Chimie inorganique

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Les composés inorganiques sont très variés :
A : Le borane B2H6 est déficient en électrons.
B : Le chlorure de césium a une structure cristalline archétypique.
C : Les ferrocènes sont des complexes organométalliques.
D : Le silicone a de nombreuses utilisations dont les implants mammaires.
E : Le catalyseur de Grubbs a valu le prix Nobel de chimie à son découvreur.
F : Les zéolithes ont des structures poreuses et servent de tamis moléculaires.
G : L'acétate de cuivre (II) a surpris les théoriciens avec son diamagnétisme.

La chimie inorganique est l'étude de la synthèse et des propriétés des composés inorganiques et organométalliques. Ce domaine couvre tous les composés chimiques à l'exception des myriades de composés organiques qui sont basés sur un squelette carboné et comportent habituellement des liaisons C-H, qui sont le sujet de la chimie organique. À l'origine basée sur des arguments historiques, cette distinction est de nos jours loin d'être absolue, et de nombreux recouvrements existent en particulier dans le domaine de la chimie organométallique. La chimie inorganique est un domaine de recherche actif actuellement et possède des applications dans la plupart des aspects de l'industrie chimique, en particulier en catalyse, science des matériaux, pigments, surfactants, chimie médicinale, carburants, chimie de l'environnement et agriculture[1].

Histoire[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Histoire de la chimie.

Bien avant que l'alchimie ne devienne un sujet d'étude, de nombreuses réactions chimiques employant des composés inorganiques étaient utilisées et leurs produits utilisés dans la vie de tous les jours. L'âge du bronze et l'âge du fer correspondent à des périodes de la Protohistoire au cours desquelles la métallurgie du bronze (nom générique des alliages de cuivre et d’étain) et du fer influença durablement et en profondeur certaines sociétés. Durant l'âge de fer on voit aussi apparaître des verres colorés, composés de SiO2 (principal composé du sable) et d'oxydes métalliques[2].

Les expériences de transmutation permettent aux alchimistes de développer des nouvelles techniques de purification de composés chimiques, comme la distillation, la sublimation ou la cristallisation. De nombreux composés inorganiques sont ainsi isolés, comme le vitriol (acide sulfurique), l'eau-forte (acide nitrique), l'esprit de sel (acide chlorhydrique), le vitriol de lune (sulfate d'argent), les cristaux de Vénus (nitrate de cuivre) ou l'eau régale (mélange d'acide nitrique et d'acide chlorhydrique capable de dissoudre l'or).

En 1675, dans son Cours de chimie, Nicolas Lémery introduisit la distinction entre la « chimie minérale », qui ne faisait intervenir à l'époque que des composés inertes, et la chimie organique, dont les substances sont issues des animaux et des végétaux[3]. Cette distinction, soutenue par la théorie de la force vitale, persista jusqu'au milieu du XIXe siècle. En 1828, l'expérience réalisée par le chimiste Allemand Friedrich Wöhler mit fin à cette démarcation en transformant du cyanate d'ammonium, supposé minéral, en une substance organique, l'urée[4].

Principes[modifier | modifier le code]

Structure atomique[modifier | modifier le code]

Symétrie moléculaire[modifier | modifier le code]

Liaisons moléculaires[modifier | modifier le code]

Composés ioniques[modifier | modifier le code]

Liaison covalente[modifier | modifier le code]

Acides et bases[modifier | modifier le code]

Oxydation et réduction[modifier | modifier le code]

Caractérisation des composés inorganiques[modifier | modifier le code]

Chimie descriptive des éléments[modifier | modifier le code]

Éléments du groupe principal[modifier | modifier le code]

Hydrogène[modifier | modifier le code]

L'hydrogène est l'élément le plus abondant dans l'univers et le troisième dans la croûte terrestre[5]. La forme stable de l'hydrogène est le dihydrogène, H2, qui n'est présent que sous forme de traces dans la troposphère (0,5 ppm)[6]. Le dihydrogène peut être produit naturellement comme produit de fermentation ou comme sous-produit de la biosynthèse de l'ammoniac[6]. La configuration électronique de l'hydrogène, 1s1, est similaire aux configurations électroniques de valence des métaux alcalins (ns1)[7]. L'élément existe principalement sous trois formes isotopiques : l'hydrogène léger ou protium (1H), le deutérium (2H ou D) et le tritium (3H ou T)[8].

