LA COMPOSITION DE LA MATIÈRE

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1 LA COMPOSITION DE LA MATIÈRE I) Les éléments 1) Le tableau périodique Plus d une 100 ène d éléments ont été découverts, caractérisés par un nombre et un symbole. Ils sont rangés de manière rationnelle dans un tableau périodique. Lien utile : Le tableau est à la base de l explication de la propriété des éléments. On distingue des groupes et des périodes : Colonnes (verticale) sont des groupes Rangés (horizontale) sont des périodes Un élément et sa famille vont se ressembler, et vont présenter une variation progressive de leurs propriétés. Le groupe I regroupe les métaux alcalins (ex le sodium). Ce sont des métaux gris argentés, des métaux mous qui réagissent violement avec l eau pour donner de la soude et du dihydrogène suivant la réaction : 2 Na + 2 H 2 O 2NaOH + H 2 Les métaux alcalino-terreux (groupe II), ressemblent un peu aux éléments du groupe 1 mais réagissent moins vivement avec l eau que les éléments du groupe I. Le groupe VII regroupe les halogènes Le groupe VIII regroupe les gaz rares Les éléments du milieu du tableau sont les éléments de transition. Il faut distinguer les métaux et les non métaux. Un métal est un corps qui conduit l électricité, il est brillant, malléable, et ductile (le sodium). Les non métaux ne possèdent aucune de ces propriétés (le soufre ou carbone). Dans le tableau périodique : Vers la gauche pour les métalliques et en bas à gauche pour les plus métalliques. Vers la droite les non métaux et les moins métalliques en haut à droite. II) Les atomes 1

2 Les atomes sont composés de particules fondamentales qui sont les électrons, les protons et les neutrons. 1) Les électrons et le noyau atomique a) Les électrons Ils sont abrégés e-, ils ont une masse très faible, c est la plus légère des particules fondamentales, et la charge correspond à une unité de charge négative. m= g et charge : C b) Les noyaux La matière est électriquement neutre, donc les atomes ne sont pas chargés, la charge des e- doit être compensée par la charge positive d autres particules de l atome qui sont situées dans le noyau. Ce noyau se présente comme une sphère très dense dont le diamètre correspond à un ème de l atome lui-même. Si on porte l atome à la taille d un stade, le noyau aurait la taille d une mouche. c) Protons et numéro atomique Les noyaux sont formés de nucléons et se subdivisent en protons et en neutrons. Un proton est 1836 fois plus lourd qu un électron. Le proton porte une charge positive égale en valeur absolue à celle de l électron. Le neutron est électriquement neutre et a la même masse que le proton. Le nombre de protons est appelé numéro atomique désigné par Z Ex : L or Z=79 donc 79 protons et donc 79 e-. 79 à gauche de l élément. Elément or : Z=79 79 Au Les éléments sont rangés dans le tableau par numéro atomique croissant. Les propriétés des éléments vont se répéter de manière périodique au fur et à mesure que le nombre proton augmente. 2) Masse des atomes a) Isotope et nombre de masse Cette masse peut être obtenue à l aide d une expérience qui utilise le spectromètre de masse. La plupart des éléments du tableau sont constitué d atome de masse légèrement différente. Ex le Néon, la plupart des atomes ont une masse 20 fois celle de l hydrogène mais des atomes de Néon on celle de 21 celle de l hydrogène voire 22 fois celle de l hydrogène, pourtant ce sont des éléments du Néon. Les isotopes ont le même numéro atomique mais des masses différentes. Ces isotopes diffèrent par leur nombre de neutron. Le nombre de masse A correspond à la somme des nucléons (proton + neutron) A= Nombre de masse = p+n 2

3 Z= Numéro atomique = Nombre d électron = p n = A-p = A-Z L hydrogène contient 3 isotopes : - L hydrogène - Le deutérium (non radioactif) fabrication de l eau lourde - Le tritium élément radioactif L abondance isotopique ou relative : c est le pourcentage d un élément isotopique dans le mélange. L abondance naturelle : c est le pourcentage dans un échantillon naturel. Ex : L uranium 235, il y a 7 atomes d uranium 235 pour mille atomes d uranium U abondance naturelle 0.7 A partir d un spectromètre de masse de masse on peut mesurer l abondance isotopique. d) Unité de masse et masse atomique Afin de simplifier les valeurs de la masse d un atome on va utiliser des multiples de la masse atomique. Unité de masse atomique u Masse atomique de 12 C = 12u On convient que l isotope 12 du carbone représente 12uma Masse de 12 C = g => 1u = g Un échantillon naturel contient des isotopes de masses différentes, et la masse moyenne va être appelée masse moyenne de l élément. Ex cuivre : Un échantillon naturel de cuivre contient 63Cu 69.17% masse at u 63Cu 30.83% masse at u On ne peut pas calculer la masse atomique d un élément en faisant la somme des masses car une partie de la masse correspond à l énergie de cohésion des éléments. 3) Moles et masses molaires 3

4 Une mole correspond au nombre d atome de carbone qu il y a dans 12g de carbone 12. Une mole = nombre d atome de C dans 12g de 12 C Masse d un atome de carbone u soit 12 x g Ce qui correspond au nombre d objet dans une mole. Na est appelé nombre d Avogadro. La masse molaire est exprimée en g/mol. III) Les composés 1) Molécules et composées moléculaires Na = x = nombre d Avogadro Ils sont constitués par des combinaisons d atomes pour lesquels on distingue les composés moléculaires et ioniques. Une molécule se définit comme un groupe d atome lié et électriquement neutre. La masse moléculaire est la masse moyenne d une molécule. Masse moléculaire (H 2 O) = 2 MA (H) + MA (O) (H 2 O) = g/mol 2) Ions et composées ionique 2 x u + 16 u = 18.02u Les cations sont chargés positivement. Les anions sont chargés négativement. Ils constituent des solutions d électrolytes qui conduisent le courant électrique. Les ions poly-atomiques sont des groupes d atomes liés. Ex NH 4 + Formule unitaire = MgCl 2 Masse formulaire (MgCl 2 ) = MA (Mg) + 2 MA (Cl) u + 2 x u = u (MgCl 2 ) = g/mol 4

5 Résumé 1 objet (u) 1 mole d objets (g/mol) Masse atomique Masse moléculaire Masse formulaire 5

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