Atome

Un atome (grec ancien ἄτομος [átomos], « insécable »)^[1] est la plus petite partie d'un corps simple pouvant se combiner chimiquement avec un autre. Les atomes sont les constituants élémentaires de toutes les substances solides, liquides ou gazeuses. Les propriétés physiques et chimiques de ces substances sont déterminées par les atomes qui les constituent ainsi que par l'arrangement tridimensionnel de ces atomes.

Représentation d'un atome d'hélium 4 avec, apparaissant rosé au centre, le noyau atomique et, en dégradé de gris tout autour, le nuage électronique. Le noyau d'hélium 4, agrandi à droite, est formé de deux protons et de deux neutrons.

Atomes de carbone à la surface de graphite observés par microscope à effet tunnel.

Contrairement à ce que leur étymologie suggère, les atomes ne sont pas indivisibles, mais sont constitués de particules subatomiques^[2]. Ils comprennent un noyau, qui concentre plus de 99,9 % de leur masse, autour duquel se distribuent des électrons, qui forment un nuage 10 000 à 100 000 fois plus étendu que le noyau lui-même^[3],[4], de sorte que le volume d'un atome, grossièrement sphérique, est presque entièrement vide. Le noyau est formé de protons, porteurs d'une charge électrique positive, et de neutrons, électriquement neutres ; l'hydrogène fait exception, car le noyau de son isotope ¹H ne contient aucun neutron. Les protons et neutrons, également appelés nucléons, sont maintenus ensemble dans le noyau par la liaison nucléaire, qui est une manifestation de l'interaction forte. Les électrons occupent des orbitales atomiques en interaction avec le noyau via la force électromagnétique. Le nuage électronique est stratifié en niveaux d'énergie quantifiés autour du noyau, niveaux qui définissent des couches et des sous-couches électroniques ; les nucléons se distribuent également selon des couches nucléaires, bien qu'un modèle approché assez commode popularise la structure nucléaire d'après le modèle de la goutte liquide.

Plusieurs atomes peuvent établir des liaisons chimiques entre eux grâce à leurs électrons. D'une manière générale, les propriétés chimiques des atomes sont déterminées par leur configuration électronique, laquelle découle du nombre de protons de leur noyau. Ce nombre, appelé numéro atomique, définit un élément chimique. 118 éléments chimiques sont reconnus par l'Union internationale de chimie pure et appliquée (IUPAC) depuis le 18 novembre 2016. Les atomes d'éléments différents ont des tailles différentes, ainsi généralement que des masses différentes, bien que les atomes d'un élément chimique donné puissent avoir des masses différentes selon les isotopes considérés. Les atomes les plus lourds, ou dont le noyau présente un déséquilibre trop important entre les deux types de nucléons, tendent à devenir plus instables, et sont alors radioactifs ; le plomb 208 est l'isotope stable le plus lourd.

La théorie atomiste, qui soutient l'idée d'une matière composée de « grains » indivisibles (contre l'idée d'une matière indéfiniment sécable), est connue depuis l'Antiquité, et a été notamment défendue par Leucippe et son disciple Démocrite, philosophes de la Grèce antique, ainsi qu'en Inde, plus antérieurement, par l'une des six écoles de philosophie hindoue, le vaisheshika, fondé par Kanada. Elle fut disputée jusqu'à la fin du XIX^e siècle et n'a plus été remise en cause depuis lors. L'observation directe d'atomes n'est devenue possible qu'au milieu du XX^e siècle avec la microscopie électronique en transmission et l'invention du microscope à effet tunnel. C'est ainsi sur les propriétés des atomes que reposent toutes les sciences des matériaux modernes, tandis que l'élucidation de la nature et de la structure des atomes a contribué de manière décisive au développement de la physique moderne, et notamment de la mécanique quantique.

Sections transversales des premières orbitales de l'atome d'hydrogène, le dégradé de couleurs représentant l'amplitude de probabilité de l'électron.

Ordres de grandeur

Le diamètre estimé d'un atome « libre » (hors liaison covalente ou cristalline) est compris entre 62 pm (6,2 × 10⁻¹¹ m) pour l'hélium et 596 pm (5,96 × 10⁻¹⁰ m) pour le césium^[5], tandis que celui d'un noyau atomique est compris entre 2,4 fm (2,4 × 10⁻¹⁵ m) pour l'isotope ¹H et 14,8 fm (1,48 × 10⁻¹⁴ m) environ pour le nucléide ²³⁸U^[6] : le noyau d'un atome d'hydrogène est donc environ 40 000 fois plus petit que l'atome d'hydrogène lui-même.

Le noyau concentre cependant l'essentiel de la masse de l'atome^[a] : le noyau du lithium 7, par exemple, est environ 4 300 fois plus massif que les trois électrons qui l'entourent, l'atome de ⁷Li ayant une masse de l'ordre de 1,172 × 10⁻²⁶ kg. Pour fixer les idées, la masse des atomes est comprise entre 1,674 × 10⁻²⁷ kg pour le protium et 3,953 × 10⁻²⁵ kg pour l'uranium 238, en s'en tenant aux isotopes qui ont une abondance significative dans le milieu naturel — il existe des noyaux plus lourds mais aussi bien plus instables que le nucléide ²³⁸U.

Cette masse est généralement exprimée en unités de masse atomique (« uma », ou « u »), définie comme la douzième partie de la masse d'un atome de ¹²C non lié, immobile et à son état fondamental, soit 1 uma = 1,660 54 × 10⁻²⁷ kg ; dans cette unité, la masse du nucléide ²³⁸U vaut 238,050 782 6 uma. Une unité alternative également très employée en physique des particules est l'électron-volt divisé par le carré de la vitesse de la lumière (eV/c²), qui est homogène à une masse en vertu de la fameuse équation E = mc² de la relativité restreinte, et qui vaut 1 eV/c² = 1,783 × 10⁻³⁶ kg ; dans cette unité, la masse du noyau ²³⁸U est égale à 221,7 GeV/c².

