le noyau est très compact, d'un diamètre d'environs 10^-15 à 10^-14 m, c'est-à-dire que le noyau est cent mille à un million de fois plus petit que l'atome ; il porte une charge électrique positive. C'est aussi la partie la plus lourde de l'atome, puisque le noyau représente au moins 99,95 % de la masse de l'atome. Les électrons sont ponctuels, c'est-à-dire que leur rayon est admis quasiment nul (tout du moins plus petit que ce que l'on peut estimer). Ils portent une charge négative. Pour des raisons de lisibilité, le schéma ci-dessous n'est donc pas à l'échelle, en ce qui concerne les dimensions du noyau et des électrons, ni aussi pour les rayons des différentes orbites (on notera ici que le nombre d'électrons sur les orbites n'est pas prédit par le modèle). modèle de Bohr
Cette vision permet de décrire les phénomènes spectroscopiques fondamentaux, c'est-à-dire le fait que les atomes absorbent ou émettent seulement certaines longueurs d'onde (ou couleur) de lumière ou de rayons X. En effet, les électrons ne pouvant tourner que sur des orbites définies, le saut d'une orbite à une autre se fait en absorbant ou en émettant une quantité déterminée d'énergie (quantum). Le modèle de Bohr, décomposant l'atome en deux parties, un noyau et un nuage d'électrons, est plus précis que le modèle des sphères dures, pour lequel la surface de la sphère correspond à l'orbite des électrons extérieurs. Cependant, il présente le gros inconvénient des modèles planétaires : des électrons en orbite autour du noyau sont des charges accélérées, ils devraient rayonner de l'énergie, ... et devraient donc venir s'écraser sur le noyau. Le modèle n'explique pas non plus la forme des molécules.

Le modèle actuel : modèle de Schrödinger

La naissance de la mécanique ondulatoire de Louis de Broglie 1924, généralisée par Erwin Schrödinger en 1926 amène à proposer un nouveau modèle, dont les aspects relativistes furent décrits par Paul Dirac en 1928 ; il permet d'expliquer la stabilité de l'atome et la description des termes spectrocopiques. Dans ce modèle, les électrons ne sont plus des billes localisées en orbite, mais des nuages de probabilité de présence. Ce point de vue, révolutionnaire, peut choquer en première approche. Cependant la représentation que l'on pouvait se faire d'un électron - une petite bille ? - était dictée par les formes observées dans le monde macroscopique, transposées sans preuves dans le monde microscopique. Il faut bien se pénétrer du fait que ce que l'on connaît de l'électron ne repose que sur des manifestations indirectes : courant électrique, tube cathodique (télévision)… Depuis les années 1930, on modélise ainsi l'électron par une « fonction d'onde » dont le carré de la « norme représente la densité de probabilité de présence ». Pour représenter fidèlement les propriétés de l'électron, on ne dispose que des fonctions mathématiques compliquées. Cette abstraction rebute encore bien des physiciens. Nous allons essayer de donner une image de cette notion de fonction d'onde, image nécessairement imparfaite. Un électron, hors d'un atome, est représenté par un paquet d'ondes, qui peut être considéré, dans certaines limites, comme une petite bille. La mécanique quantique démontre qu'un tel paquet d'ondes s'étale au cours du temps ; au contraire, un électron d'un atome conserve la structure de la fonction d'onde associée à l'orbite qu'il occupe (tant qu'il n'est pas éjecté de l'atome). La mécanique quantique postule donc, non la conservation de la forme (non connue) de l'électron, mais l'intégrale de la probabilité de présence. Dans le modèle de Schrödinger, les nuages correspondant aux différents électrons s'interpénètrent ; il n'est pas question de se donner une représentation individuelle des électrons chacun sur son orbite, comme cela était dans le cas du modèle de Bohr. Cela est d'autant plus vrai que les électrons sont des particules identiques indiscernables. Les effets d'échange amènent à considérer que chaque électron de l'atome est à la fois sur chaque orbitale occupée (correspondant à une configuration électronique donnée). L'ionisation de l'atome (l'arrachement d'un électron de l'atome) peut alors être représentée par le schéma simplifié ci-dessous. effets d'échange Pour éviter des complications inutiles, on considérera l'atome le plus simple afin de montrer quelques schémas dévoilant les points fondamentaux du modèle : :
- le nuage électronique associé à l'état fondamental, révélant (comme d'autres états) la possibilité pour l'électron d'être au sein du noyau, ce qui a des conséquences en physique nucléaire : capture électronique. :
- le nuage électronique associé à une combinaison linéaire de deux orbitales associées au premier niveau excité. Cet exemple montre la possibilité d'obtenir des nuages électroniques pointant vers l'extérieur de l'atome… nous sommes ainsi préparés aux liaisons moléculaires. Soit ρ(r,θ,φ) la densité de probabilité de présence au point de coordonnées sphériques (r,θ,φ). Pour l'état fondamental, la densité de probabilité, ρ, est maximale au centre de l'atome, tandis que la densité radiale de probabilité de présence (à la distance r du noyau, toutes les directions confondues) est : :

P(r) = 4\pi r^2 \cdot \rho(r,0,0)

, maximale pour r=r₁ de la première orbite du modèle de Bohr (dans l'expression ci-dessus, on a tenu compte de la symétrie sphérique de ρ, identique pour toutes les directions). on a en fait : :ρ(0,0,0) > ρ(r₁,0,0), mais P(0) < P(r₁). coordonnées sphériques En fonction de l'état quantique de l'électron (fondamental, excités...) ces nuages peuvent prendre différentes formes, qui sont décrites en particulier par les harmoniques sphériques. La forme la plus simple est la symétrie sphérique, montrée en particulier, ci-dessus, dans le cas de l'état fondamental, |1s>. harmoniques sphériques Des combinaisons linéaires de fonctions d'onde, utilisant des harmoniques sphériques distinctes, permettent l'apparition d'une anisotropie qui va devenir essentielle pour le passage de la notion d'atome à celle de molécule. Le schéma ci-contre montre une coupe de la densité de probabilité de présence de l'orbitale hybride |

2sp_

> de l'atome d'hydrogène, coupe contenant Oz axe de symétrie de l'orbitale atomique. Pour cet exemple, l'axe Oz devient une direction privilégiée, mais de plus la densité de probabilité de présence s'étale plus loin pour une orientation donnée. Ce modèle permet d'expliquer :
- la stabilité de l'atome, les charges sont accélérées, mais elles sont contraintes par la mécanique quantique (relations d'incertitude) ;
- la forme des molécules : orientation préférentielle des nuages électroniques ;
- l'organisation des cristaux : le nuage électronique se comporte comme une coquille dure ;
- les effets spectroscopiques (la quantification des échanges d'énergie) : la nuage ne peut prendre que des formes déterminées, notamment en ce qui concerne la distance r₁ du maximum de densité au noyau. On notera pour terminer que des corrections relativistes sont à apporter, dans le cas des atomes de numéro atomique élevé, pour la détermination des niveaux internes (les vitesses des électrons sur les orbites du modèle de Bohr sont alors importantes).

