Argon
Argon solide et liquide.
Chlore ← Argon → Potassium Ne 18 Ar ↑ Ar ↓ Kr Tableau complet • Tableau étendu
Position dans le tableau périodique
Symbole	Ar
Nom	Argon
Numéro atomique	18
Groupe	18
Période	3e période
Bloc	Bloc p
Famille d'éléments	Gaz noble
Configuration électronique	[Ne] 3s2 3p6
Électrons par niveau d’énergie	2, 8, 8
Propriétés atomiques de l'élément
Masse atomique	39,948 ± 0,001 u
Rayon atomique (calc)	(71 pm)
Rayon de covalence	106 ± 10 pm[1]
Rayon de van der Waals	188 pm
État d’oxydation	0
Oxyde	inconnu
Énergies d’ionisation[2]
1re : 15,759 610 eV	2e : 27,629 66 eV
3e : 40,74 eV	4e : 59,81 eV
5e : 75,02 eV	6e : 91,009 eV
7e : 124,323 eV	8e : 143,460 eV
9e : 422,45 eV	10e : 478,69 eV
11e : 538,96 eV	12e : 618,26 eV
13e : 686,10 eV	14e : 755,74 eV
15e : 854,77 eV	16e : 918,03 eV
17e : 4 120,885 7 eV	18e : 4 426,229 6 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD MeV 36Ar 0,336 % stable avec 18 neutrons 37Ar traces (?) {syn.} 35,04 j ε 37Cl 38Ar 0,063 % stable avec 20 neutrons 39Ar traces (?) {syn.} 269 ans β- 0,565 39K 40Ar 99,6 % stable avec 22 neutrons 42Ar {syn.} 32,9 ans β- 0,600 42K
Propriétés physiques du corps simple
État ordinaire	Gaz (non magnétique)
Masse volumique	1,783 7 g·L-1 (0 °C, 1 atm)[3] équation[4] : ${\displaystyle \rho =3.8469/0.2881^{(1+(1-T/150.86)^{0.29783})}}$ Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 83,78 à 150,86 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 83,78 −189,37 35,491 1,41779 88,25 −184,9 34,79241 1,38989 90,49 −182,66 34,4353 1,37562 92,72 −180,43 34,07258 1,36113 94,96 −178,19 33,70392 1,3464 97,2 −175,95 33,32891 1,33142 99,43 −173,72 32,94712 1,31617 101,67 −171,48 32,55807 1,30063 103,9 −169,25 32,16122 1,28478 106,14 −167,01 31,75595 1,26859 108,38 −164,77 31,34158 1,25203 110,61 −162,54 30,91731 1,23508 112,85 −160,3 30,48224 1,2177 115,08 −158,07 30,03532 1,19985 117,32 −155,83 29,57534 1,18148 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 119,56 −153,59 29,10084 1,16252 121,79 −151,36 28,61012 1,14292 124,03 −149,12 28,10111 1,12258 126,26 −146,89 27,57126 1,10142 128,5 −144,65 27,01741 1,07929 130,74 −142,41 26,43555 1,05605 132,97 −140,18 25,82043 1,03147 135,21 −137,94 25,16501 1,00529 137,44 −135,71 24,45946 0,97711 139,68 −133,47 23,68934 0,94634 141,92 −131,23 22,83198 0,91209 144,15 −129 21,84808 0,87279 146,39 −126,76 20,65797 0,82524 148,62 −124,53 19,04309 0,76073 150,86 −122,29 13,353 0,53343
Système cristallin	Cubique à faces centrées
Couleur	incolore
Point de fusion	−189,36 °C[3]
Point d’ébullition	−185,85 °C[3]
Énergie de fusion	1,188 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation	6,43 kJ·mol-1 (1 atm, −185,85 °C)[3]
Température critique	−122,3 °C
Point triple	−189,344 2 °C[5]
Volume molaire	22,414×10-3 m3·mol-1