Compte tenu de leur taille et de leur masse singulièrement réduites, les atomes sont toujours en très grand nombre dès qu'on manipule une quantité macroscopique de matière. On définit ainsi la mole comme étant la quantité de matière constituée par autant d'unités élémentaires (atomes, molécules, électrons, etc.) qu'il y a d'atomes dans 12 g de carbone 12, soit pas moins de 6,022 × 10²³ unités élémentaires, ce qu'on appelle le nombre d'Avogadro.

Particules subatomiques

Bien que son étymologie signifie « indivisible » en grec ancien, un atome est en réalité constitué de particules élémentaires plus petites, et peut donc être divisé ; mais il constitue bien la plus petite unité indivisible d'un élément chimique en tant que tel : en brisant, par exemple, un atome d'hélium, on obtiendra des électrons, des protons et des neutrons, mais on n'aura plus un corps simple ayant les propriétés de l'hélium.

• L'électron e⁻ est une particule très peu massive (9,109 4 × 10⁻³¹ kg, soit 511,00 keV/c²) et pourvue d'une charge électrique négative de −1,602 × 10⁻¹⁹ C.
• Le proton p⁺ est 1 836 fois plus massif que l'électron (1,672 6 × 10⁻²⁷ kg, soit 938,27 MeV/c²) et porte une charge électrique positive de même valeur absolue que celle de l'électron, soit 1,602 × 10⁻¹⁹ C.
• Le neutron n⁰ est 1 838,5 fois plus massif que l'électron (1,674 9 × 10⁻²⁷ kg, soit 939,57 MeV/c²), et électriquement neutre.

Le modèle standard de la physique des particules décrit les nucléons comme des baryons composés de particules élémentaires appelées quarks :

• le proton est constitué de deux quarks up et d'un quark down : p⁺ = uud ;
• le neutron est constitué d'un quark up et de deux quarks down : n⁰ = udd.

Les électrons, quant à eux, sont des leptons qui constituent, avec les quarks, le groupe des fermions. La grande différence entre quarks et leptons est que seuls les premiers connaissent toutes les interactions élémentaires, y compris l'interaction nucléaire forte, dont les médiateurs sont des bosons de jauge appelés gluons ; les leptons ne connaissent que l'interaction faible (via les bosons Z⁰ et W⁺) et l'interaction électromagnétique (via les photons).

Toutes ces particules connaissent a priori également l'interaction gravitationnelle, mais cette dernière n'a pas pu être intégrée au modèle standard de la physique des particules ; son intensité à l'échelle atomique est, quoi qu'il en soit, insignifiante comparée à l'intensité des trois autres interactions.

Nuage électronique

Représentation schématique d'un puits de potentiel. L'énergie V( x ) requise pour occuper chaque abscisse x confine à l'intervalle [ x₁, x₂ ] toute particule pourvue de l'énergie E en ordonnée.

L'essentiel des propriétés physiques et chimiques des atomes est dû à leur nuage électronique. C'est la compréhension de la nature et de la structure de ce nuage électronique qui a ouvert la voie à la compréhension de la structure de l'atome et, in fine, a conduit au développement de la physique des particules.

Le noyau atomique étant chargé positivement, il forme un puits de potentiel pour les électrons, qui sont chargés négativement. Ce puits de potentiel est constitué de niveaux d'énergie définis par des nombres quantiques dont la combinaison détermine des orbitales atomiques conférant aux fonctions d'onde correspondantes des dimensions et des formes caractéristiques.

Introduction au modèle de Schrödinger

L'électron manifeste, comme tout objet quantique, une dualité onde-corpuscule, en vertu de laquelle il se comporte tantôt comme une particule géométriquement délimitée occupant une position déterminée, tantôt comme une onde susceptible de présenter, par exemple, des phénomènes d'interférences. Ces deux aspects de l'électron coexistent dans l'atome, bien que le modèle de Schrödinger soit exclusivement ondulatoire^[7] :

• un électron n'est jamais localisé à un endroit précis d'une trajectoire définie autour du noyau, mais distribué au sein d'une orbitale atomique avec une probabilité de présence égale au carré de la norme de sa fonction d'onde, laquelle est corrélée à son état quantique, ainsi qu'avec une phase d'électron : c'est l'aspect ondulatoire ;
• cette distribution n'est pas statique, mais dynamique, en ce que l'électron est pourvu, au sein de son orbitale atomique stationnaire, d'une quantité de mouvement et d'un moment angulaire orbital : c'est l'aspect corpusculaire.

Illustration d'orbitales atomiques.

Par conséquent, un électron ne peut pas « tomber sur le noyau » comme un objet tombe par terre, car cela signifierait que l'extension spatiale de sa fonction d'onde serait réduite à un point, ce qui n'est le cas d'aucune fonction propre de l'équation de Schrödinger : cette dernière impose, au contraire, qu'un électron, au voisinage du noyau, se « dilue » dans un volume (une orbitale) à la géométrie déterminée par les nombres quantiques qui satisfont cette équation. On peut donc considérer qu'un électron dans un atome est déjà tombé sur le noyau, dans la mesure où il est confiné dans son voisinage par le puits de potentiel électrostatique.

De surcroît, la fonction d'onde d'un électron n'est pas nulle à l'intérieur du noyau, bien que sa probabilité de s'y trouver soit faible, car le noyau est de taille très réduite comparée à celle des orbitales atomiques. Les fonctions d'ondes possibles pour les électrons d'un atome étant centrées sur le noyau, on peut donc dire que l'électron est en fait tombé dans le noyau, bien qu'il ne s'y trouve que très rarement : du point de vue quantique, plusieurs particules peuvent en effet occuper le même espace en vertu de leur nature ondulatoire. Une façon imagée — mais approchée — de voir les choses est d'imaginer, par analogie, que la fonction d'onde de l'électron serait comme « diffractée » par le noyau atomique, ce qui lui donnerait différentes formes, selon son état quantique, par lesquelles la probabilité de présence de l'électron atteindrait son maximum en certaines zones plus ou moins éloignées du noyau — typiquement, plusieurs dizaines de milliers de fois le rayon nucléaire^[8].

Principe d'exclusion de Pauli

${\displaystyle E\Psi (\mathbf {r} )={\frac {-\hbar ^{2}}{2m}}\nabla ^{2}\Psi (\mathbf {r} )+V(\mathbf {r} )\Psi (\mathbf {r} )}$

Équation de Schrödinger d'une onde stationnaire[b].