Le noyau atomique

Si la mécanique quantique permit d'expliquer rapidement les caractéristiques spectroscopiques des atomes et des molécules, le cœur de l'atome, son noyau, fut plus difficile à comprendre. Les difficultés sont ici de deux ordres, l'une correspondant à l'importance de l'énergie des particules sondes permettant d'atteindre les dimensions de l'ordre du fermi, l'autre à la nécessaire invention d'au moins une interaction supplémentaire permettant la stabilité d'un noyau constitué de protons (qui se repoussent électriquement) et de neutrons. Cette compréhension de la cohésion du noyau devait aussi expliquer les phénomènes de radioactivité alpha, bêta et gamma, dont les premières observations dataient de la dernière décennie du XIX siècle. La décennie qui précéda la seconde guerre mondiale mena à la découverte des deux interactions maîtresses de la stabilité du cœur : l'interaction forte et l'interaction faible. La petitesse de la portée de ces deux interactions, respectivement

10^

m et

10^

m explique les difficultés expérimentales rencontrées. Les difficultés théoriques ne manquent pas, non plus ; il ne s'agit pas de lois physiques aussi simples que celles de l'électromagnétisme, même compliquées par la mécanique quantique, mais de la compréhension de toutes les particules élémentaires... L'invention des quarks et des gluons donne ainsi la vision actuelle de l'interaction qui maintient ensemble les nucléons. Cette physique nucléaire mène aussi à l'explication de la nucléosynthèse, expliquant les aspects nucléaires tableau de Mendeleïev. On se retrouve là dans le foisonnement de la naissance de l'univers et de la dynamique des étoiles.

Notes

Cette notion avait déjà été énoncée dans l'Antiquité, par Anaxagore de Clazomène, et elle fut acceptée par un grand nombre de philosophes (épicuriens, stoïciens, etc.) ; ce principe se fondait sur les observations possibles pour l'époque et fut élaborée selon une démarche scientifique. Les scientifiques avaient observé que si l'on pesait la matière solide avant et après la combustion, on avait une variation de masse ; ceci provient d'un échange avec l'air (l'oxygène s'incorpore et alourdit, le gaz carbonique et la vapeur d'eau s'en vont et allègent). Il suffit pour s'en rendre compte de faire brûler dans une cloche fermée, et de peser la cloche en entier, produit solide et gaz compris : la masse totale ne change pas.

Voir aussi

- nucléosynthèse
- réaction chimique
- réaction nucléaire
- règle de l'octet

Bibliographie

'Physics of the atom' par M. Russell Wehr et James A. Richards, Jr., chez Addison-Wesley Pubishing Company. catégorie:atome catégorie:histoire de la chimie catégorie:histoire de la physique catégorie:physique nucléaire catégorie:science des matériaux ja:原子 ko:원자 ms:Atom simple:Atom th:อะตอม

Formule brute

En chimie moléculaire, une formule brute est une présentation concise qui renseigne sur la nature et le nombre des atomes qui composent une molécule. Elle n'informe pas sur la disposition des atomes qui la constituent; pour cela, il faut connaître les formules semi-développées ou développées. La nature des atomes est indiquée à l'aide des symboles chimiques des atomes qui constituent la molécule considérée(voir tableau périodique des éléments). On précise, en indice de chaque symbole, le nombre de chacun de ces atomes. Les formules brutes sont utilisées dans les équations chimiques pour décrire les réactions chimiques.

Exemples

Par exemple le propane qui comporte 3 atomes de carbone (noté C) et 8 atomes d'hydrogène (noté H) aura la formule brute suivante : C₃H₈ Autres exemples de formules brutes :
- L'eau :
- L'éthanol : C₂H₆O
- Le butane : C₄H₁₀
- L'éthylène : C₂H₄

Voir aussi

- Liste de composés chimiques
- Les différents systèmes de représentation des molécules
- La chimie organique
- La chimie minérale als:Summenformel ja:化学式 brute

Cristal

__NOTOC__ Le mot cristal n'a pas la même signification dans les expressions « un cristal » et « le cristal ». L'étymon commun est un mot grec signifiant « glace ».

Un cristal

Un cristal est un solide polyédrique, plus ou moins brillant, à structure régulière et périodique, formée d'un empilement ordonné d'un grand nombre d'atomes, de molécules ou d'ions. « ordonné » signifie qu'un même motif est répété à l'identique selon un réseau régulier. La plus petite partie du réseau permettant de recomposer l'empilement est appelé une maille. « grand nombre » résulte des grandes dimensions du cristal (quelques micromètres à plusieurs millimètres) en comparaison avec la taille d'une maille : typiquement quelques dixièmes de nanomètres. Les cristaux les plus communs sont les sels, le sucre, les roches, les métaux, les pierres précieuses (gemmes). Certains objets sont composés d'un seul cristal (par exemple les pierres précieuses), on parle alors de « monocristal ». Mais la plupart des objets sont composés de plusieurs cristaux accolés (ou cristallites), on parle de « polycristaux ». La science qui étudie les cristaux est la cristallographie. Les solides caractérisés par l'irrégularité de l'arrangement de leurs atomes sont qualifié d'amorphes. Voir l'article détaillé cristallographie.

Le cristal

Le cristal est une qualité de verre chauffée à 1 450 °C, qui est amorphe par adjonction d'un minimum de plomb.

Symbolique

Les noces de cristal symbolisent les 15 ans de mariage dans le folklore français.

Bière

La Cristal est une bière portugaise brassée par la brasserie Unicer.

Voir aussi

- cristallisation
- cristaux liquides
- cristaux photoniques
- glossaire des minéraux
- géologie
- minéral catégorie:minéralogie catégorie:cristallographie

Liaison covalente

En chimie, une liaison covalente est une liaison chimique dans laquelle chacun des atomes liés met en commun un ou plusieurs électrons de ses couches externes. C'est ce qui produit l'attraction mutuelle entre atomes. La liaison covalente implique généralement, le partage équitable d'une seule paire d'électrons, chaque atome fournissant un électron ; la paire d'électrons étant délocalisée entre les deux atomes. Le partage de deux ou trois paires d'électrons s'appelle liaison double ou liaison triple. Les liaisons triples sont relativement rares dans la nature, on le trouve par exemple dans le monoxyde de carbone CO. Parfois, un électron est délocalisé sur plusieurs atomes, comme dans le cas des cycles aromatiques et d'autres structures résonnantes, telles que le benzène. Lorsque les électrons sont délocalisés sur de nombreux atomes, on a une liaison métallique. La liaison covalente se produit le plus fréquemment entre des atomes d'électro-négativitié semblables. La différence de niveau d'énergie entre les deux atomes n'est pas suffisante pour produire « le vol » d'électrons d'un atome vers l'autre. Les liaisons covalentes sont plus communes entre non-métaux, tandis que la liaison ionique est plus fréquente lorsqu'un ou chacun des deux atomes sont des métaux. La liaison covalente tend à être plus forte que d'autres types de liaison, telle que la liaison ionique. De plus, au contraire des liaisons ioniques où les atomes sont liés par attraction coulombienne non-directionnelle, les liaisons covalentes sont fortement directionnelles. En conséquence, les molécules liées par covalence tendent à former des formes caractéristiques possédant des angles de liaison spécifiques.

