Chimie des Éléments du Bloc P
Contexte : L'effet de paire inerte et la réactivité du Plomb.
Le groupe 14Colonne du tableau périodique comprenant C, Si, Ge, Sn, Pb. du tableau périodique illustre une transition fondamentale des propriétés chimiques : en haut de la colonne, le Carbone (non-métal) forme des composés covalents très stables au degré d'oxydation +4 (ex: \(CO_2\)). En descendant vers le Silicium et le Germanium (métalloïdes), cette stabilité se maintient. Cependant, pour les métaux lourds comme l'Étain (Sn) et surtout le Plomb (Pb), une nouvelle tendance émerge : la stabilité préférentielle du degré d'oxydation +2. Ce phénomène, crucial en chimie inorganique, est nommé effet de paire inerteTendance des électrons s de valence à ne pas participer aux liaisons.. Comprendre cet effet permet d'expliquer pourquoi le plomb est toxique sous certaines formes et pourquoi ses oxydes sont des oxydants puissants utilisés dans les batteries.
Remarque Pédagogique : Cet exercice ne se contente pas de décrire le phénomène, il vise à vous faire manipuler les outils quantitatifs (configurations électroniques, potentiels redox, énergie libre de Gibbs) pour prouver et prédire la réactivité chimique.
Objectifs Pédagogiques
- Maîtriser l'écriture de la configuration électronique des éléments lourds (post-lanthanides).
- Comprendre l'origine quantique et relativiste de l'effet de paire inerte.
- Calculer et interpréter l'enthalpie libre standard \(\Delta G^\circ\) pour évaluer la stabilité.
- Utiliser les potentiels standard pour prédire la spontanéité d'une réaction redox dangereuse.
Données de l'étude
Nous allons comparer la chimie de l'Étain (\(\text{Sn}\), Z=50, Période 5) et celle du Plomb (\(\text{Pb}\), Z=82, Période 6). L'objectif final est de déterminer pourquoi le dioxyde de plomb \(\text{PbO}_2\) réagit violemment avec l'acide chlorhydrique, alors que le dioxyde d'étain \(\text{SnO}_2\) est très stable.
Données Thermodynamiques (à 298K, pH=0)
| Couple Redox | Demi-équation de réduction | Potentiel Standard \(E^\circ\) (V) |
|---|---|---|
| \(\text{Sn}^{4+}/\text{Sn}^{2+}\) | \(\text{Sn}^{4+} + 2\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Sn}^{2+}\) | +0.15 V |
| \(\text{Pb}^{4+}/\text{Pb}^{2+}\) | \(\text{Pb}^{4+} + 2\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Pb}^{2+}\) | +1.69 V |
| \(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-\) | \(\text{Cl}_2(\text{g}) + 2\text{e}^- \rightleftharpoons 2\text{Cl}^-(\text{aq})\) | +1.36 V |
Orbitales de valence et effet de paire inerte
Données numériques supplémentaires
| Constante | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Constante de Faraday | \(F\) | 96485 | \(\text{C} \cdot \text{mol}^{-1}\) |
| Numéro atomique du Xénon | \(Z_{\text{Xe}}\) | 54 | - |
Questions à traiter
- Donner la configuration électronique de valence détaillée du Plomb (Z=82).
- Expliquer l'origine atomique de la grande différence de potentiel entre le couple de l'étain et celui du plomb.
- Calculer quantitativement l'énergie libre standard \(\Delta G^\circ\) associée à la réduction de \(\text{Pb}^{4+}\) en \(\text{Pb}^{2+}\).
- En déduire si la réaction d'oxydoréduction entre le dioxyde de plomb \(\text{PbO}_2\) et l'acide chlorhydrique \(\text{HCl}\) concentré est thermodynamiquement spontanée.
Les bases théoriques
Avant d'entamer les calculs, il est essentiel de réviser les concepts clés qui régissent la chimie des éléments lourds.
Configuration électronique & Bloc p
Les éléments du groupe 14 (C, Si, Ge, Sn, Pb) possèdent tous 4 électrons de valence. Leur configuration externe générique est \(ns^2 np^2\). Chimiquement, ils peuvent soit former 4 liaisons covalentes (état d'hybridation \(sp^3\), degré +4), soit perdre uniquement les électrons p pour former des ions divalents (degré +2).