Chaque électron est décrit, dans un atome, par un quadruplet de nombres quantiques (n, ℓ, m_ℓ, m_s) satisfaisant l'équation de Schrödinger et appelés respectivement :

• nombre quantique principal n, définissant les couches électroniques ;
• nombre quantique azimutal ℓ, définissant les sous-couches électroniques ;
• nombre quantique magnétique m_ℓ, définissant l'orientation spatiale de l'orbitale atomique ;
• nombre quantique magnétique de spin m_s, définissant l'orientation du moment angulaire intrinsèque de l'électron dans son orbitale.

Le principe d'exclusion de Pauli stipule que deux fermions appartenant au même système de fermions (ici, au même atome) ne peuvent avoir tous leurs nombres quantiques égaux en même temps. Ce principe est fondamental car il est à l'origine de la configuration électronique des atomes : les électrons qui « s'empilent » dans l'atome doivent avoir chacun un état quantique distinct des autres, ce qui explique que toutes les orbitales atomiques sont progressivement occupées de la plus liée à la moins liée au noyau au fur et à mesure qu'on ajoute des électrons à l'atome ; c'est le principe d'Aufbau (« édification » en allemand) matérialisé par la règle de Klechkowski (appelée aussi règle de Madelung), qui sous-tend l'agencement du tableau périodique des éléments chimiques en blocs et en périodes :

Distribution des électrons dans les orbitales atomiques par sous-couche électronique

Période	Sous-couche	Nombres quantiques		Nombre quantique magnétique							Nombre d'électrons
		Principal	Azimutal	-3	-2	-1	0	1	2	3	Sous-couche	Période
no 1	1s	n = 1	ℓ = 0				↑ ↓				2	2
no 2	2s	n = 2	ℓ = 0				↑ ↓				2	8
	2p	n = 2	ℓ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6
no 3	3s	n = 3	ℓ = 0				↑ ↓				2	8
	3p	n = 3	ℓ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6
no 4	4s	n = 4	ℓ = 0				↑ ↓				2	18
	3d	n = 3	ℓ = 2		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓		10
	4p	n = 4	ℓ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6
no 5	5s	n = 5	ℓ = 0				↑ ↓				2	18
	4d	n = 4	ℓ = 2		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓		10
	5p	n = 5	ℓ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6
no 6	6s	n = 6	ℓ = 0				↑ ↓				2	32
	4f	n = 4	ℓ = 3	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	14
	5d	n = 5	ℓ = 2		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓		10
	6p	n = 6	ℓ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6
no 7	7s	n = 7	ℓ = 0				↑ ↓				2	32
	5f	n = 5	ℓ = 3	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	14
	6d	n = 6	ℓ = 2		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓		10
	7p	n = 7	ℓ = 1			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			6

Orbitales moléculaires

Orbitales atomiques et moléculaires.

Sa structure électronique confère à l'atome ses propriétés chimiques et magnétiques. Ainsi, les éléments chimiques sont communément classés dans un tableau périodique organisé en fonction de leurs propriétés chimiques et dont l'agencement est en réalité déterminé par la distribution des électrons sur les niveaux d'énergie des atomes.

Le recouvrement de deux orbitales atomiques appartenant chacune à un atome distinct peut conduire à la formation d'une orbitale moléculaire constituant une liaison chimique entre deux atomes ; si les orbitales atomiques en recouvrement appartiennent au même atome, on dit qu'il y a hybridation.

Une orbitale moléculaire est dite liante lorsque les phases d'électron des orbitales atomiques sont de même signe (interférence constructive) ; elle est dite antiliante lorsque les orbitales atomiques ont des phases de signe opposé (interférence destructive).

composition d'un noyau atomique

Noyau atomique

Protons et neutrons forment un noyau atomique de dimension femtométrique. Le rayon nucléaire d'un atome dont le nombre de masse est A vaut environ ${\displaystyle {\begin{smallmatrix}1,2{\sqrt[{3}]{A}}\end{smallmatrix}}}$  fm, alors que l'atome lui-même a un rayon de l'ordre de la centaine de picomètres (environ 35 000 à 40 000 fois plus grand). Les protons étant chargés positivement, ils se repoussent au sein du noyau, mais l'intensité de cette répulsion électrostatique est très inférieure à celle de l'attraction entre nucléons induite par l'interaction nucléaire forte à des distances inférieures à 2,5 fm.

La géométrie des noyaux atomiques est généralement sphérique, bien que certains noyaux stables suffisamment massifs adoptent également des formes sphéroïdes étirées en ballon de rugby ou, au contraire, aplaties. Certains noyaux instables, dits noyaux à halo, sont caractérisés par un ou plusieurs nucléons aux fonctions d'ondes très distendues, qui donnent au noyau des contours flous et un volume apparent très augmenté ; ces noyaux ont une cohésion nucléaire à la limite extrême du champ d'action de l'interaction forte.

Dans le modèle de la goutte liquide, les protons tendent à se repousser les uns les autres et, par conséquent, à se concentrer vers l'extérieur des noyaux (aux « pôles » ou à l'« équateur » dans le cas de sphéroïdes), tandis que les neutrons tendent à s'accumuler au centre du noyau. Des dizaines de modèles ont été proposés afin d'expliquer les données expérimentales sur la nature et la structure des noyaux atomiques, mais aucun, à ce jour, ne suffit seul à rendre compte de l'ensemble des observations^[9].

Le volume nucléaire, estimé expérimentalement par des techniques de diffraction de faisceaux d'électrons, correspond à peu près à l'empilement de sphères dures représentant les nucléons, avec une densité nucléaire constante, ce qui se conceptualise très bien avec le modèle de la goutte liquide. Néanmoins, certaines propriétés quantiques de la structure nucléaire semblent mieux décrites par le modèle en couches, élaboré par les physiciens allemands Maria Goeppert-Mayer et Hans Daniel Jensen, qui ont obtenu le prix Nobel de physique en 1963 pour cette avancée. Leur modèle considère les nucléons comme des fermions soumis au principe d'exclusion de Pauli et répartis sur des niveaux d'énergie quantifiés — les « couches nucléaires » — de façon similaire aux électrons à l'échelle de l'atome. Dans le noyau, protons et neutrons constituent deux populations de fermions distinctes vis-à-vis du principe d'exclusion de Pauli.