Historique de la liaison covalente

L'idée de la liaison covalente remonte à Lewis, qui en 1916 décrit le partage de paires d'électrons entre atomes. Il présenta la « notation de Lewis » dans laquelle les électrons de valence (de la couche électronique externe) sont représentés comme points autour des symboles atomiques. Les paires d'électrons situés entre les atomes représentent les liaisons covalentes et les paires multiples représentent des liaisons doubles ou triples. Tandis que l'idée des paires partagées d'électron fournit une image qualitative efficace de la liaison covalente, la mécanique quantique est nécessaire pour comprendre la nature de ces liaisons et pour pouvoir prévoir les structures et les propriétés des molécules simples. En 1927, Walter Heitler et Fritz London furent crédités de la première explication quantique correcte de la liaison chimique, spécifiquement celle de la molécule d'hydrogène. Leur travail était basé sur le modèle de liaison de valence, qui suppose qu'une liaison chimique est formée lorsqu'il y a un bon recouvrement entre orbitales atomiques. Ces orbitales sont connues pour avoir des angles spécifiques les unes avec les autres. Le modèle de lien de valence put donc prévoir avec succès les angles de liaison observés dans des molécules simples. Aujourd'hui le modèle des liaisons de valence a été en grande partie supplanté par le modèle des orbitales moléculaires. Dans ce modèle, lorsque les atomes se rapprochent, leurs orbitales atomiques interagissent et forment alors un ensemble d'orbites moléculaires qui s'étend sur toute la molécule. La moitié de ces orbites tend à être des orbitales liantes et l'autre moitié anti-liantes. Les électrons des orbitales liantes provoquent la formation d'une liaison chimique, alors que ceux des orbitales anti-liantes tendent à les empêcher. La formation d'une liaison chimique n'est possible que lorsque les électrons occupant des orbitales liantes sont plus nombreux que ceux occupant des orbitales non-liantes.

L'ordre de liaison

La différence entre le nombre de paires d'électrons contenues dans des orbitales liantes et non-liantes détermine l'ordre de la liaison. Par exemple, dans une molécule diatomique, il y a une liaison simple qui se forme s'il y a un excès de deux électrons dans les orbitales liantes (H₂), une liaison double si quatre électrons sont en excès (O₂) et une liaison triple si cet excès est de six électrons (N₂). L'ordre de liaison n'a pas besoin d'être un nombre entier et les liaisons peuvent être délocalisées sur plus de deux atomes. Par exemple, dans le benzène, l'ordre de liaison entre deux atomes de carbone adjacent est de 3/2. C'est-à-dire que les électrons des orbitales liantes sont répartis uniformément sur chacun des 6 atomes de carbone ; ce phénomène s'appelle résonance. Les longueurs et les énergies de dissociation des liaisons sont inversement proportionnelles à l'ordre de liaison ; plus l'ordre de liaison est élevé, plus cette liaison est courte et forte.

Les mesures

En utilisant la mécanique quantique il est possible de calculer la structure électronique, les niveaux énergétiques, les distances et les angles de liaisons, les moments dipôlaires, et le spectre de molécules simples avec une grande exactitude. Actuellement, les distances et les angles de liaisons peuvent être calculés aussi précisement qu'elles peuvent être mesurées (quelques pm pour les distances et quelques degrés pour les angles). Pour les petites molécules, les calculs concernant les niveaux énergétiques sont suffisamment précis, qu'il peuvent être utilisés pour déterminer leur chaleur de formation et l'énergie de leur barrière d'activation cinétique. Covalente Catégorie:Propriété chimique Catégorie:Ligase ja:共有結合

Liaison ionique

On appelle liaison ionique le lien causé par le transfert d'un ou de plusieurs électrons de valence (de la couche électronique externe) entre un atome (donneur) et un autre atome (receveur). La liaison ionique peut se décrire simplement par l'interaction électrostatique (attraction coulombienne de charges électriques opposées) entre des ions. Les sels sont des cristaux dont les ions sont liés par une liaison ionique. Ionique Catégorie:Ion ja:イオン結合 th:พันธะไอออน

Méthane

Le méthane est un hydrocarbure de la famille des alcanes.
Cette molécule possède 1 atome de carbone (C) et 4 atomes d'hydrogène (H).
Formule brute : CH₄
Représentation de Cram :
Image:Méthane.png

Formation

Le méthane est le composant principal du gaz naturel. C'est le principal constituant du biogaz issu de la fermentation de matières organiques animales ou végétales en l'absence d'oxygène. Il est fabriqué par des bactéries méthanogènes qui vivent dans des milieux anaérobiques c'est-à-dire sans oxygène. Le méthane se dégage naturellement des zones humides peu oxygénées comme les marais et les terres inondées. Il se forme aussi dans l'estomac des mammifères. C'est d'ailleurs le gaz principal des flatulences.
Des quantités importantes de méthane sont piégées sous forme d'hydrates de méthane au fond des océans. Mais attention : le carbone de ce méthane fossile n'est plus (du fait de la désintégration isotopique survenue sur des dizaines de milliers d'années), le plus souvent, du C¹⁴ carbone 14 mais son isotope : le C¹² carbone 12. En cas de réchauffement climatique important, ce C¹²12, pourrait être largement relargué, ce qui ne serait pas sans poser de nombreux problèmes écologiques supplémentaires. De plus il en irait de même du CO₂ « fossile » piégé en encore plus grandes quantités au fond des océans sous forme de sels (principalement des bicarbonates)... La moitié des émissions de méthane sont dues à des activités humaines :
- l'agriculture avec notamment la culture de riz dans des rizières.
- l'élevage : la fermentation pendant la digestion des ruminants forme du méthane dans l'estomac qui est expulsé sous forme d'éructations mais aussi de « vents ».
- les décharges compactées dans lesquelles les déchets fermentent produisent du méthane sous forme de biogaz.
- exploitation du gaz naturel : des fuites de méthane se produisent
- mines de charbon : des fuites de grisou, gaz explosif dont le méthane est le principal constituant, s'y produisent à intervalles réguliers..