Pression de vapeur	équation[4] : ${\displaystyle P_{vs}=exp(42.127+{\frac {-1093.1}{T}}+(-4.1425)\times ln(T)+(5.7254E-5)\times T^{2})}$ Pression en pascals et température en kelvins, de 83,78 à 150,86 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) P (Pa) 83,78 −189,37 68 721 88,25 −184,9 112 148,93 90,49 −182,66 140 488,79 92,72 −180,43 173 950,2 94,96 −178,19 213 081,34 97,2 −175,95 258 443,49 99,43 −173,72 310 609,15 101,67 −171,48 370 160,69 103,9 −169,25 437 689,44 106,14 −167,01 513 795,27 108,38 −164,77 599 086,73 110,61 −162,54 694 181,59 112,85 −160,3 799 707,93 115,08 −158,07 916 305,52 117,32 −155,83 1 044 627,7 T (K) T (°C) P (Pa) 119,56 −153,59 1 185 343,64 121,79 −151,36 1 339 140,82 124,03 −149,12 1 506 727,99 126,26 −146,89 1 688 838,27 128,5 −144,65 1 886 232,65 130,74 −142,41 2 099 703,68 132,97 −140,18 2 330 079,46 135,21 −137,94 2 578 227,85 137,44 −135,71 2 845 060,97 139,68 −133,47 3 131 539,89 141,92 −131,23 3 438 679,68 144,15 −129 3 767 554,64 146,39 −126,76 4 119 303,91 148,62 −124,53 4 495 137,3 150,86 −122,29 4 896 300
Vitesse du son	319 m·s-1 à 20 °C
Chaleur massique	520 J·kg-1·K-1 équation[4] : ${\displaystyle C_{P}=(134390)+(-1989.4)\times T+(11.043)\times T^{2}}$ Capacité thermique du liquide en J·kmol-1·K-1 et température en kelvins, de 83,78 à 135 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 83,78 −189,37 45 230 1 132 87 −186,15 44 897 1 124 88 −185,15 44 840 1 122 90 −183,15 44 792 1 121 92 −181,15 44 833 1 122 94 −179,15 44 962 1 126 95 −178,15 45 060 1 128 97 −176,15 45 322 1 135 99 −174,15 45 672 1 143 100 −173,15 45 880 1 148 102 −171,15 46 363 1 161 104 −169,15 46 933 1 175 105 −168,15 47 252 1 183 107 −166,15 47 956 1 200 109 −164,15 48 747 1 220 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 111 −162,15 49 627 1 242 112 −161,15 50 101 1 254 114 −159,15 51 113 1 279 116 −157,15 52 214 1 307 117 −156,15 52 798 1 322 119 −154,15 54 031 1 353 121 −152,15 55 353 1 386 123 −150,15 56 763 1 421 124 −149,15 57 502 1 439 126 −147,15 59 044 1 478 128 −145,15 60 675 1 519 129 −144,15 61 524 1 540 131 −142,15 63 288 1 584 133 −140,15 65 139 1 631 135 −138,15 67 080 1 679
Conductivité thermique	0,017 72 W·m-1·K-1
Divers
No CAS	7440-37-1[6]
No ECHA	100.028.315
No CE	231-147-0
Précautions
SGH[7]
Attention H280 et P403 H280 : Contient un gaz sous pression ; peut exploser sous l'effet de la chaleur P403 : Stocker dans un endroit bien ventilé.
SIMDUT[8]
A, A : Gaz comprimé température critique =−122,4 °C Divulgation à 1,0% selon les critères de classification
Transport[7]
20 1006 Code Kemler : 20 : gaz asphyxiant ou qui ne présente pas de risque subsidiaire Numéro ONU : 1006 : ARGON COMPRIMÉ Classe : 2.2 Code de classification : 1A : Gaz comprimé, aspxyiant ; Étiquette : 2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule); 22 1951 Code Kemler : 22 : gaz liquéfié réfrigéré, asphyxiant Numéro ONU : 1951 : ARGON LIQUIDE RÉFRIGÉRÉ Classe : 2.2 Code de classification : 3A : Gaz liquéfié réfrigéré, asphyxiant ; Étiquette : 2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule);
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