L'analogie avec les électrons a cependant ses limites, car, si les électrons interagissent entre eux et avec le noyau via l'interaction électromagnétique, les nucléons interagissent entre eux essentiellement via l'interaction nucléaire forte et l'interaction faible. Les niveaux d'énergie au sein du noyau ont ainsi une distribution différente de celle des niveaux d'énergie des électrons d'un atome. De plus, les phénomènes de couplage spin-orbite sont bien plus sensibles pour les nucléons que pour les électrons, ce qui redistribue les sous-couches nucléaires en fonction du spin (indiqué en indice dans le tableau ci-dessous)^[10] :

Sous-couche 1s 1/2	2 états	→ 1re couche : nombre magique = 2
Sous-couche 1p 3/2	4 états
Sous-couche 1p 1/2	2 états	→ 2e couche : nombre magique = 8
Sous-couche 1d 5/2	6 états
Sous-couche 2s 1/2	2 états
Sous-couche 1d 3/2	4 états	→ 3e couche : nombre magique = 20
Sous-couche 1f 7/2	8 états	→ 4e couche : nombre magique = 28
Sous-couche 2p 3/2	4 états
Sous-couche 1f 5/2	6 états
Sous-couche 2p 1/2	2 états
Sous-couche 1g 9/2	10 états	→ 5e couche : nombre magique = 50
Sous-couche 1g 7/2	8 états
Sous-couche 2d 5/2	6 états
Sous-couche 2d 3/2	4 états
Sous-couche 3s 1/2	2 états
Sous-couche 1h 11/2	12 états	→ 6e couche : nombre magique = 82
Sous-couche 1h 9/2	10 états
Sous-couche 2f 7/2	8 états
Sous-couche 2f 5/2	6 états
Sous-couche 3p 3/2	4 états
Sous-couche 3p 1/2	2 états
Sous-couche 1i 13/2	14 états	→ 7e couche : nombre magique = 126
Sous-couche 2g 9/2	10 états
Sous-couche 3d 5/2	6 états
Sous-couche 1i 11/2	12 états
Sous-couche 2g 7/2	8 états
Sous-couche 4s 1/2	2 états
Sous-couche 3d 3/2	4 états
Sous-couche 1j 15/2	16 états	→ 8e couche : nombre magique = 184

La saturation d'une couche nucléaire confère au noyau atomique une stabilité supérieure à celle calculée par la formule de Weizsäcker, issue du modèle de la goutte liquide — ce qui n'est pas sans rappeler l'inertie chimique des gaz rares, caractérisés par la saturation de leur sous-couche électronique p périphérique. Le nombre de nucléons d'une population donnée correspondant à la saturation d'une couche nucléaire est appelé « nombre magique » ; le noyau du plomb 208, qui est le plus lourd des isotopes stables, est ainsi constitué de 82 protons et 126 neutrons : 82 et 126 sont deux nombres magiques, ce qui explique la stabilité de ce nucléide par rapport à ceux qui n'en diffèrent que d'un ou deux nucléons.

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

4

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

5

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

6

Cs

Ba

*

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

7

Fr

Ra

* *

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

*

La

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

* *

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Tableau périodique des éléments chimiques

Chimie et physique se rejoignent sur ce point, de sorte que les notions relatives à ces deux domaines des sciences se recouvrent à leur sujet. Ainsi, en physique nucléaire, on appelle nucléide un noyau atomique défini par un nombre déterminé de protons et de neutrons, terme souvent confondu avec la notion équivalente d'isotope, qui relève davantage de la chimie.

Un élément chimique se définit comme l'ensemble des atomes et des ions dont le noyau comporte un nombre donné de protons. Ce nombre est le numéro atomique, noté Z, de l'atome ou de l'élément chimique correspondant. Ainsi, tous les atomes n'ayant qu'un seul proton dans leur noyau (Z = 1) correspondent à l'élément chimique hydrogène. Il en existe trois variétés principales : le protium ¹H, couramment appelé hydrogène (seul nucléide stable dépourvu de neutron), le deutérium ²H (stable, dont le noyau est constitué d'un proton et d'un neutron), le tritium ³H (radioactif, dont le noyau est constitué d'un proton et de deux neutrons). Ces nucléides sont des isotopes, car leur noyau compte le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons.

La classification des atomes suit celle des éléments chimiques, dont les propriétés chimiques — mais aussi physiques — présentent une périodicité découverte au XIX^e siècle et à l'origine du tableau périodique des éléments. On emploie indifféremment les termes isotope stable et nucléide stable, radioisotope et radionucléide, ou encore élément superlourd et atome superlourd.

Noyaux atomiques

Moment magnétique nucléaire

Précession de Larmor d'un proton soumis à un champ magnétique B₀.

Les particules élémentaires possèdent un nombre quantique appelé spin, analogue à un moment angulaire et mesuré en unités de constante de Planck réduite (parfois appelée « constante de Dirac ») désignée par le symbole ℏ, qui se lit « h barre ». C'est également le cas des protons et des neutrons du noyau atomique, dont la résultante des spins se manifeste par un moment magnétique nucléaire. La valeur de ce dernier est spécifique à chaque noyau ; à l'état fondamental, elle est nulle pour les nucléides ayant à la fois un nombre pair de protons et un nombre pair de neutrons.

Cette propriété est mise à profit en imagerie par résonance magnétique (IRM), fondée sur la résonance magnétique nucléaire (RMN) : un matériau soumis d'une part à un rayonnement électromagnétique, et d'autre part à un champ magnétique intense (de l'ordre du tesla) qui oriente les noyaux atomiques dans une direction privilégiée (mais en les séparant en deux populations correspondant aux deux sens de cette direction), absorbe une partie du rayonnement électromagnétique à une fréquence déterminée par le rapport gyromagnétique du noyau ciblé, ce qui permet de déterminer par spectroscopie la concentration spatiale de ce noyau — typiquement dans le domaine des radiofréquences pour les champs magnétiques ne dépassant pas 20 T.