Les propriétés de l'hydrogène sont très diverse, et il peut être une base forte de Lewis, avec l'ion hydrure H-, ou un acide fort de Lewis, avec le proton H+. Ses propriétés chimiques sont riches et variées, et il peut former des composés chimiques avec pratiquement tous les autres éléments. On peut regrouper les composés de l'hydrogène en trois classes principales[9] : les hydrures covalents (formés avec des éléments du bloc p, comme CH4, NH3 ou H2O) ; les hydrures ioniques (formés avec les éléments les plus électropositifs, comme LiH ou CaH2) ; les hydrures interstitiels des métaux de transition (formés avec les de nombreux éléments du bloc d et f). On peut aussi ajouter une dernière classe pour les hydrures dans les complexes métalliques et les complexes du dihydrogène, qui jouent des rôles importants dans la catalyse et l'activation du dihydrogène[10].

Métaux alcalins[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Métal alcalin.

Les métaux alcalins sont composés des éléments chimiques de la première colonne du tableau périodique des éléments[11]. Le lithium (Li), le sodium (Na), le potassium (K), le rubidium (Rb), le césium (Cs) et le francium (Fr) font donc partie de cette famille, à l'exception notable de l'hydrogène[12]. Aucun des éléments du groupe n'existe à l'état d'élément pur dans la nature, on ne les retrouve que sous la forme de composés[13].

De tous les groupes du tableau périodique, les alcalins montrent de façon claire l'effet de l'augmentation de la taille et de la masse sur les propriétés chimiques et physiques[11]. Ainsi, la réactivité des métaux alcalins augmente avec le numéro atomique (Z). Ceci est principalement relié au fait qu'ils peuvent facilement perdre leur unique électron situé sur la couche de valence et former ainsi des cations chargés +1, la configuration électronique du cation rejoignant celle des gaz rares[14]. L'énergie d'ionisation diminue lorsque l'on descend dans le groupe, et il est donc de plus en plus facile d'éliminer l'électron de valence quand Z augmente, cet électron pouvant participer à des réactions chimiques.

Les métaux alcalins ont tendance à former presque exclusivement des liaisons ioniques avec des éléments non-métalliques et halogènes. On les retrouve donc principalement sous forme de sels ou d'oxydes[15].

Les métaux[modifier | modifier le code]

La réduction chimique des cations alcalins pour obtenir la forme métallique est difficile, et la méthode de préparation la plus communément employée pour leur préparation est l'électrolyse des sels fondus du composé chloré[16],[17]. Les métaux alcalins sont très réducteurs, et la réactivité augmente lorsque le numéro atomique augmente[18]; le dioxygène, le dichlore et le dihydrogène peuvent ainsi être réduits facilement. La forme métallique des alcalins doit être conservée dans l'huile afin d'éviter toute réaction avec le dioxygène. Ils réagissent aussi violemment avec l'eau pour former du dihydrogène et des hydroxydes alcalins[16]. Le lithium est le moins réactif en présence d'eau, alors que le sodium réagit violemment, le potassium s'enflamme et le rubidium et le césium explosent[18].

2 M (s) + 2 H2O (l) → 2 MOH (aq) + H2 (g) (où M représente un métal alcalin)

Les métaux alcalins sont solubles dans l'ammoniac liquide et donnent une intense coloration bleue à la solution[19]. Ces solutions sont conductrices, et la couleur et ces propriétés conductrices sont expliquées par la solvatation de l'électron de valence du métal. Dans de l'ammoniac pur, le temps de vie de l'électron solvaté peut être assez long (de l'ordre de 1 % de decomposition par jour)[19]. Ces solutions sont communément utilisées pour préparer divers composés organiques et inorganiques[20].