L'argon est l'élément chimique de numéro atomique 18 et de symbole Ar. Il appartient au groupe 18 du tableau périodique et fait partie de la famille des gaz nobles, également appelés « gaz rares », qui regroupe également l'hélium, le néon, le krypton, le xénon et le radon. L'argon est le troisième constituant le plus abondant de l'atmosphère terrestre, avec une fraction massique de 1,288 %, correspondant à une fraction volumique de 0,934 % (soit 9 340 ppm), et est le gaz noble le plus abondant de l'écorce terrestre, dont il représente 1,5 ppm. L'argon de l'atmosphère terrestre est presque entièrement constitué d'argon 40, nucléide radiogénique provenant de la désintégration du potassium 40, tandis que l'argon observé dans l'univers est essentiellement constitué d'argon 36, produit par nucléosynthèse stellaire dans les supernovae.

Le nom argon provient du grec ancien ἀργός / aergós, « oisif, paresseux » (contraction de ἄεργος / áergos, de même sens), en référence au fait que cet élément est chimiquement inerte. Sa configuration électronique présente une couche de valence saturée à l'origine de sa stabilité et de la quasi impossibilité d'établir des liaisons covalentes. La température de son point triple, 83,805 8 K, est l'un des points de référence de l'Échelle internationale de température de 1990 (ITS-90).

L'argon est produit industriellement par distillation fractionnée d'air liquéfié. Il est utilisé essentiellement comme atmosphère inerte pour le soudage et divers procédés industriels à haute température faisant intervenir des substances réactives. On utilise ainsi une atmosphère d'argon dans les fours à arc électrique au graphite pour éviter la combustion de ce dernier. On emploie également l'argon dans l'éclairage par lampes à incandescence, tubes fluorescents et tubes à gaz. Il permet de réaliser des lasers à gaz bleu-vert.

Propriétés principales

Raies d’émission de l'argon.

L'argon est incolore, inodore, ininflammable et non toxique aussi bien à l'état gazeux que liquide ou solide. Sa solubilité dans l'eau est à peu près comparable à celle de l'oxygène et vaut 2,5 fois celle de l'azote. Il est chimiquement inerte dans à peu près toutes les conditions et ne forme aucun composé chimique confirmé à température ambiante.

L'argon est cependant susceptible de former des composés chimiques dans certaines conditions extrêmes hors équilibre. Le fluorohydrure d'argon HArF a ainsi été obtenu par photolyse ultraviolette de fluorure d'hydrogène HF dans une matrice cryogénique d'iodure de césium CsI et d'argon Ar^[9] ; stable en dessous de 27 K (−246,15 °C), il a été identifié par spectroscopie infrarouge^[10]. Le fluorohydrure d'argon est le seul composé connu de l'argon qui soit neutre et stable à l'état fondamental.

L'argon peut également former des clathrates dans l'eau lorsque ses atomes sont emprisonnés dans le réseau tridimensionnel formé par la glace^[11]. Il existe par ailleurs des ions polyatomiques contenant de l'argon, comme le cation hydrure d'argon ArH⁺, et des exciplexes, tels qu'Ar₂* et ArF*. Divers composés présentant des liaisons Ar–C et Ar–Si stables ont été prédits par simulation numérique mais n'ont pas été synthétisés en laboratoire^[12].

