2.1 Vocabulaire à apprendre à maîtriser après ce chapitre

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1 2.1 Vocabulaire à apprendre à maîtriser après ce chapitre L atome Atome Elément Proton Neutron Nucléons Electron Nuage Particule (subatomique) Symbole (complet) Charge électrique relative Tableau périodique Masse Numéro atomique Masse atomique Nombre de masse Isotope Isotope naturel Isotope radioactif Isotope artificiel Abondance (relative) Stable La structure électronique de l atome Structure électronique Orbitale Couche (électronique) Couche externe Période Colonne Ligne Nombre romain Electron périphérique Electron externe Elément de transition Type d élément Famille de l élément Métal Non métal Gaz rare Gaz inerte Halogène Métal alcalin Métal alcalino-terreux Formule de Lewis 2.2 Compétences à acquérir au cours de ce chapitre A la fin de ce chapitre vous devrez être capable de Citer et situer dans l atome, les particules subatomiques. Citer et reconnaître les caractéristiques des particules subatomiques. Différencier un élément, d un atome et vice-versa. Citer et reconnaître le symbole du numéro atomique et du nombre de masse. Associer le numéro atomique d un élément/atome avec sa place dans le tableau périodique, son nombre de proton et son nombre d électron. Calculer le nombre de neutron ou de proton d un atome à partir de son nombre de masse. Déterminer, à l aide du tableau périodique, le nombre de proton, d électron, la masse atomique, le nom, le symbole, le type et la famille d un élément. Définir les termes : isotopes, isotope naturel, isotope artificiel, isotope radioactif. Trouver dans la table CRM, lire et utiliser les tableaux intitulés : Quelques isotopes naturels et Quelques isotopes radioactifs.

2 Calculer la masse atomique moyenne d un élément à partir de sa composition isotopique. Déterminer le nombre de couches d électrons d un élément/atome. Déterminer, à l aide du tableau périodique, le nombre d électrons sur la couche externe d un élément, ainsi que la combinaison (paires ou célibataires) des électrons. Représenter de façon simplifiée (orbitales + électrons) la couche externe des éléments. Citer les noms des familles d éléments suivants : métal alcalin, métal alcalinoterreux, halogène, gaz rares. Associer les noms des familles d éléments avec les éléments qui correspondent à ces familles. Dessiner les formules de Lewis de tous les éléments du tableau périodiques à l exception des éléments (métaux) de transition. 2.3 Composition et structure des atomes L'atome est la plus petite partie d'un élément possédant les propriétés chimiques de cet élément. En chimie, les atomes sont les briques de base qui constituent la matière. Ils forment les molécules. Autrement dit un élément peut être composé de un ou plusieurs atomes différents. Pour comprendre les propriétés chimiques des éléments, il est nécessaire de connaître la structure de l'atome. Le modèle suivant, tout en ne représentant pas vraiment l'atome réel, nous permet de comprendre les grandes lignes de sa structure. L'atome de n'importe quel élément comprend deux parties : 1) le noyau : il se trouve au centre de l'atome et en contient presque toute la masse. Il se compose de nucléons qui sont: a) protons (symbole "p + ") particules positives b) neutrons (symbole "n o ") particules neutres. 2) Les électrons (symbole "e - "), particules négatives et très légères, qui se déplacent autour du noyau. Les électrons sont en nombre égal à celui des protons, ce qui rend l'atome électriquement neutre. Le diamètre de l'atome est environ (mais cela peut aller jusqu'à `) fois plus grand que celui de son noyau, ce qui implique que la plus grande partie de l'atome est constituée de VIDE! Ainsi, si on représentait par une orange le noyau d'un atome de zinc, ses électrons périphériques tourneraient à 5 km de son centre. Les éléments et les atomes 2