Les halogènes[modifier | modifier le code]

Les métaux alcalins font partie des éléments les plus électropositifs du tableau périodique, et tendent à former des liaisons ioniques avec les éléments les plus électronégatifs, les halogènes, pour former des sels. Lorsque l'on descend dans le groupe, l'enthalpie de formation devient moins négative pour les fluorures, mais plus négative pour les chlorures, bromures et iodures[21].

Les halogénures de métaux alcalins sont des solides incolores à haut point de fusion qui peuvent être facilement préparés à partir de l'hydroxyde (MOH) ou du carbonate (M2CO3) correspondant, en présence d'un acide halogénohydrique (HX), et suivit d'une recristallisation[22]. Hormis pour le LiF, tous les halogénures de métaux alcalins sont solubles dans l'eau[23]. De très grandes quantités de NaCl et de KCl sont disponibles naturellement sur Terre, et peuvent être purifiées par cristallisation.

Les oxydes et hydroxydes[modifier | modifier le code]
Pastilles d'hydroxyde de sodium.

Les métaux alcalins réagissent violemment avec le dioxygène pour former selon les conditions expérimentales des oxydes (M2O), des peroxydes (M2O2) ou des superoxydes (MO2)[24],[25]. Ces différentes variétés d'oxydes réagissent avec l'eau pour donner le cation M+ et l'ion hydroxyde par une réaction acido-basique de Lewis. Les dérivés ozonures (MO3) peuvent être préparés à partir de l'hydroxyde MOH et de l'ozone O3 à basse température, et les dérivés sesquioxydes (M2O3) par décomposition thermique du superoxyde MO2 correspondant[26]. Le peroxyde de sodium est communément employé dans l'industrie comme agent de blanchiment et comme oxydant puissant[25].

Les hydroxydes alcalins sont incolores et transparents. Ils réagissent avec l'eau pour former l'anion hydroxyde et avec le dioxyde de carbone CO2 pour former l'anion carbonate CO32-. Le procédé chlore-alcali permet de produire industriellement l'hydroxyde de sodium NaOH utilisé comme réactif par l'industrie chimique et dans la préparation d'autre composés inorganiques[27].

Les complexes de coordination[modifier | modifier le code]

La stabilité des complexes de coordination diminue selon la séquence Li > Na > K > Rb > Cs[28]. Le lithium et le sodium sont des acides de Lewis durs et forment des interactions coulombiennes avec des bases de Lewis dures, comme des ligands oxygénés ou azotés[29]. Les métaux alcalins forment principalement des complexes stables avec des ligands polydentes macrocycliques, comme des éthers couronnes ou des cryptands[30].

Les composés organométalliques[modifier | modifier le code]

Les composés organométalliques de métaux alcalins réagissent rapidement avec l'eau et sont pyrophoriques[31]. Le groupe des organolithiens est le plus important de tous les composés organométalliques du groupe 1, et les organolithiens sont utilisés en synthèse organique comme nucléophiles[32]. Les alkyllithiums sont aussi utilisé dans l'industrie pour la polymérisation des alcènes pour fabriquer le caoutchouc synthétique[31]. Un grand nombre de composés organoalcalins peuvent être préparés en combinant des métaux alcalins avec divers non-métaux[33]. Ces composés sont des bases fortes, et ont d'importantes applications en chimie de synthèse, notamment pour la préparation de composés organométalliques[33],[34].