Isotopes

Les principaux isotopes d'argon présents dans l'écorce terrestre sont l'argon 40 (⁴⁰Ar) pour 99,6 %, l'argon 36 (³⁶Ar) pour 0,34 % et l'argon 38 (³⁸Ar) pour 0,06 %. Le potassium 40 (⁴⁰K) se désintègre spontanément à raison de 11,2 % en argon 40 par capture électronique ou émission de positron et à raison de 88,8 % en calcium 40 (⁴⁰Ca) par désintégration β⁻ avec une période radioactive (demi-vie) de 1,25 milliard d'années. Cette durée et le rapport entre les sous-produits formés permettent de déterminer l'âge de roches par la méthode de la datation au potassium-argon^[13].

Dans l'atmosphère terrestre, l'argon 39 est produit essentiellement par l'interaction du rayonnement cosmique sur l'argon 40 par capture neutronique suivie par une double émission de neutron^[14]. Dans le sous-sol, il peut être également produit à partir de potassium 39 par capture neutronique suivie par une émission de proton.

L'argon 37 est produit lors d'essais nucléaires souterrains à partir de calcium 40 par capture neutronique suivie d'une désintégration α ; il présente une période radioactive de 35 jours^[15].

L'argon est remarquable par le fait que sa composition isotopique varie sensiblement d'une région du Système solaire à l'autre. L'argon dont la source principale est la désintégration radioactive du potassium 40 des roches est constitué majoritairement d'argon 40, comme sur les planètes telluriques retenant une atmosphère : Vénus, la Terre et Mars. En revanche, l'argon formé directement par nucléosynthèse stellaire est essentiellement constitué d'argon 36 produit par réaction alpha, ce qui est le cas du Soleil, dont l'argon est à 84,6 % de l'argon 36 selon les mesures du vent solaire^[16]. Il en est de même dans les planètes géantes, où l'abondance relative des isotopes ³⁶Ar : ³⁸Ar : ⁴⁰Ar vaut 8400 : 1600 : 1^[17].

Outre l'atmosphère terrestre, qui présente une fraction volumique de 0,934 % d'argon, soit 9 340 ppm, l'atmosphère de Mercure en contient 0,07 ppm, celle de Vénus en contient 70 ppm, et celle de Mars en contient 19 300 ppm, soit 1,93 %^[18].

La prédominance de l'argon 40 radiogénique dans l'atmosphère terrestre est responsable du fait que la masse atomique de l'argon terrestre, de l'ordre de 39,95 u, est supérieure de 0,85 u à celle du potassium, qui le suit dans le tableau périodique des éléments et dont la masse atomique est de l'ordre de 39,10 u. Ceci semblait paradoxal lors de la découverte de l'argon en 1894^[19] car Dmitri Mendeleïev avait rangé son tableau périodique par ordre de masse atomique croissante, ce qui conduisait à devoir placer l'argon entre le potassium et le calcium, de masse atomique voisine de 40,08 u et confondue avec celle de l'argon à 0,13 u près, alors qu'il y avait une différence de masse atomique de 3,65 u entre le chlore (35,45 u) et le potassium (39,10 u). Ce problème fut résolu par Henry Moseley, qui démontra en 1913 que le tableau périodique devait être rangé par ordre de numéro atomique croissant, et non par masse atomique croissante, ce qui classait les éléments dans le bon ordre.

L'abondance atmosphérique relative de l'argon par rapport aux autres gaz nobles — 9 340 ppm d'argon, contre 5,24 ppm d'hélium, 18,18 ppm de néon, 1,14 ppm de krypton et 0,087 ppm de xénon — peut aussi être attribuée à l'argon 40 radiogénique : l'argon 36 présente en effet une abondance de seulement 31,5 ppm (0,337 % de 9 340 ppm), du même ordre de grandeur que celle du néon (18,18 ppm).

Composés

L'atome d'argon présente une couche de valence saturée d'électrons, avec des sous-couches s et p complètes. Ceci rend cet élément chimiquement inerte et très stable, c'est-à-dire qu'il ne forme de liaison chimique avec d'autres atomes que très difficilement. Jusqu'en 1962, les gaz nobles étaient considérés comme totalement inertes et impropres à la formation de composés chimiques ; à cette date cependant, la synthèse de l'hexafluoroplatinate de xénon^[20] XePtF₆ ouvrit la voie à la chimie des gaz nobles.