Quelques propriétés

Aux conditions normales de température et de pression, c'est un gaz plus léger que l'air, incolore et inodore. Il se liquéfie à -161,4 °C et se solidifie à -182,6 °C. La densité du méthane liquide est de 0,415 à -164°C. Sa solubilité dans l'eau est de 0,4 cc pour 100 cc d'eau à la température de 20°C, cette solubilité dans l'alcool est de 47 cc à la même température et de 104 cc à 10°C dans l'éther, toujours pour le même volume de 100 cc. Le méthane est un combustible. Il s'enflamme à 667 °C en présence d'oxygène. La réaction de combustion du méthane s'écrit : CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
méthane + oxygène à dioxyde de carbone + eau 1 m³ de méthane à 15 °C (gaz naturel) libère une énergie de 9,89 kWh (35,6 MJ) Le méthane est transporté par navires (méthaniers) à une température de -163 °C et à une pression voisine de la pression atmosphérique. Les réservoirs sont construits sur le principe de la « bouteille thermos » et leur capacité peut aller jusqu'à 40 ou 50 000 m³ de gaz liquide par réservoir. Le méthane liquide est aussi appelé GNL, gaz naturel liquide. Le volume du méthane à l'état gazeux est égal à 600 fois son volume à l'état liquide, à pression atmosphérique.

Histoire

Alessandro Volta découvre le méthane en 1776 en s'intéressant au « gaz des marais » (l'ancien nom du méthane). C'est à cause du grisou, responsable (encore de nos jours) de trop nombreuses catastrophes minières que furent mises au point, les lampes de sécurité dans les mines de charbon, et notamment la lampe à acétylène. Jusqu'aux années 1970, l'impact du méthane sur le climat était inconnu. En 1976, il a été démontré que le méthane était un gaz à effet de serre. Ce n’est qu’avec la conquête spatiale que l’on a découvert l’omniprésence de ce corps dans l’Univers.

Utilisation

Le méthane représente 90% du gaz naturel, source d'énergie non renouvelable. De même, le biogaz produit dans les décharges pourrait être (bien davantage) récupéré et valorisé sous forme d'électricité, de chaleur ou comme carburant automobile. Pour l'instant,seules quelques expériences isolées (dans des fermes, des déchetteries,...) ont vu le jour, spécialement dans les régions les plus froides (nord de l'Allemagne, de la France, Scandinavie,...).

Contribution à l'effet de serre

Le méthane, gaz à effet de serre

Le méthane est un gaz à effet de serre qui influe sur le climat. Il absorbe une partie du rayonnement infrarouge émis par la Terre, et l'empêche ainsi de s'échapper vers l'espace. Ce phénomène contribue au réchauffement de la Terre. L'influence du méthane sur le climat est moins importante que celle du dioxyde de carbone mais elle est quand même préoccupante. Une molécule de méthane absorbe 23 fois plus de rayonnement qu'une molécule de dioxyde de carbone. Dans le passé, le taux de méthane dans l'atmosphère a varié comme la température. La concentration de méthane a augmenté d'environ 150 % depuis 1750 et atteint aujourd'hui un taux inégalé dans l'histoire. Cette augmentation semble due aux activités humaines.

Réduire les émissions de méthane

Il existe des moyens de diminuer les émissions de méthanes pour diminuer son action sur l'effet de serre :
- des changements dans l'alimentation du bétail
- récupérer le méthane émis lors de l'exploitation minière ...

Le méthane dans l'Univers (source ESA)

ESA
- Le méthane a été retrouvé à l'état de traces dans plusieurs nuages interstellaires.
- Le méthane se trouve partout sur Titan, et même sous forme de lacs, de rivières, et de mers! Au point que la chaleur dégagée par la sonde Huygens, lors de l'impact du 14 janvier 2005 a provoqué un notable dégagement de méthane gazeux.
- Titan présente une atmosphère uniforme d'azote-méthane. Il ne pleuvait pas lorsque Huygens s'est posé sur Titan, mais l'ESA n'exclut pas que des averses de méthane y soient fréquentes. Simplement, l'aridité du sol absorberait rapidement ces précipitations, à la manière des déserts terrestres.
- Quelque part, dans l'Univers, une vie a base de CH4 et non plus d'H2O est-elle concevable sinon possible? C'est l'une des grandes questions posés par cette mission. Avec Cassini c'est donc toute notre conception des exoplanètes (et donc du monde) qui est à revoir.
- L'atmosphère de méthane y permettrait le vol de « moins lourds que l'air » au point que les planétologues de l'ESA, rêvent d'y envoyer des ballons, des montgolfières, des robots mobiles... afin de comprendre ce monde extraterrestre dont on ne vient d'explorer qu'une infime partie.
- Une autre note plus légère: dans quatre milliards d'années, lorsque le soleil enflera démesurément avant d'exploser et d'engloutir la Terre, les planétologues s'amusant à imaginer le temps qu'il ferait sur Titan, pensent qu'il devrait faire bon y vivre dans son atmosphère de méthane (pendant un bref moment seulement). ---- Catégorie:Alcane Catégorie:Environnement Catégorie:Gaz organique Catégorie:Carburant ja:メタン

Carbone

Le carbone est un élément chimique, de symbole C, de numéro atomique 6 et de masse atomique 12,0107.

Nucléosynthèse

L'élément carbone n'est pas directement issu du Big Bang (nucléosynthèse primordiale), car les conditions de sa formation n'étaient pas réunies (la dilatation et le refroidissement de l'univers ont été trop rapides). Le carbone est en revanche produit en masse dans le cœur des étoiles très massives, dites de la branche horizontale, où trois noyaux d'hélium fusionnent (réaction triple alpha).

Chimie

Structure électronique

Le carbone comporte 4 électrons sur sa couche externe (2s², 2p²) et peut former une liaison

\sigma

et trois liaisons

\pi

: il s'agit donc d'un élément tétravalent (sauf dans le cas de certaines réactions intermédiaires ou dans la famille des carbènes, à carbone divalent, les deux électrons 2s ne participant pas à la liaison). Il a une grande affinité pour d'autres atomes légers, dont lui-même, et sa petite taille lui permet de former de multiples liaisons par hybridation de ses orbitales (sp ou « triple liaison », linéaire ; sp² ou « double liaison », planaire avec des angles de 120° ; sp³ ou « simple liaison », tétraédrique) ; cela explique la prolifération de composés à base de carbone dont l'étude constitue la chimie organique.

Formes courantes

La forme la plus courante d'oxyde de carbone est le dioxyde de carbone CO₂, qui est l'un des composants minoritaires de l'atmosphère terrestre produit et métabolisé par les êtres vivants. Le CO₂ est un composé majoritaire de l'atmosphère d'autres planètes comme Vénus. Dans l'eau, il forme de très faibles quantités d'acide carbonique, H₂CO₃, qui produit des ions carbonate CO₃^2- ou hydrogénocarbonate (bicarbonate) HCO₃^-. Beaucoup de minéraux sont des carbonates, notamment les diverses formes de calcaire (calcite, craie, marbre…). On connaît les propriétés thérapeutiques du bicarbonate de soude NaHCO₃.