Métaux alcalino-terreux[modifier | modifier le code]

Groupe 13[modifier | modifier le code]

Groupe 14[modifier | modifier le code]

Groupe 15[modifier | modifier le code]

Chalcogènes[modifier | modifier le code]

Halogènes[modifier | modifier le code]

Gaz nobles[modifier | modifier le code]

Cristaux de Tétrafluorure de xénon XeF4.
Article détaillé : Chimie des gaz nobles.

Les gaz nobles sont composés des éléments chimiques de la dix-huitième colonne du tableau périodique des éléments[35]. L'hélium (He), le néon (Ne), l'argon (Ar), le krypton (Kr), le xénon (Xe) et le radon (Rn) font donc partie de cette famille, et existent à l'état naturel sous forme de gaz monoatomiques. Ils forment une série chimique d'éléments a priori très peu réactifs car, ayant une couche de valence complète, ils n’ont aucun électron de valence pour former une liaison chimique. Il en découle que ces éléments ont uneénergie d'ionisation élevée et une affinité électronique pratiquement nulle[36].

Du fait de cette faible réactivité, peu de composés inorganiques ont pu être caractérisés jusqu'à présent. Depuis les années 1960, il a été démontré que le xénon forme des complexes de coordination stables avec le fluor et l'oxygène[37], le premier complexe isolé étant l'hexafluoroplatinate de xénon Xe+(PtF6)- en 1962[38]. La grande majorité des composés de gaz nobles synthétisés l'ont été à partir du xénon.

Métaux de transition[modifier | modifier le code]

Première série[modifier | modifier le code]

Deuxième et troisième séries[modifier | modifier le code]

Lanthanides[modifier | modifier le code]

Actinides[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Actinide.

La série des actinides est composée de 15 éléments chimiques, comprenant l'actinium (Ac), le thorium (Th), le protactinium (Pa), l'uranium (U), le neptunium (Np), le plutonium (Pu), l'américium (Am), le curium (Cm), le berkélium (Bk), le californium (Cf), l'einsteinium (Es), le fermium (Fm), le mendélévium (Md), le nobélium (No) et le lawrencium[39]. La famille tire sont nom de l'actinium, le premier élément de la série. La radioactivité associée avec les actinides n'a pas pu permettre des études très poussées sur cette famille, et les éléments de la fin de la série ne sont disponibles qu'en très faibles quantités[40]. Cependant, les éléments du début de série, et plus particulièrement l'uranium et le plutonium, sont d'une grande importance du fait de leur utilisation dans les centrales nucléaires.

Les propriétés chimiques des actinides ne montrent pas la même uniformité que l'on peut trouver chez les lanthanides tout au long de la série. De même que les lanthanides, les actinides possèdent de grands rayons atomiques et ioniques, ce qui permet à ces éléments d'offrir une coordinence élevée[41]. Les actinides sont très réactifs vis-à-vis des halogènes et des chalcogènes. Les nucléides communs du thorium et de l'uranium ne présentent que de faibles niveaux de radioactivité, ainsi leurs propriétés chimiques ont pu être bien étudiées[42]. Le cation uranyle forme notamment des complexes avec de nombreux ligands donneurs.

Catalyse[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Catalyse.

Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d'une réaction sans être lui-même consommé[43]. Les catalyseur sont largement utilisés dans la nature, dans l'industrie et dans les laboratoires. La production industrielle d'acide sulfurique ou d'ammoniac passent toutes deux par exemple par des processus catalytiques. Les catalyseurs jouent aussi un rôle dans la dépollution, comme dans le cas des pots catalytiques des véhicules, ou dans l'amélioration des processus industriels. On peut noter que dans l'industrie, les catalyseurs utilisés sont pratiquement tous de nature inorganique.