3 Caractéristiques des particules subatomiques (particules de l'atome) Les protons, neutrons et électrons ont tous une masse qui peut être exprimées en kg ou en g (voir la table CRM). Cependant les chimistes expriment les masses des particules subatomiques en unité de masse atomique [u]. Il est possible de passer des unités de masse atomique en unité de masse par la relation suivante : 1 [u] correspond à environ 1, g Le proton et le neutron ont tous les deux une masse de 1 [u]. La masse de l électron étant environ mille fois plus petite que celle d un proton et d un neutron, les chimistes la considère comme étant nulle. particules symbole Masse (u) Charge électrique relative (*) Nombre de particules Noyau : protons p Z neutrons n o 1 0 N Nuage électronique : électron e - 0 (**) -1 Z (*) Conventionnellement, on utilise en chimie la charge d'un électron (e = 1, C) comme unité. (**) Note : la masse d'un électron est environ 1840 fois plus faible que celle d'un proton. Autrement dit, elle est négligeable. 2.4 Historique des modèles de l'atome Dans l'histoire des sciences, plusieurs modèles de l'atome ont été développés, au fur et à mesure des découvertes des propriétés de la matière. Le modèle de l atome le plus proche de la réalité expérimentale actuelle a été élaboré, il y a moins d une centaine d années, dans la première moitié du 20 ème siècle. La complexité de ce modèle est telle que l atome n est pas représentable par un dessin. Il ne peut qu être décrit par une équation mathématique. Cette équation est tellement complexe qu elle n a été, à ce jour résolue, que pour un seul atome, le premier du tableau périodique, l atome d hydrogène. A défaut de pouvoir utiliser le modèle le plus proche de la réalité, aujourd'hui encore, on utilise d anciens modèles de l atome. Même s ils sont partiellement faux, ils sont cependant plus simples et ils facilitent la compréhension, donc l'apprentissage et la réflexion. C est lors l'antiquité grecque, que les philosophes proposèrent, pour la première fois, le principe selon lequel la matière pouvait se fractionner en petits morceaux jusqu'à obtenir des grains insécables (qu on ne peut pas casser). C est d ailleurs le mot grec atomos, signifiant qui ne peut être divisé, qui donna son nom aux atomes. Noyau de l atome d hélium proton neutron Cependant il fallut attendre la fin du 19 ème siècle, pour que ce principe soit repris par les physiciens de l époque et que des études soient menées pour déterminer si l atome existait et que son concept soit développé. Les premiers modèles de l atome, complètement erronés, le présentait comme une sphère pleine parce que la matière est continue à l œil nue. Il fallut attendre le début du 20 ème siècle, avec l expérience de Rutherford Les éléments et les atomes 3

4 en 1911, pour qu un modèle pertinent de l atome soit enfin développé. Les éléments et les atomes 4 Rutherford bombarde une feuille d'or avec des noyaux d'hélium appelés aussi particules alpha (rappel le noyau est chargé positivement). Il constate que : a) Une très faible proportion des particules alpha émises traversent la feuille d or. La matière n est donc pas continue, mais contient donc des trous permettant le passage des particules Autrement dit, l atome contient des zones de vide. b) Certains noyaux sont déviés et rebroussent même chemin. Il en conclut que les noyaux d hélium chargés positivement rencontrent des îlots très concentrés de matière chargée positivement qui les repoussent. Ainsi naitra le concept d un noyau positif. Combinant ces résultats expérimentaux avec ceux de J. J. Thomson qui établit en 1897 que la matière contient des électrons, Rutherford en déduit le modèle atomique planétaire : Modèle planétaire En 1913, Niels Bohr élabore un nouveau modèle ; le modèle atomique quantique: Dans ce modèle, les électrons sont toujours sur des orbites, mais ces dernières ont des rayons définis et il n'existe que quelques orbites autorisées ; Autrement dit les électrons ne peuvent plus se rapprocher progressivement du noyau, au cours du temps, mais seulement sauter d une orbite à l autre; et lorsque l'électron est sur l'orbite la plus basse, il ne peut ni descendre plus bas et ni s'écraser sur le noyau. Ainsi, les échanges d'énergie correspondent à des sauts entre les orbites définies. Même si ce modèle est en adéquation avec les résultats expérimentaux, il ne peut pas être expliqué par les lois de la physique classique. L'atome est constitué d'un noyau positif très petit et d'électrons tournant autour. Le reste étant constitué de vide. Cependant ce modèle pose un gros problème : Selon les lois de la physique connues à l époque, en tournant autour du noyau, les électrons devraient perdre de l'énergie au cours du temps et se rapprocher progressivement, pour finir par s'écraser sur le noyau, après quelques années. Hors les atomes qui nous entourent existent depuis des milliards d années! Modèle atomique quantique