Dangers de ses composés

Le (di)sulfure de carbone CS₂, quoique de structure similaire au dioxyde de carbone, est un liquide hautement toxique utilisé comme solvant (vulcanisation du caoutchouc). Les autres oxydes de carbone sont le monoxyde de carbone CO, et le suboxyde de carbone C₃O₂, moins commun. Le monoxyde de carbone est un gaz incolore et inodore, formé par combustion incomplète des composés organiques ou du carbone pur (charbon). Il possède une structure semirésonante, la longueur de sa liaison (111 pm) indiquant une nature hybride, ce qui conduit à le représenter par la formule :

C^-\equiv O^+ \quad\leftrightarrow\quad C=O \quad\leftrightarrow\quad C^+-O^-

Le monoxyde de carbone s'attache, préférentiellement à l'oxygène, à l'hémoglobine sanguine pour former de la carboxyhémoglobine, un composé stable ; le résultat de cette réaction est l'empoisonnement des molécules d'hémoglobine, ce qui peut être mortel. (voir l'entrée en question). L'ion cyanure CN^- a une structure et un comportement similaires à un ion halogénure ; le cyanogène (CN)₂ en est également proche. Avec les métaux, le carbone forme des carbures C^- ou des acétylures C₂^2-. Quoi qu'il arrive, avec une électronégativité de 2,5, le carbone préfère former des liaisons covalentes. Quelques carbures sont des treillis covalents, comme le carbure de silicium, SiC, qui ressemble au diamant, et est d'ailleurs utilisé pour la taille des diamants.

Hydrocarbures

On appelle hydrocarbures les molécules associant carbone et hydrogène. On classe les hydrocarbures en trois familles :
- Les alcanes, où le carbone forme des liaisons sp³ (« simples »): méthane CH₄, éthane C₂H₆, etc.
- Les alcènes, où au moins un carbone forme des liaisons sp² (« double ») : éthylène C₂H₄, propène C₃H₆, etc.
- Les alcynes, où au moins un carbone forme des liaisons sp (« triple ») : acétylène C₂H₂, propyne C₃H₄, etc. Suivant le nombre d'atomes de carbone, on fait précéder le suffixe -ane, -ène ou -yne par : # méth- # éth- # prop- # but- # pent- # hex- # hept- # oct- # non- # déc- Seul le carbone sp³ donne lieu à des liaisons mobiles. Les autres liaisons, sp ou sp² sont rigides : la liaison double sp² est planaire, chacune des deux autres liaisons formant un angle de 120°, la liaison triple est linéaire. Cela conduit à la formation d'énantiomères, c'est-à-dire de corps ayant la même formule chimique mais des conformations spatiales différentes. En outre, le carbone sp³ peut former des composés asymétriques, il apparaît alors un phénomène de chiralité (du grec ̔η χείρ, la main, les molécules sont symétriques l'une de l'autre selon un plan de symétrie, comme nos deux mains) Dans les hydrocarbures aromatiques, les atomes de carbone forment des cycles ou noyaux stabilisés par des liaisons π délocalisées. Ils se mélangent dans diverses formes de carbone pur. Il y a encore plus de dérivés hydrocarbonés, comme par exemple les halogénures, les alcools et les acides carboxyliques. acides carboxyliques

Allotropes

Dans les conditions de pression normales, le carbone est sous la forme graphite, dans laquelle chaque atome est lié à trois autres dans une couche d'anneaux hexagonaux fusionnés, comme ceux des composés aromatiques hydrocarbonés. Grâce à la délocalisation des orbitales

\pi

, le graphite conduit l'électricité. Le graphite est mou, car les liaisons chimiques entre les plans sont faibles (2% de celles des plans) et les couches glissent donc facilement les unes par rapport aux autres. Sous très haute pression, le carbone cristallise dans un système cubique à face centrée nommé diamant, dans lequel chaque atome est lié à quatre autres (distance interatomique de 136 pm). Le diamant, grâce à la résistance des liaisons carbone-carbone, est, avec le nitrure de bore, la matière la plus dure à rayer. À température ambiante, la métamorphose en graphite est si lente qu'elle paraît invisible. Sous certaines conditions, le carbone se cristallise en lonsdaléite, une forme similaire au diamant mais hexagonale. Notons que, de toutes les pierres précieuses, le diamant est la seule à se consumer complètement. En plus du graphite (pur sp²) et du diamant (pur sp³), le carbone existe sous forme amorphe et hautement désordonnée (a-C). Ces formes amorphes du carbone sont un mélange de sites à trois liaisons de type graphite ou à quatre liaisons de type diamant. De nombreuses méthodes sont utiliser pour fabriquer du a-C : pulvérisation, évaporation par faisceau d'électrons, dépôt à l'arc électrique, ablation laser… Le carbone se sublime à 4100 K. Sous forme gazeuse, il se constitue habituellement en petites chaînes d'atomes appelées carbynes. Refroidies très lentement, celles-ci fusionnent pour former les feuilles graphitiques irrégulières et déformées qui composent la suie. En particulier, parmi ces dernières, on trouve des formes où les feuilles sont pliées dans une forme stable et close comme une sphère ou un tube, appelées fullerènes, comme le buckminsterfullerène, C₆₀. Certaines de ces formes sont aussi connues sous le nom de « footballène », et ont des propriétés qui n'ont pas encore été toutes analysées, mais apparaissent comme des structures extrêmement rigides. Les formes cylindriques du carbone sont appelées nanotubes et ont été decouvertes dans le culot se formant à la cathode de l'arc électrique durant la synthèse de fullerènes. Ces objets de diamètre nanométrique et de longueur atteignant parfois le millimètre se présentent comme des couches de graphène enroulées sur elles-mêmes. Les nanotubes fabriqués par la méthode de l'arc électrique sont presque tous « multifeuillets », conjointement à ces nanotubes on observe un grand nombre de nanoparticules polyédriques. Les observations en Microscopie électronique en transmission haute résolution (HRTEM : High-resolution Transmission Electron Microscopy) révèlent que ces nanoparticules de carbone sont constituées de plusieurs couches de graphène, fermées, laissant une cavité nanométrique en leur centre. Et enfin les oignons de carbone sont à la base des fullerènes multicouches.

Isotopes

Le carbone possède deux isotopes stables dans la nature, ¹²C (98,89%) et ¹³C (1,11%). Le radioisotope ¹⁴C a une période de 5730 ans et est couramment utilisé pour la datation d'objets archéologiques jusqu'à 50 000 ans. Il ne sera d'aucune utilité pour les archéologues de demain intéressés par les trésors de la civilisation actuelle. Les explosions thermonucléaires réalisées dans l'atmosphère à partir des années 1960 ont créé des excès considérables.