Deux types de catalyse peuvent être envisagés : homogène ou hétérogène. Dans le cas de la catalyse homogène, le catalyseur et les réactifs ne forment qu'une seule phase, alors que dans le cas de la catalyse hétérogène, le catalyseur se trouve dans une autre phase que les réactifs et les produits de la réaction catalysée. Les deux formes ont leurs avantages et leurs inconvénients : pour la catalyse hétérogène le catalyseur peut être facilement séparé des réactifs et des produits, mais les réactions ont tendance à nécessiter des hautes températures et pressions et ont une faible sélectivité; inversement, pour la catalyse homogène les réactions peuvent être conduites à plus basses températures et pressions et sont plus sélectives, mais la séparation du catalyseur et des réactifs et des produits en fin de réaction est un inconvénient majeur[44]. Plusieurs réactions peuvent être catalysées en phase homogène, comme la métathèse des alcènes, l'hydrogénation des alcynes, l'hydroformylation ou la carbonylation du méthanol. Les réactions pouvant être catalysées en phase hétérogène sont par exemple l'hydrogénation, la synthèse de l'ammoniac ou la conversion du monoxyde de carbone et de l'hydrogène en hydrocarbures.

Chimie du solide et des matériaux[modifier | modifier le code]

Nanomatériaux, nanoscience et nanotechnologie[modifier | modifier le code]

Chimie inorganique industrielle[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Chimie industrielle.

La chimie inorganique industrielle est une branche importante de l'industrie chimique et regroupe de nombreuses applications diverses et variées, comme les engrais minéraux, les matériaux de construction ou les verres et l'émail[45]. De plus, de nombreux produits de base de l'industrie chimique organique, comme les acides minéraux, les alcalins, les agents d'oxydation et les composés halogénés sont préparés dans par cette branche industrielle. Les développements récents des circuits intégrés ou des fibres optiques sont de même dus à l'industrie chimique inorganique.

Chimie inorganique des systèmes biologiques[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Chimie bioinorganique.

La chimie bioinorganique s'intéresse à l'étude des espèces métalliques dans les systèmes biologiques. Les organismes vivants exploitent les propriétés chimiques et biologiques liées aux interactions entre les ions métalliques et les ligands biologiques de façons très variées, notamment concernant la catalyse enzymatique, la signalisation cellulaire ou la régulation de l'expression des gènes.

Transport et transfert[modifier | modifier le code]

Processus catalytiques[modifier | modifier le code]

Cycles biologiques[modifier | modifier le code]

Biominéralisation[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Biominéralisation.

Dans la nature, les organismes biologiques produisent des tissues minéralisés, comme les os, les dents ou les coquilles[46]. La biominéralisation est le processus de production de ces minéraux inorganiques par les organismes vivants. Par exemple, le carbonate de calcium CaCO3, sous la forme de calcite ou aragonite, est présent dans les coquilles et les coquilles d'œuf[47], le phosphate de calcium, sous la forme d'hydroxyapatite, est lui le principal composant des os et des dents[48], et les bactéries magnétotactiques synthétisent des cristaux d'oxydes de fer de type magnétite ou de sulfures de fer de type greigite Fe3S4 pour leurs propriétés magnétiques afin de s'orienter et de se déplacer le long de lignes d'un champ magnétique[49].

Médecine[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Chimie pharmaceutique.

Les complexes inorganiques et chélatants jouent en rôle important en pharmacologie. Un des principaux challenge dans ce domaine est la détermination du mode d'action du médicament à l'échelle moléculaire, en gardant à l'esprit qu'un médicament administré ne correspond pas à l'espèce réactive au niveau du site actif, et ceci est particulièrement vrai pour les complexes métalliques qui sont souvent plus sensibles à l'hydrolyse que les molécules organiques. Certains métaux non présents dans les organismes vivant comme le platine, l'or, le ruthénium ou le bismuth peuvent aussi avoir des effet pharmacologiques[50]. La chimie inorganique intervient à plusieurs niveaux en pharmacologie, comme par exemple pour le traitement d'excès de fer dans l'organisme par des ligands inspirés des sidérophores[51], le traitement de certains cancers par le cisplatine (cis-[PtCl2(NH3)2]) comme inhibiteur de la réplication de l'ADN[52], l'utilisation de complexes d'or contre la polyarthrite rhumatoïde[53], ou l'utilisation de complexes métalliques à base de gadolinium comme agents de contraste en imagerie médicale[54].