Configuration Générique
Où \(n\) est le numéro de la période (ligne) de l'élément.
Effet de paire inerte
Lorsque le numéro atomique Z augmente, les électrons s internes (\(n\text{s}\)) pénètrent profondément vers le noyau. Pour les éléments très lourds (comme le Plomb, n=6), deux phénomènes s'ajoutent :
1. Le mauvais écrantage du noyau par les électrons f et d.
2. Des effets relativistes dus à la vitesse des électrons proches du noyau.
Cela stabilise considérablement l'orbitale \(6\text{s}\), rendant ces deux électrons "inertes" ou indisponibles pour la liaison chimique.
Thermodynamique Redox (Loi de Gibbs)
La tendance spontanée d'une réaction redox est mesurée par son enthalpie libre standard de réaction, \(\Delta G^\circ\). Elle est directement reliée au potentiel standard de la cellule \(E^\circ_{\text{cell}}\).
Relation Fondamentale
Une réaction est spontanée si \(\Delta G^\circ < 0\), ce qui correspond à un potentiel \(E^\circ > 0\).
Correction : Chimie des Éléments du Bloc P
Question 1 : Configuration électronique du Plomb
Principe
Pour écrire la configuration électronique d'un atome lourd, on applique le principe de construction (Aufbau) ou règle de Klechkowski, en remplissant les sous-couches par ordre d'énergie croissante. Le Plomb est situé dans la 6ème période et le 14ème groupe.
Mini-Cours
Rappel de la règle de Klechkowski (n+l croissant) :
Le remplissage s'effectue selon la somme \(n+l\) croissante. En cas d'égalité, on remplit d'abord le plus petit \(n\).
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p.
Remarque Pédagogique
Point crucial : Le Plomb (Z=82) est situé après les Lanthanides (Z=57 à 71). Cela implique obligatoirement que la sous-couche 4f est entièrement remplie avec 14 électrons.
Normes
L'IUPAC recommande l'écriture condensée utilisant le gaz rare de la période précédente pour alléger l'écriture des électrons de cœur.
Hypothèses
On considère l'atome de plomb isolé, à l'état fondamental (niveau d'énergie le plus bas).
Donnée(s)
| Élément | Numéro Atomique (Z) | Gaz Rare Précédent |
|---|---|---|
| Plomb (\(\text{Pb}\)) | 82 | Xénon (\(\text{Xe}\), Z=54) |
Astuces
Le plomb appartient au groupe 14, comme le Carbone (\(2\text{s}^2 2\text{p}^2\)) et le Silicium (\(3\text{s}^2 3\text{p}^2\)). Par homologie, sa couche de valence doit se terminer par \(\text{s}^2 \text{p}^2\).
[Localisation dans le Tableau Périodique]
Démarche de Construction
1. Identification des électrons à placer
Nous devons distribuer ces 28 électrons dans les sous-couches disponibles selon l'énergie croissante :
Ce résultat intermédiaire nous indique le nombre exact d'électrons à répartir dans les orbitales de la période 6.
2. Remplissage successif
- Orbitale 6s : 2 électrons (Total 56) → \(6\text{s}^2\)
- Orbitale 4f : 14 électrons (Total 70) → \(4\text{f}^{14}\) (Les Lanthanides)
- Orbitale 5d : 10 électrons (Total 80) → \(5\text{d}^{10}\) (Les Métaux de transition)
- Orbitale 6p : 2 électrons restants (Total 82) → \(6\text{p}^2\)
Tous les électrons sont placés. Nous avons rempli les sous-couches f et d internes.
3. Écriture finale ordonnée
Pour l'écriture conventionnelle, nous réorganisons les sous-couches par numéro de couche principale \(n\) croissant :
Configuration Électronique Complète
On constate que les sous-couches internes f et d sont totalement remplies. Seule la couche périphérique n=6 reste ouverte.
4. Identification de la Valence
La couche de valence correspond au nombre quantique principal le plus élevé (\(n=6\)).
Ces 4 électrons externes déterminent les propriétés chimiques : possibilité de perdre les 2 électrons p (état +2) ou les 4 électrons s et p (état +4).
