1.1 Composition de l atome

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1 1.1 Composition de l atome L évolution du modèle atomique Démocrite Philosophe grec ( av. J.-C.) «Le monde est formé du vide et d atomes» (première théorie atomique) Nomme l atome particule invisible (atomos), indivisible et indestructible Pas de schéma de l atome Dalton (John) Scientifique (chimiste) anglais ( ) Élabore 4 postulats qui ont formé la base de la théorie atomique moderne (1809) (p.35) o Toute la matière est constituée de minuscules particules appelées des atomes. Il est impossible de créer un atome, de le détruire ou de le diviser en particules plus petites. o On ne peut pas transformer les atomes d un élément en atomes d un autre élément. 1

2 o Tous les atomes d un élément possèdent les mêmes propriétés, par exemple la même masse et la même taille. Ces propriétés diffèrent de celles des atomes de tout autre élément. o Les atomes d éléments différents peuvent se combiner dans des proportions précises pour former des composés. Premier modèle atomique (pas de noyau, p +, n 0 et e - ) Goldstein (E.) Physicien allemand Découvre les protons (1885) Thomson (Joseph John) Physicien anglais ( ) Découvre les électrons (1897) Modèle atomique «Plum-pudding» (pas de noyau, pas de n 0, MAIS p + et e - ) 2

3 Rutherford (Ernest) Physicien britannique ( ) Découvre le noyau situé au centre de l atome Découvre qu il existe un vide entre le noyau et les électrons L expérience de la feuille d or de Rutherford (1911) But: Vérifier la position des particules dans l atome. Marche à suivre : Bombarder une très mince feuille d or avec des particules alpha (He 2+ ). 3

4 Cueillette des données: La plupart des particules traversèrent la feuille d or sans être déviées et vinrent frapper un écran fluorescent placé derrière la feuille d or. Quelques particules avaient été déviées. Interprétation des données : Il conclut que les atomes d or devaient contenir beaucoup d espaces vides. Qu au centre de l atome, qu il devait y avoir un noyau très petit et très dense chargé positivement. 4

5 Modèle atomique nucléaire (noyau avec p +, vide entre noyau et e -, pas n 0 ) Soddy (Frederick) Chimiste anglais ( ) Découvre les isotopes (1902) Bohr (Neils) Physicien danois ( ) Propose un modèle atomique nucléaire avec des niveaux d énergie où circulent les électrons C est le modèle planétaire Modèle planétaire (noyau avec p + et e - qui circulent sur des niveaux d énergie, pas n 0 ) Chadwick (James) Physicien anglais ( ) Découvre les neutrons (1932) 5

6 Structure atomique L atome est composé de particules subatomiques (3); proton (p + ) dans noyau neutron (n 0 ) électron (e - ) Schéma d un atome : Masse des particules subatomiques masse p + = masse n 0 = 1u masse e - = 0u La masse d un proton ou d un neutron est 1840 fois celle d un électron. u = unité de masse atomique Symbole chimique Abréviation utilisée pour représenter les éléments (nombre de masse) A (numéro atomique) Z X charge indice 6

7 Exemples : sodium 23 Na A = 11 Z = chlore 35 Cl A = 17 Z = eau H 2 O Indice (signifie qu il y a 2 atomes d hydrogène dans une molécule d eau) Z = nombre de p + A = p + + n 0 nombre de n 0 = A Z Dans un atome NEUTRE, le nombre de p + est égal au nombre d e -. Exemples : 7 Li 3 32 S Fe 26 7

8 Les isotopes Nom donné aux atomes d un même élément (même nombre de p + ) qui a un nombre différent de neutrons (différente masse). Ex : Li (3p +, 4n 0 ) 3 Li (3p +, 5n 0 ) Li 3 (3p +, 3n 0 ) Il existe 3 isotopes de l hydrogène 1 H 2 H 3 H protium deutérium tritium 1 proton 1 proton 1 proton 1 électron 1 électron 1 électron 0 neutron 1 neutron 2 neutrons Il y a des isotopes qui sont très instables, ce qui amènent leurs noyaux à se désintégrer. En se faisant, ils libèrent de l énergie et des particules subatomiques. C est ce qu on appelle la radioactivité. 8