Énergie de liaison nucléaire

Énergie de liaison nucléaire par nucléon en fonction du nombre de masse des isotopes principaux.

La liaison nucléaire est généralement décrite comme une manifestation résiduelle entre nucléons de l'interaction nucléaire forte qui maintient ensemble les quarks constituant les nucléons. L'énergie de liaison nucléaire est définie comme l'énergie nécessaire pour arracher un nucléon quelconque au noyau considéré. Elle est de l'ordre de quelques mégaélectron-volts par nucléon, partant de 0 (par définition) pour le protium ¹H pour atteindre 7,57 MeV/A avec l'uranium 238 en passant par un maximum à 8,795 MeV/A pour le nickel 62^[11]. Cette propriété fondamentale explique pourquoi ce sont uniquement les atomes légers qui libèrent de l'énergie par fusion nucléaire tandis que ce sont uniquement les atomes lourds qui libèrent de l'énergie par fission nucléaire :

• la fusion nucléaire survient lorsque des nucléons ou des noyaux atomiques s'assemblent pour former un noyau atomique plus gros. Si l'énergie de liaison nucléaire par nucléon est plus élevée dans le nouveau noyau, il y a libération d'énergie : c'est le cas dans les étoiles jusqu'au nickel 56, au niveau duquel s'arrête la nucléosynthèse stellaire ; le ⁵⁶Ni étant instable, il se désintègre en fer 56, qui est stable. La nucléosynthèse ne se poursuit pas au-delà du nickel car le nucléide qui serait alors formé, le ⁶⁰Zn, a une énergie de liaison nucléaire par nucléon inférieure à celle du ⁵⁶Ni, et sa formation consommerait de l'énergie au lieu d'en libérer : c'est essentiellement tout à la fin de vie des étoiles, même de taille modeste, et particulièrement lors de l'explosion en supernovae des grosses étoiles, que les éléments plus lourds que le fer et le nickel sont formés ;
• la fission nucléaire n'est autre que l'éclatement d'un noyau atomique en au moins deux morceaux plus petits, avec libération de neutrons (car les noyaux légers sont proportionnellement moins riches en neutrons que les noyaux lourds). Si l'énergie de liaison nucléaire par nucléon est plus faible dans le noyau initial que dans les produits de fission alors il y a libération d'énergie : c'est le cas pour les noyaux plus massifs que ceux du nickel 62 ; l'uranium et le plutonium, par exemple, sont dans ce cas.

Stabilité nucléaire

La physique des noyaux atomiques est gouvernée par les trois interactions fondamentales du modèle standard de la physique des particules : l'interaction forte, l'interaction faible et l'l'interaction électromagnétique. Chaque noyau atomique est défini par le nombre de protons et de neutrons qu'il contient, ainsi que par son énergie totale, l'ensemble définissant les différents « arrangements » des particules selon lesquels l'énergie totale du système peut être distribuée. Plus il y a d'arrangements possibles et plus le système est stable : l'état présentant le plus grand nombre d'arrangements possibles est appelé état fondamental ; c'est celui vers lequel tendent tous les autres états de ce système.

Toute transition d'un état du système vers un autre requiert une énergie d'activation, fournie, dans le cas des noyaux atomiques, par les fluctuations du vide quantique. Lorsque de telles fluctuations suffisent à faire basculer un noyau atomique d'un état donné vers un état d'énergie inférieure, ce noyau est dit instable : on a affaire à un radionucléide. Jusqu'au calcium (Z = 20), les éléments chimiques ont des isotopes stables pour lesquels le nombre N de neutrons est à peu près égal au nombre Z de protons, tandis qu'au-delà de Z = 20 le ratio N/Z tend vers 3/2. Les isotopes instables, appelé radioisotopes, connaissent une désintégration radioactive qui leur permet de se rapprocher d'un état de plus grande stabilité.

Radioactivité

La vallée de stabilité des nucléides diverge de la diagonale N = Z dès Z = 20.

La radioactivité désigne l'ensemble des phénomènes physiques par lesquels un nucléide instable réorganise sa structure nucléaire afin de gagner en stabilité. Ces phénomènes de désintégration radioactive peuvent être les suivants :

• désintégration α : le noyau atomique émet une particule α ⁴He pour s'alléger et, notamment, réduire son numéro atomique (et donc sa charge électrique). Ceci concerne surtout les noyaux lourds ;
• désintégration β : il en existe plusieurs variantes, la principale étant l'émission d'un électron et d'un antineutrino électronique par un neutron converti en proton sous l'effet de l'interaction faible (désintégration β⁻) ; ceci concerne les noyaux riches en neutrons. La réaction inverse est également possible : émission d'un positron et d'un neutrino électronique par un proton converti en neutron (désintégration β⁺) ; ceci concerne les noyaux riches en protons. La capture électronique est une autre forme de désintégration β⁺, qui survient lorsqu'un électron interagit avec un proton du noyau pour former un neutron avec émission d'un neutrino électronique ; le noyau résultant se trouve alors dans un état excité. Les phénomènes de double désintégration β (le ⁴⁸Ca donnant du ⁴⁸Ti) et double capture électronique (le ⁷⁸Kr donnant du ⁷⁸Se par exemple) sont particulièrement rares, car ils impliquent respectivement deux neutrons et deux protons simultanément ;
• émission γ : le noyau atomique se trouve dans un état excité, un ou plusieurs de ses nucléons occupant des niveaux d'énergie supérieurs à ceux de l'état fondamental : un ou plusieurs photons γ sont émis au cours de la relaxation du noyau. Ceci est observé notamment lors d'une transition isomérique (le ^99mTc donnant du ⁹⁹Tc, par exemple) ;
• fission spontanée : un gros noyau atomique « explose » en au moins deux fragments plus petits, avec émission de neutrons. Ce type de désintégration est observé notamment lorsque le ratio Z²/A est au moins égal à 45 (c'est par exemple le cas du ²⁵²Cf) ;
• radioactivité de clusters : il s'agit d'un mode de désintégration toujours marginal, ayant un rapport de branchement de l'ordre de 10^-10 (avec l'exception notable du ¹¹⁴Ba émettant du ¹²C), consistant en l'émission de noyaux atomiques de petite taille mais plus gros qu'une particule α ;
• conversion interne : un isomère nucléaire retombe à son état fondamental en transférant son énergie d'excitation à un électron de son nuage électronique en vertu de la probabilité non nulle qu'un tel électron se trouve dans le noyau.