Schéma (Cases Quantiques de Valence)
Réflexions
La présence des sous-couches internes \(4\text{f}^{14}\) et \(5\text{d}^{10}\) est fondamentale. Ces 24 électrons diffus "blindent" très mal la charge positive du noyau. Par conséquent, les électrons de valence \(6\text{s}\) et \(6\text{p}\) ressentent une attraction nucléaire beaucoup plus forte que prévu.
Points de vigilance
Ne confondez pas l'ordre de remplissage énergétique (Klechkowski) avec l'ordre d'écriture final (par couches). Bien que la 4f se remplisse "pendant" la période 6, elle appartient à la couche n=4.
Points à Retenir
L'essentiel à mémoriser :
- Configuration du Plomb : \([\text{Xe}] \, 4\text{f}^{14} \, 5\text{d}^{10} \, 6\text{s}^2 \, 6\text{p}^2\).
- La sous-couche 4f est pleine (14 électrons).
Le saviez-vous ?
Le plomb-208 est le noyau stable le plus lourd qui existe. Au-delà (Bismuth, Polonium...), tous les noyaux sont radioactifs.
FAQ
Pourquoi la couche 6s se remplit-elle avant la 4f ?
Car l'énergie de l'orbitale 6s est inférieure à celle de la 4f pour les atomes neutres de cette région, selon la règle (n+l) : pour 6s, n+l=6+0=6 ; pour 4f, n+l=4+3=7.
A vous de jouer
Quelle est la configuration de l'Étain (\(\text{Sn}\), Z=50), situé juste au-dessus du Plomb ?
📝 Mémo
"Gros atomes = Grosses sous-couches cachées" : Pensez toujours aux 14 électrons f et 10 électrons d qui s'intercalent.
Question 2 : Origine du potentiel élevé (L'effet de paire inerte)
Principe
Il s'agit d'expliquer une propriété macroscopique (le potentiel redox) par la structure microscopique de l'atome (stabilité des orbitales). On compare ici la facilité de passer de l'état +4 à +2 pour Sn et Pb.
Mini-Cours
Effet de paire inerte : Pour les éléments lourds du bloc p, les électrons \(n\text{s}^2\) sont fortement liés au noyau et difficilement ionisables. L'atome "préfère" perdre seulement ses électrons \(n\text{p}\), conduisant à un état d'oxydation inférieur stable.
Effet Relativiste : Pour des noyaux très chargés, les électrons s acquièrent une vitesse proche de c, augmentant leur masse et contractant leur orbitale vers le noyau (stabilisation).
Remarque Pédagogique
Un potentiel standard \(E^\circ\) élevé pour un couple \(\text{Ox}/\text{Red}\) signifie que la forme Oxydée est très instable et cherche à capter des électrons pour se réduire.
Donnée(s)
| Couple | \(E^\circ\) (V) | Signification Chimique |
|---|---|---|
| \(\text{Sn}^{4+}/\text{Sn}^{2+}\) | +0.15 V | Faible tendance à la réduction. Sn(IV) est stable. |
| \(\text{Pb}^{4+}/\text{Pb}^{2+}\) | +1.69 V | Forte tendance à la réduction. Pb(IV) est instable. |
Analyse et Explication
Pour l'étain (\(\text{Sn}\)), l'effet de paire inerte est faible. Les 4 électrons de valence (5s et 5p) peuvent être engagés dans des liaisons covalentes. L'état Sn(+4) est donc courant et stable (ex: \(\text{SnO}_2\), cassitérite). Le potentiel est bas (+0.15 V).
Pour le plomb (\(\text{Pb}\)), les orbitales 6s subissent une contraction relativiste importante. Les électrons \(6\text{s}^2\) sont très bas en énergie et très proches du noyau. Il coûte énormément d'énergie de les "dé-apparier" pour former des liaisons. Le Plomb est donc beaucoup plus stable en gardant ses électrons 6s (état +2) qu'en les perdant (état +4). C'est pourquoi l'ion \(\text{Pb}^{4+}\) est un oxydant extrêmement puissant : il "tire" fort sur les électrons pour redevenir \(\text{Pb}^{2+}\).