Voir aussi

Articles connexes

- alcane
- alcène
- alcyne
- cycle du carbone
- Cycle carbone-azote-oxygène
- datation au carbone 14
- hydrocarbure
- effet de serre
- tableau périodique des éléments

Liens externes

- [http://pearl1.lanl.gov/periodic/elements/6.html Los Alamos National Laboratory - Carbon]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/C/index.html WebElements.com - Carbon]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/C.html EnvironmentalChemistry.com - Carbon]
- [http://www.sunysccc.edu/academic/mst/ptable/c.html Schenectady County Community College - Carbon] Catégorie:Astronomie Catégorie:Écologie Catégorie:Élément chimique ko:탄소 ms:Karbon ja:炭素 simple:Carbon th:คาร์บอน

Hydrogène

L'atome d'hydrogène est composé d'un proton et d'un électron. C'est donc le plus léger atome existant. Sur terre et hormis les composés avec d'autres atomes, il se présente le plus souvent sous la forme d'un gaz : le dihydrogène (H₂) L'hydrogène est présent dans de nombreuses molécules : eau, sucre, protéines, hydrocarbures. Il est également le principal constituant du Soleil et de la plupart des étoiles, dont l'énergie provient de réactions de fusion thermonucléaire de l'hydrogène. Étonnamment, l'hydrogène est un métal : lorsqu'il est sous forme solide (très hautes pressions et très basses températures), il cristallise avec une liaison métallique. Dans le tableau périodique des éléments, il est d'ailleurs dans la colonne des métaux alcalins. N'étant pas présent à l'état solide sur Terre, il n'est toutefois pas considéré comme un métal en chimie. De façon simpliste sa nature métallique est due à son électron périphérique sur son unique et dernière couche saturée à deux électrons.

Caractéristiques principales

L'hydrogène est l'élément chimique le plus simple; son isotope le plus commun est constitué seulement d'un proton et d'un électron (la masse de l'électron étant négligeable, seuls les protons et les neutrons des atomes déterminent le poids de ces derniers). C'est donc le plus léger atome existant. Sur terre et hormis les composés avec d'autres atomes, il se présente le plus souvent sous la forme d'un gaz : le dihydrogène. Sous des très faibles pressions, comme celles qui existent dans l'espace, l'hydrogène a tendance à exister sous forme d'atomes individuels, simplement parce qu'il est alors improbable qu'ils entrent en collision pour se combiner. Toujours dans l'espace, les nuages de H₂ sont à la base du processus de la formation des étoiles. Cet élément joue un rôle vital dans l'univers par l'intermédiaire des réactions proton-proton et du cycle carbone-azote-oxygène, qui sont deux réactions de fusion thermonucléaire qui créent d'énormes quantités d'énergie en combinant deux atomes d'hydrogène pour former un atome d'hélium.

Applications

Des larges quantités d'hydrogène sont nécessaires dans l'industrie, notamment dans les procédé Habber de production de l'ammoniac, l'hydrogénation des graisses et des huiles et la production de méthanol. D'autres utilisations de l'hydrogène sont :
- la fabrication de l'acide chlorhydrique, le soudage, les carburants pour fusées et la réduction de minerais métalliques.
- l'hydrogène liquide (LH2) est utilisé pour les recherches à très basses températures, y compris l'étude de la supraconductivité.
- le tritium est produit dans les réacteurs nucléaires et est utilisé pour la construction de bombes atomiques.
- L'hydrogène était utilisé dans les ballons car il est quatorze fois plus léger que l'air.
- le deutérium (²H), un isotope est utilisé dans les applications nucléaires comme modérateur pour ralentir les neutrons. Les composés du deutérium sont aussi utilisés en chimie et en biologie pour étudier ou utiliser l'effet isotopique.
- le tritium (³H), un autre isotope, est utilisé comme un marqueur isotopique dans les biosciences et comme source de radiation dans les peintures luminescentes. L'hydrogène peut servir de carburant pour moteurs. Chrysler-BMW possède une flotte de voitures (moteurs thermiques) roulant à l'hydrogène H2, sans pile à combustible, avec réservoir cryogénique. De nouveaux procédés sont en train d'aboutir et vont permettre enfin d'abandonner le pétrole définitivement, comme carburant, car il n'y aurait plus que 12 ans de réserves si la Chine consomme de façon croissante les réserves actuelles, et puis combien cela coûtera-t-il pour ensuite l'extraire des chistes bitumeux ? on le saura bientôt... Les piles à combustible ne sont pas une source d'énergie rentable actuellement car elles sont dotées de mousse de platine, très onéreux et restent malgré tout encore polluantes pour un rendement faible avec 2 à 5 Kw d'énergie produite.

Histoire

L'hydrogène fut reconnu comme une substance distincte en 1776 par Henry Cavendish. Antoine Lavoisier lui donna son nom hydrogène qui vient du grec hudôr, « eau » et gennen, « générer ». La Catastrophe du Hindenburg a marqué le glas de son utilisation en aéronautique.

Occurrence

L'hydrogène est l'élément le plus abondant de l'univers : 75% en masse et 90% en nombre d'atome. Cet élément se trouve en grande quantité dans les étoiles et les planètes gazeuses. Relativement à son abondance dans l'univers, l'hydrogène est très rare dans l'atmosphère terrestre : environ 1 ppm en volume. Sur Terre, la source la plus commune d'hydrogène est l'eau dont les molécules sont composées de deux atomes d'hydrogène et d'un atome d'oxygène ; mais la plupart des matières organiques, comme celle qui constitue les êtres vivants, mais aussi le pétrole et le gaz naturel, sont des sources d'hydrogène. Le méthane (CH₄), qui est un produit de la décomposition des matières organiques, est une source d'hydrogène de plus en plus importante. L'hydrogène peut être produit de plusieurs façons : l'action de la vapeur sur du carbone à haute température, le craquage des hydrocarbures par la chaleur, l'action de la soude ou de la potasse sur l'aluminium, l'électrolyse de l'eau ou par de son déplacement depuis les acides par certains métaux. Certains microorganismes (microalgues, cyanobactéries et bactéries) sont également capables de produire de l'hydrogène, à partir d'énergie solaire ou de biomasse. L'hydrogène brut disponible dans le commerce est généralement fabriqué par décomposition du gaz naturel.

Composés

L'hydrogène se combine avec la plupart des autres éléments car il possède une électronégativité moyenne (2,2) et peut ainsi former des composés avec des éléments métalliques ou non-métalliques. Les composés qu'il forme avec les métaux sont appelés hydrures dans lesquels il se trouve sous forme d'ions H^- qui parfois n'existe qu'en solution. Dans les composés avec les non-métalliques, l'hydrogène forme des liaisons covalentes, car l'ion H⁺, qui n'est rien d'autre qu'un simple proton, a une trop forte tendance à s'associer avec les électrons. Dans les acides en solution aqueuse, il se forme des ions H₃O⁺, association du proton et d'une molécule d'eau. L'hydrogène se combine avec l'oxygène pour former de l'eau (H₂O), c'est un processus de combustion très énergétique qui est très explosif dans l'air. L'oxyde de deutérium (D₂O) est communément appelé eau lourde. L'hydrogène forme une grande variété de composés avec le carbone; à cause de leur relation avec les molécules biologiques, ces composés sont appelés composés organiques et la branche de la chimie qui les concerne est la chimie organique.