9 Théorie atomique moderne Copier l information p.39 (Comparer avec celle de Dalton) Dalton, en énonçant sa théorie atomique, ne connaissait pas les particules subatomiques. Pourtant, la théorie atomique moderne conserve une bonne partie de ses observations. Même si on peut le diviser, l atome reste la plus petite particule d un élément qui possède les propriétés de cet élément et qui permet de le reconnaître. Les réactions nucléaires (qui modifient la composition du noyau atomique) permettent en réalité de transformer les atomes d un élément en atomes d un autre élément. Les différents isotopes d un élément ont des nombres différents de neutrons et, par conséquent, des masses différentes. Les atomes des différents éléments peuvent se combiner dans des proportions données pour former des composés. 1.2 Le tableau périodique B Si 1. Les métaux sont à gauche les non métaux à droite. Ge As Sb Te Po 9

10 2. Les colonnes verticales ( ) sont les GROUPES (1 à 18) ou les FAMILLES (I à VIII). Les éléments d une famille ont des propriétés semblables. Ils sont le même nombre d électrons sur le dernier niveau d énergie. 3. Les rangées horizontales ( ) sont les PÉRIODES (1 à 7). Ils ont le même nombre de niveaux d énergie. 10

11 4. Les éléments de la famille I s appellent les MÉTAUX ALCALINS excepté l hydrogène. Ces métaux sont très réactifs. 5. Les éléments de la famille II s appellent les ALCALINO-TERREUX. 6. Les éléments de la famille VII ou groupe 17 s appellent les HALOGÈNES. Ils sont très réactifs. 7. Les éléments de la famille VIII ou groupe 18 s appellent les GAZ RARES ou les GAZ INERTES. Ils sont très stables. Ils ne réagissent pas chimiquement. 8. Les ÉLÉMENTS DE TRANSITION sont dans le milieu du tableau périodique. 11

12 Propriétés des métaux conduisent bien la chaleur et l électricité ont un éclat métallique (brille) sont malléables et ductiles (plier, aplatir, etc.) sont attirés par un aimant Voir tableau p.41 (figure 2.6) Faire un dessin du tableau périodique avec le nom des familles à l intérieur. Modèle atomique Bohr-Rutherford Dans un atome, les électrons se déplacent dans des orbites autour du noyau. Ces orbites sont appelées NIVEAUX d ÉNERGIE. Il y a 7 niveaux d énergie. Le 1 er niveau d énergie peut contenir 2 électrons. Le 2 e niveau d énergie peut contenir 8 électrons. Le 3 e niveau d énergie peut contenir 18 électrons. Les 4 e, 5 e, 6 e et 7 e niveau d énergie peuvent contenir chacun 32 électrons. 12

13 Exemples : 1 H 7 Li 16 O 27 Al Note : Un élément chauffé dégage une couleur spécifique. On appelle spectre d émission la couleur dégagée. Pour trouver le nombre maximal d électrons par niveau, il suffit d utiliser 2n 2. Exemples : 1 er niveau d énergie 2 (1) 2 = 2 X 1 = 2 électrons 2 e niveau d énergie 2 (2) 2 = 2 x 4 = 8 électrons 3 e niveau d énergie 2 (3) 2 = 2 x 9 = 18 électrons Les niveaux d énergie peuvent être divisés en sous niveaux appelés ORBITAUX. 1 er niveau d énergie comprend 1 sorte d orbital : s 2 e niveau d énergie comprend 2 sortes d orbitaux : s et p 3 e niveau d énergie comprend 3 sortes d orbitaux : s, p et d 4 e niveau d énergie comprend 4 sortes d orbitaux : s, p, d et f 13

14 I 1 II III IV V VI VII s s p 5 d 6 7 VIII f Une façon de décrire l arrangement des électrons dans un atome s appelle la configuration électronique. niveau d énergie nombre d électron 4s 2 orbital 14

15 Ordre de remplissage Nombre d électrons maximal par orbitale Exemples: 19 9 F : Cl : Cr : 15

16 Diagramme de Lewis Les e - sur le niveau d énergie le plus élevé sont appelés électrons de valence. C est le nombre d électrons de valence qui détermine les propriétés chimiques des éléments. C est pourquoi les éléments d une même famille ont de propriétés chimiques semblables. Ces électrons sont représentés par des points autour du symbole. Exemples : 1 H 1s 1 H 1 7 Li 1s 2 2s 1 Li 3 12 C 1s 2 2s 2 2p 2 C 6 23 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 Si F 1s 2 2s 2 2p 5 F 9 35 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Cl 17 V le numéro de la famille = nombre d électrons de valence Voir la règle de l octet p.47 16

17 Tendances périodiques Variation du rayon atomique Le rayon atomique est la distance entre le noyau et l électron de valence dans un atome. En descendant dans une famille (groupe), le rayon atomique augmente. Ceci se produit car, au fur et à mesure qu on descend dans la famille, on ajoute un autre niveau d énergie. Dans une période, le rayon atomique augmente de droite à gauche. C est parce qu il y a plus de protons dans le noyau et plus d électrons autour du noyau (en se déplaçant vers la droite dans le tableau). Parce qu il y a plus protons et d électrons, ces derniers s attirent plus fortement et diminuent la distance qui les sépare. Ce phénomène produit donc un rayon atomique plus petit. 17