Le premier composé d'argon avec le pentacarbonyle de tungstène, de formule chimique W(CO)₅Ar, fut publié en 1975, mais son existence réelle demeura contestée^[21]. En août 1962 fut synthétisé à l'Université d'Helsinki le fluorohydrure d'argon HArF par photolyse ultraviolette de fluorure d'hydrogène HF dans une matrice cryogénique d'iodure de césium CsI et d'argon Ar, composé stable en dessous de 27 K (−246,15 °C) identifié par spectroscopie infrarouge^[10]. Cette découverte fit accepter l'idée que l'argon puisse former des composés faiblement liés^[22].

Le dication métastable ArCF₂²⁺, isoélectronique avec le fluorure de carbonyle COF₂ et le phosgène COCl₂ du point de vue des électrons de valence, a été observé en 2009^[23], mettant en œuvre une liaison carbone–argon. L'ion moléculaire ³⁶ArH⁺, correspondant au cation hydrure d'argon 36 (argonium), a été détecté dans le milieu interstellaire au niveau de la nébuleuse du Crabe^[24] ; c'est le premier composé de gaz noble détecté dans l'espace.

L'hydrure d'argon solide Ar(H₂)₂ est un composé de van der Waals présentant la même structure cristalline que la phase de Laves (en) MgZn₂. Il se forme à des pressions comprises entre 4,3 et 220 GPa, bien que des résultats obtenus par spectroscopie Raman suggèrent que les molécules H₂ du composé Ar(H₂)₂ se dissocient au-dessus de 175 GPa^[25].

Production industrielle et applications

L'argon est produit industriellement par distillation fractionnée d'air liquéfié dans des unités cryogéniques de distillation de l'air (en), procédé qui permet de séparer l'azote liquide, qui bout à 77,3 K, de l'argon, qui bout à 87,3 K, et de l'oxygène liquide, qui bout à 90,2 K. La production mondiale d'argon est de l'ordre de 700 000 tonnes par an^[13],[26].

L'argon présente plusieurs propriétés intéressantes qui justifient son utilisation industrielle :

• c'est un gaz chimiquement inerte ;
• c'est une alternative bon marché lorsque l'azote n'est pas suffisamment inerte ;
• il a une faible conductivité thermique (c'est donc un isolant thermique) ;
• ses propriétés électroniques (ionisation, spectre d'émission) sont mises à profit dans certaines applications d'éclairage.

D'autres gaz nobles présentent des propriétés semblables et pourraient être également utilisés, mais l'argon est de loin le moins cher de tous, étant obtenu comme sous-produit de l'extraction de l'oxygène et de l'azote de l'air par distillation fractionnée cryogénique.

Applications industrielles

L'argon est utilisé dans certains procédés industriels à haute température au cours desquels des substances chimiquement inertes tendent à devenir réactives. Une atmosphère d'argon est ainsi utilisée dans les fours électriques à électrodes de graphite afin de prévenir la combustion de ce matériau.

Pour certains de ces procédés, la présence d'azote ou d'oxygène provoquerait des défauts dans le matériau. L'argon est utilisé dans certains types de soudage à l'arc comme le soudage MIG-MAG et le soudage TIG, ainsi que dans le traitement du titane et d'autres éléments réactifs. On fait également croître les cristaux de silicium et de germanium destinés à l'industrie des semi-conducteurs sous atmosphère d'argon pour en assurer la qualité cristalline.

L'argon est utilisé dans l'industrie avicole comme méthode d'abattage par atmosphère contrôlée pour asphyxier les volailles, que ce soit pour un abattage de masse après l'apparition d'une maladie ou comme moyen d'abattage alternatif à l'électronarcose. La densité relative de l'argon par rapport à l'air le fait rester près du sol lors du gazage^[27]. Sa nature non réactive le rend compatible avec les produits alimentaires^[28], et le fait qu'il se substitue partiellement à l'oxygène dans les tissus allonge la durée de conservation alimentaire^[29].

