AllotropieL’allotropie[1] (du grec allos autre et tropos manière) est, en chimie, en minéralogie et en science des matériaux, la faculté de certains corps simples d’exister sous plusieurs formes cristallines ou moléculaires différentes[2]. C’est l'équivalent du polymorphisme des corps composés pour ce qui est des différentes formes cristallines (organisation des mêmes atomes dans différentes variétés cristallines) ou de l'isomérie pour ce qui est des différentes formes moléculaires (organisation des mêmes atomes dans une autre molécule). Par exemple, le carbone amorphe, le graphite, le diamant, la lonsdaléite, la chaoite, le fullerène et la nanomousse sont les variétés allotropiques du carbone au sens où ce sont différentes formes cristallines du corps simple correspondant à l'élément chimique carbone. Le dioxygène et le trioxygène (ou ozone) sont également des variétés allotropiques du corps simple correspondant à l'élément chimique oxygène, mais cette fois au sens où ce sont différentes formes moléculaires. Le concept d’allotropie se réfère uniquement aux différentes formes d’un élément chimique au sein de la même phase ou état de la matière (solide, liquide, gaz). Les changements de phase d'un élément ne sont pas associés, par définition, à un changement de forme allotropique (par exemple l’oxygène liquide et le dioxygène gaz ne sont pas deux formes allotropiques). Pour certains éléments chimiques, les formes allotropiques peuvent exister dans différentes phases ; par exemple, les deux formes allotropiques de l’oxygène, le dioxygène et l’ozone peuvent exister dans les phases solides, liquide et gazeuse. La notion d’allotropie a été élaborée par le chimiste suédois Jöns Jacob Berzelius. Différences dans les propriétés physiques des formes allotropiquesLes formes allotropiques d'un élément chimique peuvent souvent avoir des propriétés physiques (couleur, dureté, point de fusion, conductivité électrique, conductivité thermique) et une réactivité chimique différente, bien qu'elles soient constituées d'atomes identiques. Par exemple le dioxygène est peu réactif (et non toxique) dans des conditions où l'ozone est très réactif (et toxique). Les transformations d'une forme allotropique d'un élément à une autre sont souvent induites par les changements de pression, de température ou même par une réaction chimique et certaines formes ne sont stables que sous certaines conditions de température et de pression ; par exemple :
Exemples de formes allotropiquesTypiquement les éléments pouvant former un nombre variable de liaisons chimiques, et ceux qui possèdent des facultés de concaténation tendent à avoir le plus grand nombre de formes allotropiques. C'est le cas du soufre qui, avant la découverte dès 1985 de nombreuses formes allotropiques de carbone comme les fullerènes, détenait le record de variétés allotropiques moléculaires (S8, S2, etc.) et cristallographiques (Sα, Sβ, etc.). Le phénomène d'allotropie est précisément plus visible dans le cas des non-métaux puisqu'il peut être à la fois cristallin et moléculaire. Ce dernier cas n'étant pas possible avec les métaux. CarboneLes deux formes allotropiques les plus répandues :
Ainsi que d’autres formes plus rares :
Hydrogène
Ces isomères de spin nucléaires sont des fois décrits comme allotropes, notamment par le comité qui a accordé le prix Nobel de physique en 1932 à Werner Heisenberg pour la mécanique quantique, et qui a choisi les "formes allotropiques de l'hydrogène" comme son application la plus remarquable[3]. Oxygène
Le tétraoxygène, O4 - rouge, et l'octaoxygène, O8 - rouge, parfois mentionnés comme variétés allotropiques de l'oxygène, sont des assemblages de molécules de dioxygène. Ils ne constituent pas une variété allotropique. Phosphore
SoufreLe cas du soufre est le plus complexe puisque d'une part la facilité avec laquelle le soufre se concatène lui permet d'exister dans une grande diversité de molécules de formules Sn et cyclo-Sn. D'autre part, ces différentes molécules cristallisent dans des variétés cristallines différentes[4].
Cette énumération, pourtant longue, cache la complexité des trois conformations possibles des unités S3 se trouvant dans les enchaînements de soufre : cis, d-trans et l-trans (voir figure ci-contre). Allotropie et diagramme de phaseLe diagramme de phase du corps pur fait apparaître, en plus des états solide, liquide et gaz, les différentes variétés allotropiques dans les zones de température et de pression où elles sont stables. C'est le cas sur le diagramme d'état simplifié du soufre ci-contre. Métalloïdesː ArsenicEn plus des non-métaux discutés ci-dessus, il y a des métalloïdes et des non-métaux aussi qui possèdent plusieurs allotropes. Par exemple, l'arsenic est un métalloïde avec trois formes solides allotropesː L'arsenic jaune est moléculaire avec formule As4, avec la même structure que le phosphore blanc, et des propriétés chimiques semblables à l'azote et le phosphore. L'arsenic gris est polymérique et métallique, avec des propriétés chimiques semblables à l'aluminium et l'antimoine. L'arsenic noir est moléculaire et non métallique avec la même structure que le phosphore rouge. Métauxː FerLe fer possède quatre allotropes qui sont stables sous différentes conditions de température et pression. Aux températures et pressions ordinaires, la phase α-Fe possède une structure cubique centrée. Elle est ferromagnétique aux températures inférieures à 770°C, et ensuite paramagnétique jusqu'à 912°C. La phase γ-Fe possède une structure cubique à faces centrées. Elle est stable entre 912°C et 1394°C. La phase δ-Fe est stable 1394 et 1538 °C. Elle possède la même structure cubique centrée que la α-Fe. Enfin la phase ε-Fe possède une structure hexagonale compacte. Elle n'est stable qu'aux pressions élevées. Notes et références
Notes
Références
Voir aussi |