5 Bien que loin de représenter la réalité, le modèle quantique est celui le plus couramment utilisé pour représenter un atome. Représentation simpliste de l atome d hélium selon le modèle de Schrödinger C est seulement après le développement de la mécanique quantique (par opposition à la mécanique de la physique classique) dans la première moitié du 20 ème siècle, permettant d expliquer certaines observations expérimentales sur la matière, en contradiction avec certaines lois de la physique classique, que l atome pourra être modélisé au plus près de la réalité. En effet, en 1926, Schrödinger modélise l'électron non pas seulement comme une particule, mais aussi comme une onde. Les électrons dans l'atome, ne sont donc plus des boules tournant autour du noyau, mais ils forment un nuage qui entoure le noyau. 2.5 Le nombre ( ou numéro ) atomique Z Le numéro atomique correspond au nombre de protons contenus dans le noyau de l'atome. Puisque l'atome est électriquement neutre, il indique aussi le nombre d'électrons. Dans le tableau périodique, chaque élément est caractérisé par un nombre atomique Z (numéro d'ordre) qui représente le nombre de protons de chacun de ses atomes. Numéro atomique Z = nombre de protons Nom de l'élément 17 Cl 35,453 CHLORE Symbole de l'élément Masse atomique (masse moyenne des isotopes de l'élément) 2.6 Le nombre de masse A (nombre de nucléons) Le nombre de masse A correspond à la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons d'un noyau. Le nombre de masse est un nombre entier qui ne figure pas dans le tableau périodique. On utilise le nombre de masse pour connaître la composition du noyau d un atome et déterminer son nombre de neutron (ou son nombre de proton si on connaît le nombre de neutron). Les éléments et les atomes 5

6 Voilà comment procéder : A = nombre de protons + nombre de neutrons Z = nombre de protons N = A - Z = nombre de neutrons Puisque les masses du proton et du neutron, très voisines l'une et l'autre, sont de 1 unité de masse atomique, le nombre de masse A d'un atome sera proche de la masse de l'atome en u (la masse des électrons étant négligeable). Exemples : particules Fluor Z=.. A= 19 N= 19-9 = 10 masse 19 u 9p +, 9é -, 10n o Calcium Z=.. A= 40 N=. masse 40 u. Chlore Z=.. A= 35 N=. masse 35 u..... Chlore Z=.. A= 37 N=. masse 37 u. 2.7 Le symbole complet En langage chimique le nombre de masse d'un atome s'écrit en haut à gauche du symbole de l'atome et son numéro atomique en bas à gauche. On parle alors de symbole complet. Exemples : Souvent pour distinguer les atomes d un même élément, on laisse de côté le numéro atomique. Exemple : Atomes de l élément carbone : 12 C, 13 C, 14 C 2.8 Les isotopes Un élément peut être formé de plusieurs atomes différents. Tous ces atomes ont le même numéro atomique (sinon ils ne pourraient pas appartenir au même élément) et donc le même nombre de protons et d électrons. Ces atomes se différencient uniquement les uns des autres par leur nombre de neutrons. Comme ces atomes correspondent au même élément, ils se trouvent dans la même case du tableau périodique. On appelle ces atomes des isotopes. Leur nom provient du grec : avec iso qui signifie identique et topos qui signifie lieu. Les éléments et les atomes 6

7 ISOTOPES : atomes du même élément (ils possèdent donc tous le même nombre de protons, ainsi que le même nombre d électrons) qui possèdent un nombre de neutrons différent. Dans un élément, la répartition des isotopes est très rarement équitable. On trouve l abondance relative des isotopes de certains éléments dans la table CRM dans les tables intitulées : Quelques isotopes naturels et Quelques isotopes radioactifs Exemple : Les trois isotopes de l'élément hydrogène Dans l'élément hydrogène naturel, sur 5000 atomes il y a environ 1 atome d'hydrogène lourd 2 H appelé aussi Deutérium. Parmi la centaine d'éléments, la plupart possèdent un ou plusieurs isotopes naturels. On peut fabriquer des isotopes d'à peu près tous les éléments. On les appelle isotopes artificiels. Les isotopes qui ont un noyau instable, c est-à-dire un noyau qui change de composition au cours du temps, s appellent des isotopes radioactifs. Les isotopes radioactifs peuvent être aussi bien naturels qu artificiels. Les éléments dont tous les isotopes sont radioactifs sont signalés dans le tableau périodique par une étoile en haut à droite de la case de l élément. 2.9 Masse atomique d'un élément Pour déterminer la masse d'un élément, on tient compte de l'abondance relative, ainsi que du nombre de masse de chacun des isotopes qui le compose et qui sont présent dans la nature : cette moyenne s'appelle la masse atomique de l'élément et elle est exprimée en unités de masse atomique, [u]. Exemple : la masse atomique de l'élément brome Les éléments et les atomes 7

8 2.10 La structure électronique de l atome Niels Bohr Une étude approfondie de la lumière émise par les atomes à haute température, complétée par les recherches théoriques du physicien danois Niels Bohr (prix Nobel en 1922) a montré que les électrons sont disposés autour du noyau sur des «couches», un peu comme s ils étaient sur les écailles d un oignon. Les électrons d une même couche sont en moyenne à la même distance du noyau. On distingue les couches internes, proches du noyau, de la couche externe qui contient les électrons externes, les plus éloignés du noyau. Nuage électronique noyau Couches électroniques internes Couche électronique externe : contient les électrons externes Chaque couche ne peut contenir qu'un nombre limité d'électrons, mais ce nombre d électrons est variable d une couche à l autre. Ainsi - la première couche (n = 1), contient au maximum 2 électrons - la deuxième couche (n = 2), contient au maximum 8 électrons etc. Exemple d orbitale : les orbitales p Un principe fondamental de la physique atomique (formulé par Heisenberg en 1927) montre qu'il est impossible de localiser de façon précise un électron à l'intérieur de l'atome. Les éléments et les atomes 8