[Diagramme d'Énergie Relative - Zoom]
Comparaison Numérique
Calculons l'écart de potentiel entre le couple du plomb et celui de l'étain pour quantifier la différence de stabilité :
Cet écart positif de 1.54 V est colossale en chimie (cela correspond à plus de 300 kJ/mol d'écart énergétique en termes d'énergie libre). Cela confirme numériquement que la chimie du Plomb est radicalement différente de celle de l'Étain : le Plomb(IV) est instable et oxydant.
[Comparaison de Stabilité - Bilan]
Réflexions
Cela explique pourquoi le Carbone (en haut du groupe) forme \(CO_2\) (+4) et jamais \(C^{2+}\) stable, alors que le Plomb (en bas) forme \(\text{Pb}^{2+}\) stable et que \(\text{PbO}_2\) est explosif ou très réactif.
Points de vigilance
Attention : "Inerte" ne veut pas dire que les électrons disparaissent. Ils sont présents, occupent de l'espace (stéréochimiquement actifs), mais ne participent pas à la formation de liaisons covalentes classiques.
Points à Retenir
L'essentiel à mémoriser :
- Plus on descend dans le groupe 14, plus l'état +2 devient stable par rapport au +4.
- Cause : Stabilisation relativiste de la sous-couche s.
Le saviez-vous ?
Cet effet explique aussi pourquoi le Mercure (\(\text{Hg}\), \(6\text{s}^2\)) est liquide à température ambiante : ses électrons 6s sont si bien tenus qu'ils participent peu aux liaisons métal-métal.
FAQ
Est-ce que le silicium a un effet de paire inerte ?
Non, le silicium est léger. Ses orbitales 3s et 3p s'hybrident très facilement. Le composé \(\text{SiO}_2\) (sable, quartz) est extrêmement stable.
A vous de jouer
Le Thallium (\(\text{Tl}\), groupe 13) suit le Plomb. Quel sera son état stable ?
📝 Mémo
"En bas à droite du tableau, les 's' sont paresseux (inertes)".
Question 3 : Calcul de l'enthalpie libre standard (\(\Delta G^\circ\))
Principe
On souhaite quantifier l'énergie libérée ou absorbée par la demi-réaction de réduction du plomb. Pour cela, on utilise la relation fondamentale reliant thermodynamique et électrochimie.
Mini-Cours
L'enthalpie libre de Gibbs \(\Delta G\) représente l'énergie "utile" récupérable.
Si \(\Delta G < 0\) : La transformation est spontanée (exergonique).
Si \(\Delta G > 0\) : La transformation nécessite un apport d'énergie (endergonique).
Remarque Pédagogique
L'unité standard de \(\Delta G\) est le Joule par mole (\(\text{J}/\text{mol}\)), mais il est d'usage de le convertir en kiloJoules par mole (\(\text{kJ}/\text{mol}\)) pour obtenir des chiffres plus maniables.
Normes
Le signe négatif dans la formule est une convention cruciale : il relie un potentiel positif (force motrice) à une énergie négative (système qui se stabilise).
Formule(s)
Formule de Gibbs
Hypothèses
Le calcul est effectué dans les conditions standard (T=298K, P=1 bar, concentrations=1 M).
Donnée(s)
| Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|
| \(n\) (électrons échangés) | 2 | - |
| \(F\) (Faraday) | 96485 | \(\text{C} \cdot \text{mol}^{-1}\) ou \(\text{J} \cdot \text{V}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1}\) |
| \(E^\circ\) (Potentiel) | +1.69 | \(\text{V}\) ou \(\text{J} \cdot \text{C}^{-1}\) |
Astuces
Le résultat sera en Joules (J/mol). Pensez à diviser par 1000 pour obtenir des kiloJoules (kJ/mol), unité plus usuelle en chimie.
Une astuce mnémonique : "Moins n F E" (prononcez "moins neuf œufs").
[Schéma Conceptuel : Travail Électrique]
Calcul(s)
1. Explication des variables
La réduction passe de \(\text{Pb}^{4+}\) à \(\text{Pb}^{2+}\), il y a donc échange de 2 électrons, soit \(n=2\). La constante \(F\) est approximée à 96500 C/mol parfois, mais nous utiliserons 96485. Le potentiel \(E^\circ\) est positif.