L'argon est parfois utilisé pour éteindre des incendies en préservant les équipements de valeur, comme des serveurs informatiques, qui seraient endommagés par l'utilisation d'eau ou de mousses^[30].

Bouteilles d'argon d'une installation d'extinction automatique à gaz pour salles de serveurs informatiques.

Équipements de laboratoire

Boîte à gants.

L'argon peut être utilisé comme gaz inerte pour rampe à vide et boîte à gants ; il est préféré à l'azote, moins cher, car l'azote est susceptible de réagir avec des composés particulièrement réactifs, ainsi qu'avec certains équipements. De plus, l'argon présente l'avantage d'être plus dense que l'air, contrairement à l'azote, ce qui le rend plus simple à utiliser en pratique.

L'argon peut être utilisé comme gaz porteur en chromatographie en phase gazeuse et en ionisation par électronébuliseur. C'est le gaz de prédilection pour le plasma utilisé en spectrométrie à plasma à couplage inductif. L'argon est utilisé préférentiellement en dépôt par pulvérisation cathodique (en) sur les spécimens à étudier par microscopie électronique à balayage et pour le nettoyage des wafers en microfabrication.

Éclairage

Une lampe à incandescence est généralement remplie d'argon afin de préserver son filament de l'oxydation à haute température. L'argon est également utilisé pour son rayonnement par ionisation, comme dans les lampes à plasma et les calorimètres en physique des particules. Les lampes à décharge remplies d'argon pur produisent une lumière violet pâle tirant sur le bleu lavande, qui devient bleue en ajoutant un peu de mercure.

L'argon est également utilisé pour les lasers ioniques (en) bleus et verts.

Lampe à décharge remplie d'argon.

Histoire et étymologie

Le mot argon dérive du grec ancien ἀργός / argós, « oisif, paresseux, stérile », formé du préfixe grec privatif ἀ- / a- et du mot ἔργον / érgon, « travail », cette étymologie évoquant le caractère inerte de l'élément^[36].

La présence dans l’air d'un gaz chimiquement inerte fut suspectée par Henry Cavendish dès 1785^[37] mais sa découverte par Lord Rayleigh et Sir William Ramsay à l'University College de Londres attendit 1894. Ils procédèrent en éliminant d'un échantillon d'air pur son oxygène, son dioxyde de carbone, sa vapeur d'eau et son azote, ce qui laissait un gaz inerte qu'ils appelèrent argon^{[38],[39],[40]}. Ces deux scientifiques firent à la Royal Society la communication officielle de leur découverte le 31 janvier 1895^[41].

Ils furent mis sur la piste par le fait que l’azote produit chimiquement était 0,5 % plus léger que celui extrait de l’air par élimination des autres gaz atmosphériques connus à l'époque. La distillation fractionnée d’air liquéfié leur permit de produire une quantité notable d’argon en 1898 et par la même occasion d’isoler deux autres gaz nobles le néon et le xénon.

L’argon fut également observé en 1882 au cours de travaux indépendants par H. F. Newall et W. N. Hartley, qui notèrent des raies spectrales dans le spectre d'émission de l'air ne correspondant à aucun élément chimique connu^[42].

Le symbole chimique de l’argon fut A jusqu'en 1957, date à laquelle il devint Ar^[43].

Dangers

Tout comme l’hélium, l’argon n’est pas dangereux à faible concentration. Toutefois, il est 38 % plus dense que l'air et l'inhalation d’une grande quantité d'argon comporte des risques d’asphyxie par privation d’oxygène (anoxie) ; ceci peut se produire par exemple lors d'opérations de soudage dans un espace confiné.

Notes et références

Voir aussi