Chaque radioisotope est caractérisé par une période radioactive, qui correspond au temps nécessaire pour que la moitié des atomes de cet isotope se soit désintégrée. Un même nucléide peut connaître plusieurs modes de désintégration, la proportion relative de chacun de ces modes étant appelée rapport de branchement.

Îlot de stabilité

Localisation théorique de l'îlot de stabilité.

Certaines théories extrapolent les résultats du modèle en couches et les propriétés des nombres magiques en prédisant l'existence d'un îlot de stabilité parmi les nucléides superlourds, pour un nombre magique de 184 neutrons et — selon les théories et les modèles — 114, 120, 122 ou 126 protons. Une approche plus moderne de la stabilité nucléaire montre toutefois, par des calculs fondés sur l'effet tunnel, que, si de tels noyaux superlourds doublement magiques seraient probablement stables du point de vue de la fission spontanée, ils devraient cependant connaître des désintégrations α avec une période radioactive de quelques microsecondes^{[12],[13],[14]} Un îlot de relative stabilité pourrait néanmoins exister autour du darmstadtium 293, correspondant aux nucléides définis par Z compris entre 104 et 116, et N compris entre 176 et 186 : ces éléments pourraient avoir des isotopes présentant des périodes radioactives atteignant quelques minutes.

Limite à la taille des noyaux

Le plus lourd des nucléides synthétisés jusqu'à présent est l'isotope ²⁹⁴Og^{[15],[16],[17],[18],[19]} et les recherches se poursuivent au GSI afin de produire l'isotope ³⁰²120. On ignore précisément jusqu'à combien de nucléons un noyau atomique peut contenir : on estime habituellement la limite d'observabilité expérimentale à environ Z ≈ 130^[20] et la limite théorique à Z = 173 : un 174^e proton (ou neutron) conférerait à la couche nucléaire 1s_1/2 une énergie de −511 keV, égale à la masse au repos d'un électron ou d'un positron ; un tel noyau serait donc instable par rapport à la désintégration β^[21],[22].

Nuage électronique

Si les propriétés nucléaires de l'atome (masse, énergie nucléaire, radioactivité, etc.) relèvent de la physique, et particulièrement de la physique nucléaire et de la physique des particules, les propriétés des nuages électroniques des atomes (taille, énergie d'ionisation, conductivité électrique, valence, etc.) relèvent essentiellement de la chimie et de la science des matériaux.

Taille des atomes

Le nuage électronique d'un atome n'a pas de dimensions bien définies car il consiste en une superposition d'orbitales atomiques de nature probabiliste. Il n'existe donc pas de définition unique ni de mesure définitive de la taille des atomes : celle-ci est généralement définie en termes de distance moyenne entre noyaux d'atomes liés entre eux, mais cette distance varie en fonction de la nature chimique des atomes environnants, du nombre et de la géométrie des liaisons dans lesquelles l'atome est engagé, ou encore de la nature de ces liaisons (métallique, covalente, ionique, etc.). Une valeur théorique de l'extension des orbitales atomiques peut néanmoins être calculée pour chaque noyau atomique, ce qui donne une valeur en excès par rapport aux méthodes empiriques fondées sur la géométrie des mailles cristallines, ou aux mesures effectuées sur des molécules :

H 53

He 31

Li 167

Be 112

B 87

C 67

N 56

O 48

F 42

Ne 38

Na 190

Mg 145

Al 118

Si 111

P 98

S 88

Cl 79

Ar 71

K 243

Ca 194

Sc 184

Ti 176

V 171

Cr 166

Mn 161

Fe 156

Co 152

Ni 149

Cu 145

Zn 142

Ga 136

Ge 125

As 114

Se 103

Br 94

Kr 88

Rb 265

Sr 219

Y 212

Zr 206

Nb 198

Mo 190

Tc 183

Ru 178

Rh 173

Pd 169

Ag 165

Cd 161

In 156

Sn 145

Sb 133

Te 123

I 115

Xe 108

Cs 298

Ba 253

*

Lu 217

Hf 208

Ta 200

W 193

Re 188

Os 185

Ir 180

Pt 177

Au 174

Hg 171

Tl 156

Pb 154

Bi 143

Po 135

At 127

Rn 120

Fr

Ra

**

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

*

La 226

Ce 210

Pr 247

Nd 206

Pm 205

Sm 238

Eu 231

Gd 233

Tb 224

Dy 228

Ho 226

Er 226

Tm 222

Yb 222

**

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Tableau périodique des éléments indiquant leur rayon atomique théorique^[23] en picomètres

Au-delà des valeurs numériques, qui ne doivent être vues ici que comme indicatives, ce tableau permet d'illustrer deux tendances :

• en descendant le long d'un groupe du tableau périodique des éléments, la taille des atomes augmente en raison de l'occupation d'orbitales atomiques de nombre quantique principal n croissant, qui correspond à des électrons de moins au moins liés au noyau et donc de plus en plus étendues spatialement ;
• en parcourant une période (ligne du tableau) de gauche à droite, la taille des atomes diminue en raison de l'attraction croissante du noyau atomique, de plus en plus chargé positivement, qui limite l'extension spatiale des orbitales atomiques, chargées négativement, en les rapprochant du noyau.

La contraction des lanthanides illustre bien ce dernier phénomène, et est à l'origine du fait que les atomes des métaux de transition des cinquième et sixième périodes ont des tailles à peu près égales : à peine deux picomètres de plus pour le hafnium et le tantale que pour le zirconium et le niobium ; il s'ensuit une augmentation sensible de la masse volumique des métaux correspondants, par exemple 6,5 et 13,3 g/cm³ respectivement pour le zirconium et le hafnium — soit plus qu'un doublement.

Liaisons chimiques

Modèle de molécule de théobromine, un alcaloïde important du chocolat. Les couleurs des atomes sont conventionnelles :
  - noir ou anthracite pour le carbone
  - bleu pour l'azote
  - rouge pour l'oxygène
  - blanc ou gris clair pour l'hydrogène.