Formes

Sous conditions normales, le gaz hydrogène est un mélange de type de molécules qui diffèrent l'une de l'autre par le spin de leur électron et noyaux atomiques. Ces deux formes sont appelées ortho- et para-hydrogène et la forme para n'existe pas à l'état pur. Dans les conditions normales de température et de pression, l'hydrogène est composé à 75% de la forme ortho et à 25% de la forme para. Ces deux formes ont des niveaux énergétiques légèrement différents et donc des propriétés physico-chimiques légèrement différentes. Par exemple, le point de fusion et le point d'ébullition du para-hydrogène sont environ 0,1 K plus bas que ceux de l'ortho-.

Isotopes

L'isotope le plus commun de l'hydrogène(H2), le protium (H-1), est simplement constitué d'un proton et ne possède donc pas de neutrons. C'est un isotope stable. Le deutérium (H-3 ou D) possède un proton et un neutron. C'est aussi un isotope stable qui compose entre 0,0184 et 0,0082% de tout l'hydrogène. Le tritium (H-4 ou T) possède un proton et deux neutrons ; c'est un isotope radioactif (instable). Ces deux derniers éléments pourraient servir en fusion nucléaire. L'hydrogène est le seul élément dont les isotopes ont reçu un nom spécifique.

Précautions

L'hydrogène est un gaz extrêmement inflammable (l'histoire de son utilisation dans les ballons dirigeables est parsemée d'accidents graves). Il réagit aussi violemment avec le chlore pour former de l'acide chlorhydrique (HCl) et le fluor pour former de l'acide fluorhydrique (HF). L'eau lourde (D₂O) est toxique pour de nombreuses espèces ; mais la quantité nécessaire pour tuer un être humain est substantielle. L'hydrogène, mélangé à de l'oxygène peut devenir un potentiel explosif qui peut tout détruire sur un grand rayon.

Mécanique quantique

L'atome d'hydrogène étant l'atome le plus simple, c'est le premier qui a été étudié dans le cadre de la physique quantique. Voir l'article détaillé Atome d'hydrogène.

La liaison d'hydrogène

Attention aux abus de language ! Les liaisons que l'atome d'hydrogène peut établir peuvent être de trois sortes :
- La perte d'un électron. L'hydrogène devient alors H⁺ (un proton seul). Son rayon est alors très petit : environ 1,5 x 10^-13cm contre 10^-8cm normalement. Le proton tout seul n'existe pas mais il est toujours dans le nuage électronique d'une molécule (telle H₂O) ;
- Acquisition d'un électron. L'hydrogène devient alors H^- (un hydrure). L'ion lui même n'existe en tant que tel que dans des sels d'hydrures ;
- Formation d'une liaison covalente. L'hydrogène fait une liaison covalente donc une mise en commun d'une paire d'électrons avec d'autres atomes comme dans H₂O ou CH₄.

La liaison H

Il s'agit d'une interaction faible entre l'hydrogène avec une autre molécule (du même type ou pas). Par example : NH---O=C, ou dans l'eau H₂O--- H-O-H. La liaison joue un rôle important en chimie organique mais aussi en chimie inorganique, entre les alcohols et les métals alkoxides. Nous distinguons en général trois types :
- faibles avec des entalpies entre 10-50 kJ mol^-1 ;
- fortes avec des entalpies entre 50-100 kJ mol^-1 ;
- très fortes avec des entalpie >100 kJ mol^-1. Exemple d'une liaison très forte et FH---F^- dans KHF₂ avec environ 212kJ mol^-1. On peut penser que dans ces cas il vaut mieux écrire F--H--F. La distance total entre F--H--F est de 2,49 Å seulement et il se forme un angle de 120° entre les différentes molécules. Il existe des liaisons hydrogènes à centres multiples. En général il s'agit de systèmes à trois centres et rarement à quatre. Soit un H est lié à deux autres molécules soit deux hydrogènes sont liés à une autre molécule.

Voir aussi

Lien externe

- [http://www.periodictableonline.org/elem_fr.cfm?IDE=H www.periodictableonline.org H] Catégorie:Astronomie Catégorie:Élément chimique Catégorie:Métal Catégorie:Transport ko:수소 ms:Hidrogen ja:水素 simple:Hydrogen th:ไฮโดรเจน

Dioxygène

Le dioxygène est une molécule composée de deux atomes d'oxygène, noté O₂, qui est à l'état de gaz aux conditions normales de pression et de température. Il a été découvert le 1774 par le chimiste anglais Joseph Priestley On l'appelle souvent simplement « oxygène ». Il est incolore, sans odeur et sans goût. Il compose 20,99 % en volume et 23,2 % en masse de l'atmosphère terrestre. C'est un gaz indispensable à beaucoup de formes de vie, à qui il fournit l'oxygène nécessaire à la respiration des cellules. Il n'est en revanche pas utile à certaines bactéries dites anaérobies, et constitue même un poison pour certaines. Il participe au même titre que le chlore à des réactions d'oxydo-réduction, essentiellement dans son cas la combustion et la corrosion. Le dioxygène liquide est un corps magnétique (il est attiré par un aimant).

Applications

On le livre en tant que gaz industriel conditionné pur dans des bouteilles sous pression, à trois usages :
- industriel : pour provoquer des réactions chimiques, ou activer une flamme de chalumeau oxhydrique ;
- loisirs : plongée sous-marine (scaphandre autonome de type Cousteau-Gagnan).
- médical :
- oxygénothérapie normobare (à pression atmosphérique) : dans l'assistance respiratoire de personne ayant des difficultés respiratoires (maladie telle que l'asthme ou l'insuffisance respiratoire chronique, ou lors d'une anesthésie), pour la ventilation artificielle (arrêt de la respiration) ;
- oxygénothérapie hyperbare (à haute pression) : pour le traitement de certaines intoxications au gaz (notamment au monoxyde de carbone), des accidents de décompression en plongée ou de certaines brûlures. Il est également utilisé sous forme liquide pour les applications médicales et industrielles.

Caractéristiques physiques

- Formule chimique : O₂
- Masse moléculaire : 31,9988
- Point d'ébulition sous une pression d'une atmosphère : -182,96 °C
- Température critique : -118°,57 °C
- Point triple : -218,79 °C à 0.1480 kPa absolu
- Chaleur latente de vaporisation : 213 kJ/kg
- Chaleur latente de fusion (à 218,4 °C) : 13,86 kJ/kg

Origine

Plusieurs hypothèses ont été avancées pour expliquer la teneur de l'air en dioxygène.
- La plus communément retenue est qu'il s'agit du déchet produit jadis par les algues bleues extrayant le carbone du dioxyde de carbone et rejetant l'oxygène (sous forme de dioxygène).
- Une seconde concerne la décomposition en altitude depuis des millions d'années de molécules d'eau en dioxygène et dihydrogène sous l'effet des rayonnements solaire et cosmique. L'oxygène est en effet retenu par la gravitation terrestre, ce qui n'est pas le cas du dihydrogène.