Toxicité et pollution[modifier | modifier le code]

Éléments-traces métalliques[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Élément-trace métallique.

La notion d’éléments-traces métalliques tend à remplacer celle de métaux lourds qui a été et qui reste un concept mal défini car associant des métaux toxiques réellement lourds à d'autres l'étant moins. Une partie de ces éléments-traces métalliques est toxique, ou toxique au-delà d'un certain seuil, ou radioactive (radionucléides). Les métaux diffèrent des composés toxiques organiques dans le sens où ils ne peuvent être dégradés en forme non-toxiques, bien qu'ils peuvent ultimement être transformés en formes insolubles et de fait ne plus être disponible biologiquement[55]. Les éléments-traces métalliques se retrouvent dans l'air, dans l'eau et dans les sols.

On considère principalement cinq éléments qui présentent les dangers les plus importants pour l'environnement du fait de leur toxicité et de leur distribution à grande échelle : le mercure (Hg), le plomb (Pb), le cadmium (Cd), le chrome (Cr) et l'arsenic (As)[56]. La notion de spéciation chimique est importante de ce point de vue, car elle permet de distinguer les différentes formes possibles de chaque élément dans un environnement donné[57]. Ces éléments ne sont pas particulièrement toxiques dans leur forme métallique (M°), à l'exception notable des vapeurs de mercure qui sont hautement toxiques. Les formes cationiques de ces métaux sont elles dangereuses, et notamment lorsqu'elle sont liées à des courtes chaines carbonées[58]. On peut aussi noter la forte affinité de ces cations pour le soufre, qui est présent dans de nombreuses enzymes contrôlant des réactions métaboliques dans le corps humain. La liaison métal-soufre modifie l'activité de ces enzymes, ce qui conduit à des troubles de la santé chez les être vivants.

Certaines substances peuvent aussi présenter des phénomènes de biomagnification : les taux des éléments-traces métalliques croissent à chaque stade du réseau trophique (chaîne alimentaire)[59]. Ceci concerne principalement le mercure. De nombreuses espèces aquatiques peuvent bioconcentrer des métaux, comme les huîtres et les moules qui peuvent présenter des niveaux de mercure ou de cadmium 100 000 fois supérieurs à ceux de l'eau dans laquelle elles vivent[58]. Ainsi, la majeure partie des métaux ingérés par l'homme provient de la nourriture plutôt que de l'eau potable.

Pollution de l'air[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Pollution de l'air.
Une forêt dévastée par des pluies acides (République tchèque)

Les oxydes d'azote et de soufre sont des polluants majeurs de l'atmosphère. Les oxydes d'azote NOx sont principalement produits lors de la combustion de combustibles fossiles à haute température[60]. La houille de mauvaise qualité et le pétrole contiennent des composés soufrés et génèrent du dioxyde de soufre SO2 lors de leur combustion, mais le dioxyde de soufre dans l'atmosphère provient principalement des éruptions volcaniques[61]. Les pluies acides sont les résultantes directes ces deux familles de polluants[62].

De nombreux centres urbains subissent des épisodes de pollution atmosphérique du fait de niveaux d'ozone très importants, phénomène connu sous le nom de smog[63]. L'ozone troposphérique O3, c'est-à-dire de l'ozone des basses couches de l'atmosphère, est un polluant secondaire. Il n'est pas émis directement dans l'air mais résulte de réactions photochimique complexes impliquant des précurseurs, essentiellement des oxydes d'azote issus des gaz d'échappement des voitures. Le smog n'est pas le seul problème de pollution atmosphérique créé par les automobiles. D'autres polluants, comme le plomb, proviennent de la combustion de l'essence[64]. Le plomb sous la forme tétraéthylplomb a été utilisé comme agent antidétonant en augmentant l'indice d'octane. Le développement de l'essence sans plomb dans les années 1970 a permis de réduire les nuisances dues aux intoxications au plomb.