9 Par contre, on peut délimiter une région de l'espace dans laquelle un électron d'une énergie donnée a un maximum de chance de se trouver. Cette région est appelée orbitale, elle peut contenir deux électrons au maximum (principe d'exclusion de Pauli). Une orbitale est symbolisée par un carré appelé case électronique. Elle peut contenir deux électrons au maximum représentés par des flèches qui indiquent le sens de rotation de l'électron sur lui-même (spin). = orbitale vide = 1 célibataire (c) = 1 paire (p) Avec la notion d'orbitale, on peut symboliser les couches électroniques des premiers atomes de la classification périodique de la manière suivante : Notes : Pour former des paires d'électrons il faut, en priorité, que toutes les orbitales d'une même couche soient occupées au moins par un électron célibataire. (**) l'hélium a sa couche externe complète avec deux électrons, ses propriétés chimiques sont semblables à celles des éléments de la colonne VIIIA qui ont leur couche externe complète avec 8 électrons. Atome Z Couche électronique n Ligne du H tableau périodique nb. e - externes (p, c) colonne du tableau périodique He 2 (**) Li 3 Be 4 B 5 C 6 N 7 O 8 F 9 Ne 10 Na 11 Dans le cours de chimie, on s'intéressera principalement à la couche externe d électrons car ce sont ces électrons qui interviennent dans les liaisons entres atomes ou lors des réactions chimiques. Les éléments et les atomes 9

10 Dans la classification périodique des éléments, les éléments sont classés par numéro atomique croissant et une nouvelle ligne du tableau, appelée aussi période, est utilisée chaque fois que le remplissage électronique fait intervenir une nouvelle couche. Le numéro de la ligne du tableau périodique dans laquelle se trouve l'élément, indique donc le nombre total de couches de l élément, ainsi que le numéro de sa couche externe. Dans une même colonne, se retrouvent les éléments possédant un nombre identique d'électrons externes. Ce nombre correspond au numéro de la colonne du tableau périodique en chiffre romain. La seule exception est l'hélium. Celui-ci, bien qu il n ait que 2 électrons externes, est classé dans la colonne VIIIA. En outre, au sommet des colonnes du tableau, on trouve la répartition des électrons externes en (p)aires et (c)élibataires. Nous appliquerons les raisonnements précédents uniquement aux colonnes A, car les éléments de transition (colonnes B) ont un comportement chimique particulier (ils ne mettent pas toujours en jeu le même nombre d'électrons externes), 2.11 Les familles d éléments Les éléments d'une même colonne ont le même nombre d'électrons externes et ils forment une famille d'éléments avec des propriétés chimiques voisines. Certaines familles ont des noms : - colonne I A : les métaux alcalins - colonne IIA : les métaux alcalino-terreux - colonne VII A : les halogènes - colonne VIII A : les gaz rares ou inertes 2.12 Les formules de Lewis Gilbert Newton Lewis ( ) Une formule de Lewis est la représentation du symbole de l élément avec ses électrons externes. Les électrons sont répartis en utilisant les 4 faces du symbole. Le tableau périodique indique si les électrons externes sont sous forme de paires (= 2 électrons associés) ou de célibataire (1 électron seul). Un électron célibataire est représenté par un point et une paire d électrons par un trait. La formule de Lewis est l outil de base pour représenter les molécules dans les formules développées que nous verrons plus tard. Les éléments et les atomes 10

11 Exemples: Colonne IA :1 électron externe = 1 célibataire Exemple : Sodium Colonne IIA : 2 électrons externes = 2 célibataires Exemple : Magnésium Colonne IIIA :3 électrons externes = 3 célibataires Exemple : Aluminium Na. Mg... Al.. Colonne IV A : 4 électrons externes = 4 célibataires Exemple : Carbone Ċ... Colonne VA : 5 électrons externes = 3 célibataires et 1 paire Exemple : Azote Colonne VIA : 6 électrons externes = 2 célibataires et 2 paires Exemple : oxygène Colonne VIIA : 7 électrons externes = 1 célibataire et 3 paires Exemple : Fluor _. N... _ Ọ F. _ Les éléments et les atomes 11