L'une des propriétés les plus remarquables des atomes est leur propension à former toute une variété de liaisons chimiques avec d'autres atomes, afin de constituer des édifices moléculaires, des cristaux, voire des agrégats atomiques (clusters, « superatomes »). Ces liaisons résultent du recouvrement d'orbitales atomiques appartenant à deux atomes pour former une orbitale moléculaire occupée par deux électrons provenant chacun d'un des deux atomes engagés dans la liaison (on parle dans ce cas de liaison covalente), mais peuvent aussi provenir de l'attraction électrostatique entre atomes de charge électrique opposée (un cation positif et un anion négatif : on parle alors de liaison ionique).

La réactivité chimique des atomes dépend du nombre d'électrons qu'ils possèdent dans leurs sous-couches électroniques périphériques (sous-couches s et p) — les électrons de valence. En vertu de la règle de l'octet, chaque atome tend en effet à atteindre un état où ses sous-couches s et p périphériques sont saturées d'électrons : deux électrons dans la sous-couche s et six électrons dans la sous-couche p. Par exemple, l'hydrogène n'a qu'un unique électron dans sa sous-couche 1s, de sorte qu'il s'associe avec un autre atome pour acquérir le second électron qu'il manque à cette sous-couche pour être saturée : on dit que l'hydrogène est monovalent. L'oxygène, lui, a quatre électrons dans sa sous-couche 2p, et s'associe donc avec deux autres atomes pour acquérir les deux électrons qui manquent à cette sous-couche pour être saturée : l'oxygène est donc divalent. Le carbone, ayant deux électrons dans sa sous-couche 2p, est tétravalent. Les gaz rares les plus légers tels que l'hélium et le néon, avec respectivement deux électrons dans la sous-couche 1s et six électrons dans la sous-couche 2p, sont à peu près inertes chimiquement car leur configuration électronique est déjà saturée d'électrons de valence — mais il existe une chimie des gaz rares concernant les gaz rares plus lourds, qui présentent une réactivité chimique non nulle en raison de l'écrantage du noyau par les électrons de cœur qui rend les électrons périphériques plus mobilisables.

La liaison covalente est une liaison forte : celle qui unit les deux atomes d'iode de la molécule I₂ n'est que de 151 kJ/mol, mais atteint 436 kJ/mol pour la molécule H₂, 498 kJ/mol pour O₂, et 945 kJ/mol pour N₂.

Nature métallique, semiconductrice et isolante d'un matériau selon la théorie des bandes.

Un autre type de liaison chimique s'observe dans les métaux : la liaison métallique. Les atomes métalliques ont en effet la propriété, lorsqu'ils s'assemblent, de faire apparaître, par recouvrement de leurs orbitales atomiques périphériques, une « bande de conduction » qui peut être occupée par des électrons délocalisés (on parle « d'aromaticité métallique ») issus des orbitales les moins liées de ces atomes ; la conductivité électrique des métaux résulte du fait qu'il existe un nombre bien plus élevé de configurations électroniques possibles (on parle de densité d'états électroniques) qu'il y a d'électrons dans cette bande de conduction, de sorte que ces derniers y constituent un « gaz d'électrons ».

Des atomes appartenant à des molécules distinctes peuvent également interagir avec leur nuage électronique autrement que par liaison covalente ou ionique. Ainsi, un atome d'halogène déficitaire en électrons et facilement polarisable peut former une liaison halogène avec les atomes ou groupements fonctionnels riches en électrons, tels que des dérivés oxygénés ou azotés. De même, une molécule ayant un atome d'hydrogène acide peut former une liaison faible (de 5 à 20 kJ/mol) avec un atome électronégatif ayant des doublets non liants. Enfin, l'interaction des moments dipôlaires de deux atomes est à l'origine de la force de van der Waals, dont la force est du même ordre de grandeur que celle de la liaison hydrogène.

Électronégativité et affinité électronique

Compte tenu de leur configuration électronique, certains atomes auront davantage tendance que d'autres à attirer des électrons en formant des liaisons chimiques covalentes. Cette propriété est appelée l'électronégativité d'un atome. Elle dépend en premier lieu de leur numéro atomique et, corrélativement, de l'intensité de la liaison entre le noyau atomique et des électrons de valence. Elle est généralement évaluée à l'aide de l'échelle de Pauling, du nom de Linus Pauling qui la mit au point en 1932^[24]. D'autres méthodes d'évaluation donnent des résultats légèrement différents, mais toutes révèlent les mêmes tendances à travers le tableau périodique.

H 2,2

He

Li 0,98

Be 1,57

B 2,04

C 2,55

N 3,04

O 3,44

F 3,98

Ne

Na 0,93

Mg 1,31

Al 1,61

Si 1,9

P 2,19

S 2,58

Cl 3,16

Ar

K 0,82

Ca 1

Sc 1,36

Ti 1,54

V 1,63

Cr 1,66

Mn 1,55

Fe 1,83

Co 1,88

Ni 1,91

Cu 1,9

Zn 1,65

Ga 1,81

Ge 2,01

As 2,18

Se 2,55

Br 2,96

Kr 3

Rb 0,82

Sr 0,95

Y 1,22

Zr 1,33

Nb 1,6

Mo 2,16

Tc 1,9

Ru 2,2

Rh 2,28

Pd 2,2

Ag 1,93

Cd 1,69

In 1,78

Sn 1,96

Sb 2,05

Te 2,1

I 2,66

Xe 2,6

Cs 0,79

Ba 0,89

*

Lu 1,27

Hf 1,3

Ta 1,5

W 2,36

Re 1,9

Os 2,2

Ir 2,2

Pt 2,28

Au 2,54

Hg 2

Tl 1,62

Pb 2,33

Bi 2,02

Po 2

At 2,2

Rn 2,2

Fr 0,7

Ra 0,9

**

Lr 1,3

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

*

La 1,1

Ce 1,12

Pr 1,13

Nd 1,14

Pm 1,13

Sm 1,17

Eu 1,2

Gd 1,2

Tb 1,1

Dy 1,22

Ho 1,23

Er 1,24

Tm 1,25

Yb 1,1

**

Ac 1,1

Th 1,3

Pa 1,5

U 1,38

Np 1,26

Pu 1,28

Am 1,13

Cm 1,28

Bk 1,3

Cf 1,3

Es 1,3

Fm 1,3

Md 1,3

No 1,3

Tableau périodique des éléments indiquant leur électronégativité selon l'échelle de Pauling