Pollution de l'eau et des sols[modifier | modifier le code]

Articles détaillés : Pollution de l'eau et Pollution des sols.

Les polluants inorganiques de l'eau et des sols proviennent principalement des activités humaines, comme les engrais minéraux à base de phosphates (PO43-) et de nitrates (NO3-)[65], ou les éléments-traces métalliques dégagés par des drainages miniers acides [66], les ruissellements urbains et les activités industrielles[67].

Pollution radioactive[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Pollution radioactive.

La pollution radioactive résulte d'un épandage, d'un accident ou d'une explosion nucléaire au cours desquels des radioisotopes sont répandus. Ces radioisotopes peuvent être d'origine naturelle, comme pour l'uranium 238, l'uranium 235 ou le thorium 232, ou dus à l'activité humaine, comme pour les déchets radioactifs provenant de laboratoires de recherche, industriels ou médicaux, les déchet provenant de la production d'énergie nucléaire, ou les bombes nucléaires et les explosions nucléaires expérimentales[68]. La pollution radioactive est nocive pour l'homme car les radioisotopes peuvent se désintégrer en émettant des rayonnements ionisants qui endommagent les constituants cellulaires des organismes vivants.

Littérature en chimie inorganique[modifier | modifier le code]

Livres de référence[modifier | modifier le code]

Publications scientifiques[modifier | modifier le code]

Les sources primaires en chimie inorganique se résument à une quarantaine de revues scientifiques selon le Journal Citation Reports[69], auxquelles il faut ajouter une dizaine de revues généralistes en chimie, comme Angewandte Chemie, Chemical Communications ou Journal of the American Chemical Society. Quelques articles paraissent aussi chaque année dans les revues scientifiques généralistes Nature et Science. Le tableau suivant présente les principales revues scientifiques internationales spécialisées en chimie inorganique.

Principales revues scientifiques en chimie inorganique
Titre Éditeur Année de création Facteur d'impact
(2012)
Applied Organometallic Chemistry John Wiley & Sons 1987 2,011
Coordination Chemistry Reviews Elsevier Science 1973 11,016
Dalton Transactions Royal Society of Chemistry 1966 3,806
European Journal of Inorganic Chemistry John Wiley & Sons 1998 3,120
Inorganic Chemistry American Chemical Society 1962 4,593
Inorganic Chemistry Communications Elsevier Science 1998 2,016
Inorganica Chimica Acta Elsevier Science 1967 1,687
Journal of Biological Inorganic Chemistry Springer Verlag 1996 3,353
Journal of Inorganic Biochemistry Elsevier Science 1971 3,197
Journal of Organometallic Chemistry Elsevier Science 1963 2,000
Journal of Solid State Chemistry Elsevier Science 1969 2,040
Organometallics American Chemical Society 1982 4,145
Polyhedron Elsevier Science 1955 1,813
Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie John Wiley & Sons 1892 1,163

Les sources secondaires sont les publications scientifiques publiant des articles de revue en chimie inorganique, principalement Coordination Chemistry Reviews, Chemical Society Reviews et Chemical Reviews. Certaines des publications primaires présentant des résultats scientifiques proposent aussi dans chaque numéro des articles de revue. La collection Inorganic Syntheses est une série de livres éditée depuis 1939 qui vise à publier les procédures détaillées de synthèses de composés inorganiques[70].