18 Variation de l énergie ionisation L énergie d ionisation est l énergie nécessaire qu un atome doit utiliser pour arracher un électron à un autre atome. En descendant dans une famille (groupe) du tableau périodique, l énergie d ionisation diminue. L électron situé sur un niveau d énergie plus loin du noyau (grand rayon atomique) sera plus facile à arracher car il est moins attiré fortement par le noyau. Donc, l énergie d ionisation sera plus petite. En allant de gauche à droite dans une période, l énergie d ionisation augmente. Le rayon atomique étant plus petit vers la droite, les électrons sont retenus plus fortement par les protons du noyau. Ceci demandera plus d énergie au 2 e élément qui essaie d arracher un électron de valence au 1 er élément. 18

19 Réactivité des éléments Les métaux alcalins et les halogènes sont les éléments les plus réactifs. Les gaz rares ne réagissent pas et ne forment pas de composés car ils sont déjà stables (8 e - de valence). Lorsqu un atome neutre perd 1 ou des électrons, il devient un ion positif appelé CATION. (Ex : Na 1+, Mg 2+, Al 3+ ) Lorsqu un atome neutre gagne 1 ou des électrons, il devient un ion négatif appelé ANION. (Ex : F 1-, O 2-, N 3- ) Les atomes ont tendance à gagner ou à perdre des électrons pour avoir la même configuration électronique que le gaz rare le plus proche (8 e - de valence). Exemple : 23 Na 11 Pour devenir stable le Na perd 1 é 23 Na Sa nouvelle configuration électronique ressemble au gaz rare le plus proche (le néon). 20 Ne 10 19

20 Tendance électronique 1. Les éléments de la famille I (groupe 1) perdent 1 électron pour devenir un ion 1+. Ils sont très réactifs. 2. Les éléments de la famille II (groupe 2) perdent 2 électrons pour devenir un ion Les éléments de la famille III (groupe 13) perdent 3 électrons pour devenir un ion Les éléments de la famille IV (groupe 14) ne forment pas d ions (partagent leurs électrons). 5. Les éléments de la famille V (groupe 15) gagnent 3 électrons pour devenir un ion Les éléments de la famille VI (groupe 16) gagnent 2 électrons pour devenir un ion Les éléments de la famille VII (groupe 17) gagnent 1 électron pour devenir un ion 1-. Ils sont très réactifs. 8. Les éléments de la famille VIII (groupe 18) ne forment pas d ions (déjà stables). 20

21 1.3 Classification des composés chimiques Un composé est obtenu lorsque deux éléments ou plus du tableau périodique s unissent ensemble. On peut représenter un composé par une formule chimique. (Ex : NaCl, H 2 O, ) Les composés peuvent être classés en deux catégories : les composés ioniques et les composés covalents. Composés ioniques M + NM (transfert d électrons) Composés covalents NM + NM (partage d électrons) Propriété Composé ionique Composé covalent État (t 0 de la pièce) Solide cristallin Liquide, gaz ou solide Point de fusion (s l) Élevé Peu élevé Conduit le courant électrique (état liquide) Oui Non Soluble dans l eau (se dissout) Conduit le courant électrique (lorsque dissout dans l eau) La plupart sont très solubles La plupart sont très peu solubles Oui Généralement non NaCl glucose 21

22 Comme il est difficile de distinguer un composé covalent d un composé ionique en regardant les propriétés physiques, on utilise l électronégativité pour nous aider. Électronégativité o La force avec laquelle les protons d un élément attirent ses électrons de valence o En règle générale, plus le rayon atomique est grand, plus l électronégativité est faible. C est pour cette raison que l indice d électronégativité des non métaux est plus élevé que celui des métaux. o Plus grande est l indice d électronégativité, plus forte est la tendance d un élément à attirer (arracher) les électrons des autres éléments. Plus faible est l indice d électronégativité, plus l élément a tendance à donner ses électrons lors de la formation des composés. En montant dans une famille (groupe), l indice d électronégativité augmente. Dans un élément qui a un grand rayon atomique, les protons attirent moins fortement les électrons de valence car la distance est plus grande entre les deux. Dans une période, l indice d électronégativité augmente de gauche à droite. L attraction entre les protons et les électrons d un élément plus petit (petit rayon) sera plus forte, ce qui augmentera l indice d électronégativité. 22