La lecture de ce tableau permet de dégager deux tendances principales :

• lorsqu'on parcourt de haut en bas une colonne du tableau, l'électronégativité diminue car les électrons de valence sont séparés du noyau par un nombre croissant de sous-couches électroniques et sont donc de moins en moins liés à lui, d'où une affinité d'intensité décroissante ;
• lorsqu'on parcourt de gauche à droite une période du tableau, l'électronégativité est minimale à gauche et maximale à droite ; cela provient du fait que les alcalins ont plutôt tendance à perdre un électron qu'à en gagner pour acquérir la configuration électronique d'un gaz rare, tandis que les halogènes ont fortement tendance à gagner un électron pour saturer leur sous-couche p et acquérir la configuration électronique d'un gaz rare.

Le cas des gaz rares eux-mêmes est particulier car les plus légers d'entre eux sont chimiquement inertes, une véritable chimie des gaz rares n'existant que pour le krypton et, surtout, le xénon — le radon est trop radioactif pour présenter une chimie significative.

L'électronégativité n'est pas une notion atomique absolue, mais plutôt une propriété chimique relative aux atomes engagés dans une liaison avec d'autres atomes. La propriété atomique stricto sensu correspondant à l'électronégativité est appelée affinité électronique et correspond à l'énergie libérée par l'adjonction d'un électron à un atome neutre pour former un anion. Il s'agit donc d'une grandeur physique mesurable, contrairement à l'électronégativité.

H 73

He 0

Li 60

Be 0

B 27

C 122

N 0

O 141

F 328

Ne 0

Na 53

Mg 0

Al 42

Si 134

P 72

S 200

Cl 349

Ar 0

K 48

Ca 2

Sc 18

Ti 8

V 51

Cr 65

Mn 0

Fe 15

Co 64

Ni 112

Cu 119

Zn 0

Ga 41

Ge 119

As 79

Se 195

Br 324

Kr 0

Rb 47

Sr 5

Y 30

Zr 41

Nb 86

Mo 72

Tc 0

Ru 101

Rh 110

Pd 54

Ag 126

Cd 0

In 39

Sn 107

Sb 101

Te 190

I 295

Xe 0

Cs 46

Ba 14

*

Lu 33

Hf

Ta 31

W 79

Re 14

Os 104

Ir 150

Pt 205

Au 223

Hg 0

Tl 36

Pb 35

Bi 91

Po

At

Rn 0

Fr

Ra

**

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

*

La 45

Ce 55

Pr 93

Nd

Pm

Sm

Eu 11

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm 99

Yb 0

**

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Tableau périodique des éléments indiquant leur affinité électronique en kJ/mol.
(les valeurs à 0 indiquent une affinité électronique négative ou nulle)

Les valeurs représentées par un astérisque dans le tableau ci-dessus sont voisines de zéro d'après l'interprétation quantique de la configuration électronique des atomes correspondants. On note que l'affinité électronique ne présente pas la périodicité régulière de l'électronégativité, mais qu'elle est tout de même la plus élevée pour les halogènes et sensiblement plus faible pour les métaux alcalins et, surtout, alcalino-terreux.

Magnétisme

Orientation des moments magnétiques des atomes dans un matériau ferromagnétique.

Lévitation par effet Meissner d'un aimant au-dessus d'un matériau supraconducteur refroidi à l'azote liquide.

Comme les nucléons, les électrons possèdent un spin, analogue à un moment angulaire, intrinsèque à chaque électron, auquel se superpose un moment angulaire orbital, représenté par le nombre quantique secondaire, généré par la distribution probabiliste de l'électron dans son orbitale atomique, qui s'assimile à un « mouvement ». Ces deux moments angulaires se combinent pour constituer un champ magnétique autour de l'atome. Lorsque deux électrons occupent une case quantique de l'atome, ils ont chacun un spin opposé en vertu du principe d'exclusion de Pauli, ce qui annule le moment angulaire résultant ; mais les atomes et les ions qui ont un nombre impair d'électrons ont par conséquent un moment magnétique résultant non nul provenant du spin de leurs électrons.

Les matériaux ferromagnétiques ont la particularité d'orienter dans la même direction les moments magnétiques de leurs atomes par interaction d'échange, ce qui crée un champ magnétique macroscopique : c'est le cas, par exemple, de la magnétite Fe₃O₄. Certains matériaux orientent au contraire les moments magnétiques de leur atomes dans des directions alternativement opposées, ce qu'on appelle « antiferromagnétisme ».

Les matériaux paramagnétiques révèlent leur magnétisme intrinsèque uniquement sous l'effet d'un champ magnétique extérieur, qui aligne le moment magnétique de leurs atomes tant qu'il est présent (susceptibilité magnétique positive) ; dès que ce champ magnétique extérieur cesse d'être appliqué, la magnétisation d'un matériau paramagnétique disparaît. Les atomes ayant des électrons non appariés dans leurs sous-couches d et f ont des propriétés magnétiques intenses car ces électrons sont fortement localisés ; en particulier, les lanthanides font des aimants particulièrement puissants en raison de leur moment magnétique induit par jusqu'à sept électrons non appariés — notamment le néodyme et le samarium. Il existe une méthode d'analyse spectroscopique sous champ magnétique analogue à la résonance magnétique nucléaire (RMN) qui fait intervenir le spin des électrons au lieu de celui des noyaux : la résonance paramagnétique électronique (également appelée de façon plus propre « résonance de spin électronique »).

Le diamagnétisme, quant à lui, est un phénomène assez général dû au moment angulaire orbital des électrons et non au spin de ces derniers, qui consiste en l'apparition d'un champ magnétique de direction opposée à tout champ magnétique extérieur ; c'est un phénomène généralement de faible intensité, hormis quelques cas particuliers tels que, par exemple, l'or, le mercure, le bismuth et surtout les matériaux supraconducteurs (effet Meissner).

Fluorescence et phospho