2. Application Numérique
Commençons par remplacer les symboles par leurs valeurs numériques : \(n=2\) (échange de 2 électrons), \(F \approx 96500\) \(\text{C}/\text{mol}\), et \(E^\circ = +1.69\) \(\text{V}\).
Rappelons que \(1 \, \text{V} = 1 \, \text{J}/\text{C}\), donc les Coulombs s'annulent pour donner des Joules par mole.
3. Calcul Brut
Effectuons la multiplication :
Le résultat brut est en Joules par mole. Pour l'exprimer en une unité plus conventionnelle, nous devons convertir :
4. Conversion et Arrondi
On convertit en kJ (division par 1000) et on garde 3 chiffres significatifs :
Nous arrondissons le résultat final à trois chiffres significatifs.
Schéma (Interprétation Thermodynamique)
Réflexions
Une valeur de -326 kJ/mol est considérable. À titre de comparaison, l'hydrolyse de l'ATP (la "monnaie" énergétique de la vie) ne libère que -30 kJ/mol. La réduction du plomb IV est donc 10 fois plus énergétique !
Points de vigilance
N'oubliez jamais le signe moins dans la formule \(-nFE\). Un potentiel positif entraîne une énergie libre négative (favorable).
Points à Retenir
L'essentiel à mémoriser :
- Potentiel Positif = \(\Delta G\) Négatif = Spontané.
- 1 Volt correspond environ à -100 kJ/mol (pour n=1).
Le saviez-vous ?
C'est cette grande densité d'énergie qui permet aux batteries au plomb de démarrer les voitures (courant de démarrage très intense).
FAQ
Pourquoi n=2 ?
Car on passe de Pb(+4) à Pb(+2). La différence est de 2 électrons.
A vous de jouer
Calculez le \(\Delta G^\circ\) pour l'étain (\(E^\circ = +0.15 \text{V}\)).
📝 Mémo
"G comme Glissade" : Si c'est négatif, ça descend tout seul (spontané).
Question 4 : Réaction \(\text{PbO}_2 + \text{HCl}\)
Principe
On utilise la "Règle du Gamma" pour prédire la réaction spontanée entre deux couples redox. L'oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort.
Mini-Cours
Critère de spontanéité : Une réaction redox est spontanée si la différence de potentiel \(\Delta E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{oxydant}} - E^\circ_{\text{réducteur}}\) est positive.
Remarque Pédagogique
Le dioxyde de plomb \(\text{PbO}_2\) est un solide brun. L'acide chlorhydrique \(\text{HCl}\) apporte des ions \(\text{H}^+\) (acidité) et \(\text{Cl}^-\) (réducteur potentiel).
Normes
Écriture de l'équation bilan équilibrée en masse et en charge.
Formule(s)
Hypothèses
On suppose les conditions standard, bien que l'utilisation d'acide concentré (\(>1\text{M}\)) augmente encore le potentiel du couple \(\text{PbO}_2/\text{Pb}^{2+}\) (car les \(\text{H}^+\) sont consommés), rendant la réaction encore plus favorable.
Donnée(s)
| Espèce Présente | Couple | \(E^\circ\) (V) | Nature |
|---|---|---|---|
| \(\text{PbO}_2\) | \(\text{Pb}^{4+}/\text{Pb}^{2+}\) | 1.69 | Oxydant Fort |
| \(\text{Cl}^-\) (dans HCl) | \(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-\) | 1.36 | Réducteur Faible |
Astuces
Placez les couples sur une échelle verticale. Si l'oxydant est "au-dessus" du réducteur, la réaction "descend" (elle est spontanée).
[Échelle des Potentiels Redox]
Calcul de la Force Électromotrice
1. Identification des réactifs
Identifions d'abord les deux demi-équations d'oxydoréduction mises en jeu :
L'oxydant disponible est \(\text{PbO}_2\) (couple \(\text{Pb}^{4+}/\text{Pb}^{2+}\), \(E^\circ=1.69\text{V}\)).
Le réducteur disponible est \(\text{Cl}^-\) (couple \(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-\), \(E^\circ=1.36\text{V}\)).