23 Les liaisons chimiques sont des forces qui attirent les atomes l un vers l autre dans un composé. Ce sont les électrons de valence qui sont impliqués dans une liaison. Lors de la formation de la liaison chimique, on obtient un composé plus stable que chacun des atomes pris individuellement. Exemple : La formation du NaCl (chlorure de sodium- sel de table) Na (sodium) Cl (chlore) NaCl (chlorure de sodium) Solide gris Gaz jaune Solide blanc Métal Non métal Sel binaire Explosif Explosif Comestible (on le mange) + Na (s) Cl 2(g) NaCl s 23

24 Comment prédire le type de liaison interatomique? (ionique, covalent polaire ou covalente non polaire) C est avec les valeurs d électronégativité! Pour déterminer quel type de liaison relie deux atomes donnés, il suffit de calculer : X = Indice d électronégativité --- indice d électronégativité du 1 er atome du 2 e atome Si X 0,4 liaison covalente non polaire 0,4 X 1,7 liaison covalente polaire X 1,7 liaison ionique Exemples : 1) Sr et O 2) NF 3 3) Br et I 24

25 Pour représenter la liaison ionique, nous pouvons utiliser le diagramme de Lewis et l équation ionique. Li et Cl Diagramme de Lewis Al et O Diagramme de Lewis Équation ionique Équation ionique Pour représenter la liaison covalente polaire ou non polaire, nous pouvons utiliser le diagramme de Lewis et la formule développée. C et Cl Diagramme de Lewis N et N Diagramme de Lewis Formule développée Formule développée 25

26 1.4 Liaisons interatomiques Il existe trois sortes de liaisons interatomiques. a) liaison ionique o métal réagit avec non métal o transfert d é o doit suivre la règle de l octet (8é périphériques) b) liaison covalente o entre deux non métaux o partage d é c) liaison métallique o à l intérieur d une sorte d élément métallique o attraction entre les cations et les électrons qui entourent le métal o é de valence n appartiennent à aucun atome métallique en particulier o voir figure 3.21 p.83 Lorsque 2 atomes ou ions ont la même configuration électronique, on dit qu ils sont isoélectriques. Exemples : Cl 1-, Ar et K 1+ Conductivité des composés ioniques o À l état solide ne conduit pas l électricité o À l état liquide ou en solution conduit bien l électricité grâce aux électrons o Voir figures 3.13 et 3.14 p.79 26

27 Il existe deux types de liaisons covalentes a) liaison covalente non polaire (pure) o la force d attraction entre le noyau d un 1 er atome et les électrons d un 2 e atome sont à peu près semblable à celle entre le noyau du 2 e atome est les électrons du 1 er atome o les électrons partagés ne sont pas plus d un côté que de l autre b) liaison covalente polaire o la force d attraction entre le noyau d un 1 er atome et les électrons d un 2 e atome NE SONT PAS semblable. (un attire plus fort que l autre) o les électrons qui sont partagés sont plus près de l atome ayant la plus forte électronégativité o Voir figures 3.24 et 3.25 p.86 Certains atomes, à l intérieur d une même molécule, partagent plus qu une paire (doublet) d électrons. Ce sont des liaisons covalentes multiples. Exemples : O 2 liaison double N 2 liaison triple Conductivité des composés covalents o faible conductivité que ce soit à l état solide, liquide ou gazeux o raison : les liaisons ne se brisent pas pour former des ions 27

28 Les composés covalents à connaître : H 2 O eau NO 2 dioxyde d azote CO monoxyde de carbone CH 4 méthane CO 2 dioxyde de carbone NH 3 ammoniac SO 2 dioxyde de soufre C 3 H 8 propane SO 3 trioxyde de soufre Il y a 7 éléments diatomiques qui existent comme molécules : H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 (dihydrogène, diazote, dioxygène, difluor, etc.) 1.5 Les forces intermoléculaires o liaison chimique entre 2 molécules o déterminent l état (s, l ou g) de certaines substances o exemple : HCl --- HCl o voir figure 3.20 p.83 Il existe deux types de forces intermoléculaires : a) forces van der Waals o faible force (+ faible qui liaison interatomique) o entre atomes de molécules rapprochés o proviennent de l attraction exercée sur les é d un atome par les p + d un autre atome 28

29 b) liaison hydrogène (pont hydrogène) o faible force entre 1 molécule qui contient de l hydrogène et une 2 e molécule qui contient soit de l azote(n), de l oxygène(o) ou du fluor(f) o type de liaison retrouvé dans la molécule d ADN o explique plusieurs propriétés de l eau (faible m V de la glace, tension superficielle et capillarité) 29

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