Sécurité

Référence ONU pour le transport de matières dangereuses

- Classe : 2
- numéro : :
- 1072 (oxygène comprimé) :
- 1073 (oxgène liquide réfrigéré)

Voir aussi

- Oxygène
- Ozone catégorie:Composé de l'oxygène catégorie:gaz inorganique catégorie:anesthésiologie

Oxygène

L'oxygène est un élément chimique, de symbole O et de numéro atomique 8. Le mot est formé du grec oxys (acide) et gennan (engendrer). Dans des conditions normales de température et de pression, l'oxygène est un gaz. Dans l'atmosphère, les atomes d'oxygène sont le plus souvent sous la forme de molécules diatomiques de dioxygène, de formule chimique O₂. La molécule de trioxygène (ozone) se retrouve dans les hautes couches de l'atmosphère où elle contribue à la filtration des radiations qui frappent la Terre. Depuis quelques décennies, l'ozone se retrouve aussi dans l'air au niveau du sol, par décomposition lors de journées chaudes des oxydes d'azote émis par l'activité humaine (transports, chauffage, industrie, etc.) sous l'effet des rayons solaires ultra-violets. Cette molécule est très oxydante, libérant lors de sa décomposition un monoatome d'oxygène qui réagit très facilement avec toute molécule réductrice présente. Le dioxygène représente 21% de l'air (en volume). Il est indispensable au cycle de la vie : les végétaux dégagent du dioxygène par photosynthèse alors que la respiration des animaux et des plantes en consomme. De plus, l'oxygène est un composant essentiel des molécules qui se retrouvent dans tout être vivant: acides aminés, sucres, etc. L'oxygène fut découvert par le pharmacien suédois Carl Wilhelm Scheele en 1771, mais cette découverte ne fut pas reconnue immédiatement, et la découverte indépendante par Joseph Priestley est plus connue. Antoine Laurent Lavoisier l'a nommé en 1774. L'oxygène représente environ 87% de la masse des océans (sous la forme d'eau H₂O), 59% de la croûte terrestre et 21% (en volume) de l'atmosphère (sous la forme d'O₂, dioxygène, ou O₃, ozone). À cause de son électronégativité, l'oxygène établit facilement des liaisons chimiques avec de nombreux autres éléments (ce qui est à l'origine de la définition initiale du terme oxydation). Des exemples célèbres sont le dioxyde de carbone (CO₂), les alcools (R-OH) et les acides carboxyliques (R-COOH).

Utilisation de l'oxygène 18

L'isotope ¹⁸O est utilisé pour connaître la température dans une région à un moment donné. Il faut savoir que l'eau (H₂O) se forme à partir de certains isotopes selon la température de l'atmosphère. En effet, l'atome ¹⁸O étant plus lourd que l'atome ¹⁶O, H₂¹⁸O va se condenser plus rapidement en eau ou en glace que le H₂¹⁶O (dans le nuage). Plus le rapport H₂¹⁸O / H₂¹⁶O est grand, plus la température était basse. Les scientifiques peuvent connaître le rapport H₂¹⁸O / H₂¹⁶O en étudiant les glaces (principalement en Arctique et en Antarctique à l'aide de carottes de glace, la température en est ainsi déduite. Ce procédé est très utile pour confirmer ou infirmer une théorie sur les changements climatiques naturels terrestres comme les paramètres de Milanković.

Voir aussi

- dioxygène
- combustion
- oxydation
- tableau périodique des éléments

Isotopes de l'oxygène

Voir aussi

Catégorie:Élément chimique als:Sauerstoff ja:酸素 ko:산소 ms:Oksigen simple:Oxygen th:ออกซิเจน

Énantiomère

Les énantiomères sont des molécules images l'une de l'autre dans un miroir mais non superposables. Du fait de cette asymétrie au niveau moléculaire, les formes R et S d'une molécule, un médicament par exemple, peuvent avoir des effets physiologiques différents voire antagonistes. Les relations entre les activités biologiques de chaque stéréo-isomère pur et celles de leurs mélanges sont souvent très complexes et leur analyse nécessite des études approfondies et détaillées. Cependant il arrive que deux énantiomères aient des activités similaires. De nouvelles techniques et méthodes concernant le dédoublement des racémiques sont apparues : • Méthodes chimiques : Elles font appel aux diastéréo-isomères • Méthodes biologiques : Utilisation des enzymes qui sont des composés extrêmement stéréospécifiques. Actuellement, le dédoublement des racémiques obtenus par synthèse classique représente l'une des principales voies d'accès aux composés énantiomériquement purs. Près des 2/3 des molécules actives chirales issues de synthèse proviennent de dédoublements. Hormis les méthodes chimiques de dérivation et de cristallisation pour séparer deux énantiomères après leurs synthèses, plusieurs méthodes chromatographiques sont utilisées pour la séparation chirale d'une large variété de composés. L'utilisation d'une colonne à phase stationnaire chirale ou d'additifs chiraux dans la phase mobile est une voie plus « élégante » de séparation des énantiomères que par synthèse de composés diastéréoisomères à l'aide d'un réactif optiquement pur. Les positions de l'équilibre entre les états liés et non liés sont donc différentes pour les 2 énantiomères : Les cyclodextrines sont utilisées en séparation énantiomérique par l'électrophorèse capillaire CPG et HPLC. Elles sont aussi employées en Résonance Magnétique Nucléaire comme auxiliaires chiraux pour la détermination d'excès énantiomérique. La formation des complexes d'inclusion et ses applications en séparation chirale sont mises à profit dans le domaine mais aussi dans les industries chimiques et agro-alimentaires.(cas du menthol,de la mélisse) Ces applications ont eu pour conséquence les dépôts de nombreux brevets nationaux et internationaux couvrant l'exploitation des recherches. La production des produits énantiopurs représentait aux États-Unis, en 1995, une somme colossale de près de 60 milliards de dollars. L'analyse et la séparation des énantiomères (qui rappelons-le forment la structure spatiale et fonctionnelle de notre environnement biotique et abiotique) sont capitaux pour l'avancée des recherches dans la plupart des domaines scientifiques.

Voir aussi

- Isomère Enantiomère ko:광학 이성질체

Stabilité moléculaire

La stabilité, ou état stable, des espèces chimiques constitue un des grands principes de la chimie et même de la vie quotidienne. Pour y parvenir, les atomes se transforment en ions monoatomiques ou s'associent pour former des édifices parfois complexes : les molécules.

Salvage Pathway

Beim Salvage Pathway werden, die beim Abbau der Nukleotide entstehenden Purinbasen (Adenin, Guanin, Hypoxanthin) wiederverwendet. Eine andere Möglichkeit der Zelle zum Aufbau von Nukleotiden liegt in der De-novo-Biosynthese.

Verfahren

Die freie Purinbase wird unter Abspaltung von Pyrophosphat an ein Ribosephosphat von PRPP (Phosphoribosyl-Pyrophosphat) gebunden. Kategorie:Genetik

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