2. Écriture des Demi-équations
On écrit les demi-réactions dans le sens où elles se produisent :
3. Calcul de la différence
Appliquons la règle du gamma : la force électromotrice de la réaction est la différence entre le potentiel de l'oxydant et celui du réducteur.
4. Conclusion Thermodynamique
Nous obtenons une valeur positive de +0.33 V. Puisque \(\Delta E^\circ > 0\), la réaction est spontanée dans le sens direct.
Schéma (Bilan Réactionnel)
Réflexions
L'équation de réaction est : \(\text{PbO}_2(\text{s}) + 4\text{H}^+ + 2\text{Cl}^- \rightarrow \text{Pb}^{2+} + \text{Cl}_2(\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O}\). On observe visuellement la dissolution du solide brun et l'apparition de bulles de gaz vert-pâle.
Points de vigilance
DANGER : Le gaz produit est du dichlore (\(\text{Cl}_2\)), un gaz toxique et suffocant. Cette réaction ne doit jamais être réalisée hors d'une hotte aspirante.
Points à Retenir
L'essentiel à mémoriser :
- \(\text{PbO}_2\) est un oxydant assez fort pour oxyder les ions chlorures.
- C'est une méthode classique de production de chlore au laboratoire.
Le saviez-vous ?
Cette réaction historique a permis au chimiste suédois Carl Wilhelm Scheele de découvrir le chlore en 1774 (en utilisant \(\text{MnO}_2\), qui réagit de façon analogue).
FAQ
Que se passe-t-il avec l'acide sulfurique ?
L'acide sulfurique \(\text{H}_2\text{SO}_4\) n'est pas réducteur. Il n'y a pas de réaction redox, mais formation de sulfate de plomb insoluble.
A vous de jouer
Est-ce que \(\text{PbO}_2\) peut oxyder l'Or (\(\text{Au}^{3+}/\text{Au} = 1.50\text{V}\)) ?
📝 Mémo
"Gamma vers le bas" : L'espèce la plus forte en haut à gauche réagit avec celle en bas à droite.
Schéma Bilan de l'Exercice
Synthèse visuelle de l'évolution de la stabilité redox dans le groupe 14.
📝 Grand Mémo : Ce qu'il faut retenir absolument
Voici la synthèse des points clés méthodologiques et physiques abordés dans cet exercice :
-
📉
Point Clé 1 : Stabilité de l'état +4
Elle diminue drastiquement en descendant le groupe. Le Carbone est stable, le Plomb(IV) est explosif. -
📈
Point Clé 2 : Stabilité de l'état +2
Elle augmente en descendant le groupe grâce à l'effet de paire inerte (stabilisation des orbitales s). -
⚡
Point Clé 3 : Pouvoir Oxydant
Le Plomb(IV) est un oxydant très puissant car il cherche à récupérer ses deux électrons s pour revenir à l'état +2 stable. -
💡
Point Clé 4 : Configuration
Pour Z > 57, ne jamais oublier la sous-couche 4f dans le comptage !
🎛️ Simulateur : Stabilité Thermodynamique relative
Simulez l'évolution de la stabilité relative des états +2 et +4 en fonction de la période (l'élément) et de la température.
Paramètres
📝 Quiz final : Testez vos connaissances
1. Quel est l'état d'oxydation le plus stable thermodynamiquement pour le Plomb (\(\text{Pb}\)) ?
2. Quelle orbitale est principalement responsable de l'inertie chimique au niveau 6 ?
3. Que se passe-t-il si on traite \(\text{PbO}_2\) avec de l'acide chlorhydrique concentré ?
📚 Glossaire
- Contraction lanthanidique
- Diminution du rayon atomique plus forte que prévue pour les éléments suivant les lanthanides, causée par le mauvais blindage des électrons 4f.
- Oxydant
- Espèce chimique capable de capter des électrons (ex: \(\text{Pb}^{4+}\)).
- Réducteur
- Espèce chimique capable de céder des électrons (ex: \(\text{Sn}^{2+}\)).
- Potentiel standard (\(E^\circ\))
- Mesure de la tendance d'un couple redox à réagir dans des conditions standard.
- Relativiste
- Se dit des effets quantiques dus à la vitesse des électrons proches du noyau (proche de la vitesse de la lumière) augmentant leur masse apparente.
Le Saviez-vous ?
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