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. (en) « Careers in Chemistry: Inorganic Chemistry », American Chemical Society
  2. Miessler et Fischer 2014, chap. 1 (« Introduction to Inorganic Chemistry »), p. 5.
  3. Nicolas Lémery, Cours de chimie, contenant la manière de faire les opérations qui sont en usage dans la médecine, par une méthode facile, avec des raisonnements sur chaque opération, pour l’instruction de ceux qui veulent s’appliquer à cette science, Paris, L.-C. d'Houry fils,‎ 1757 (1re éd. 1675), 782 p. (lien notice BnF?, lire en ligne), p. 2.
  4. (de) Friedrich Wöhler, « Ueber künstliche Bildung des Harnstoffs », Ann. Phys. (Berlin), vol. 88, no 2,‎ 1828, p. 253–256 (ISSN 0003-3804, lien DOI?, lire en ligne).
  5. Miessler et Fischer 2014, chap. 8 (« Chemistry of the Main Group Elements »), p. 258.
  6. a et b Atkins et Overton 2010, chap. 10 (« Hydrogen »), p. 274.
  7. Miessler et Fischer 2014, chap. 8 (« Chemistry of the Main Group Elements »), p. 257.
  8. Atkins et Overton 2010, chap. 10 (« Hydrogen »), p. 275.
  9. Atkins et Overton 2010, chap. 10 (« Hydrogen »), p. 276-277.
  10. Greenwood et Earnshaw 1997, chap. 3 (« Hydrogen »), p. 64-67.
  11. a et b Cotton et Wilkinson 1999, chap. 3 (« The group 1 elements: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr »), p. 92.
  12. (en) N. G. Connelly, R. M. Hartshorn et al., Nomenclature of inorganic chemistry: IUPAC recommendations, Cambridge (Royaume-Uni), International Union of Pure and Applied Chemistry,‎ 2005, 377 p. (ISBN 0854044388, résumé, lire en ligne), chap. 3 (« Elements »), p. 51.
  13. (en) M. Halka et B. Nordstrom, Alkali and alkaline earth metals, New York (États-Unis), Infobase Publishing, coll. « Periodic Table of the Elements Set »,‎ 2010, 192 p. (ISBN 9780816073696, résumé), xvi.
  14. Greenwood et Earnshaw 1997, chap. 4 (« Lithium, Sodium, Potassium, Rubidium, Caesium and Francium »), p. 76.
  15. Halka et Nordstrom 2010, p. xvii.
  16. a et b (en) « Visual Elements: Group 1 - The Alkali Metals », sur le site de la Royal Society of Chemistry (consulté le 21 mars 2013).
  17. (en) R. B. Heslop et P. L. Robinson, Inorganic chemistry: a guide to advanced study, Amsterdam (Pays-Bas), Elsevier,‎ 1963, 2e éd., 591 p., chap. 14 (« The Alkali Metals (Group I A) »), p. 248.
  18. a et b Cotton et Wilkinson 1999, chap. 3 (« The group 1 elements: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr »), p. 95.
  19. a et b Cotton et Wilkinson 1999, chap. 3 (« The group 1 elements: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr »), p. 96.
  20. Greenwood et Earnshaw 1997, chap. 4 (« Lithium, Sodium, Potassium, Rubidium, Caesium and Francium »), p. 78-79.
  21. Atkins et Overton 2010, chap. 11 (« The Group 1 elements »), p. 299.
  22. Greenwood et Earnshaw 1997, chap. 4 (« Lithium, Sodium, Potassium, Rubidium, Caesium and Francium »), p. 82.
  23. Atkins et Overton 2010, chap. 11 (« The Group 1 elements »), p. 296.
  24. Atkins et Overton 2010, chap. 11 (« The Group 1 elements »), p. 300.
  25. a et b Greenwood et Earnshaw 1997, chap. 4 (« Lithium, Sodium, Potassium, Rubidium, Caesium and Francium »), p. 84.
  26. Greenwood et Earnshaw 1997, chap. 4 (« Lithium, Sodium, Potassium, Rubidium, Caesium and Francium »), p. 85.
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Voir aussi[modifier | modifier le code]

Bibliographie[modifier | modifier le code]

Articles connexes[modifier | modifier le code]

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