1 1.1.1.1 Le modèle atomique de Bohr L atome comprend : un noyau au centre et des électrons en mouvement rapide autour du noyau : «le nuage électronique» électron noyau 18/09/09 2
Le noyau Le noyau : 18/09/09 3 Le nuage électronique Le nuage électronique : 18/09/09 4
Caractéristiques des particules Particule Symbole Charge électrique Masse (kg) Proton p + e = +1 1,602.10-19 Coulomb Charge élémentaire «e» Neutron n 0 m p+ = 1,6726.10-27 m n = 1,6726.10-27 Electron e - -1,602.10-19 Coulomb e - = -1 m e- = 9,1094.10-31 18/09/09 5 Les couches électroniques électron noyau 7
1.1.1.2 Numéro atomique Z et nombre de masse A X = symbole de l'élément chimique Z = le nombre atomique d un noyau = le nombre de p + du noyau A = le nombre de masse d un noyau = le nombre de particules du noyau 18/09/09 10 1.1.1.3 Nucleide, élément, isotopes et ions monoatomiques Isotopes 11
Ions monoatomiques Principaux ions monoatomiques 12 1.1.2 Classification périodique des éléments 13
La règle de l'octet La dernière couche électronique occupée = couche périphérique ou couche externe ou couche de valence. La dernière couche électronique occupée contient au maximum 8 électrons mais seulement 2 pour la couche K. La structure de la couche externe détermine les propriétés chimiques de l atome. 18/09/09 14 Electronégativité 15
1.1.3 Les assemblages d'atomes Comment symboliser les molécules? Exemple : En orange, devant la molécule, c'est le coefficient. Il indique le nombre de molécules : 2 molécules de Il se distribue sur tous les atomes qui forment la molécule. En bleu, ce sont les symboles des atomes présents dans la molécule (Hydrogène, Soufre et Oxygène). En vert, c'est l' indice. Il indique le nombre d atomes. Il multiplie l'atome qu'il précède : exemples : le nombre d'atomes d H : 2x2 = 4 atomes d'h le nombre d'atomes de S : 2x1 = 2 atomes de S le nombre d'atomes d O : 2x4 = 8 atomes d O 16 Ions polyatomiques Principaux ions polyatomiques 17
1.1.4 La liaison chimique Le modèle de LEWIS Dans les combinaisons constituées uniquement d atomes de non-métaux, les atomes liés partagent un ou plusieurs doublets d électrons de valence, d où l existence de liaisons covalentes. Ex : H 2 O, CH 4, NH 3 19 La liaison ionique 21
Polarisation des liaisons Liaison ionique 22 Géométrie édifices covalents 23
1.1.4.6 Les cristaux ioniques 24 Résolution de problèmes Résolution d'un exercice basé sur le calcul de moles, de masse ou de volume (1) Identifier dans l'énoncé les produits et réactifs et écrire l'équation chimique de la réaction (2) Equilibrer la réaction (3) Identifier les produits et réactifs de la question (4) Calculer les masses molaires des réactifs et produits du (3) (5) Si nécessaire, convertir toutes les masses connues (ou volume) en mole (6) Utiliser les coefficients de l'équation équilibrée pour connaître le rapport molaire entre les produits et les réactifs du (3) (7) Si nécessaire, convertir en masse ou en volume le nombre de mole calculé en (6) 25
Dosage volumétrique 26 Liaison hydrogène et molécule d'eau état liquide : eau La molécule d'eau état solide : glace 27
Cinétique chimique H2O2 + 2 HI 2 H2O + I2 28 Caractère stationnaire d'un équilibre chimique 29
Loi de Le Chatellier 2SO2 + O2 2SO3 Cette réaction est exothermique (dégage de la chaleur) Il y a baisse de la pression (3 moles donnent 2 moles) Application de la loi de moindre contrainte : 1/Si l'on baisse la température, l'équilibre se déplace vers la synthèse de SO3 2/ Si l'on fait disparaître le SO3 au fur et à mesure de la réaction, l'équilibre se déplace vers la synthèse de SO3 3/Si l'on augmente la pression, l'équilibre se déplace vers la synthèse de SO3 30 Acide fort 31
Acide faible 32 Base forte 33
Base faible 34 Autoprotolyse de l'eau 35
Indicateurs colorés 36 Dosage volumétrique 37
Dosage acide fort base forte 38 Dosage acide fort base forte et base forte acide fort 39
Dosage acide faible base forte 40 Dosage acide faible base forte et base faible acide fort 41
Tampon acétique On ajoute une base forte (faible augmentation de ph) On ajoute un acide fort (faible baisse de ph) 42 Dissociation d'un composé ionique 43
Solubilité et précipitation 44 Solubilité et précipitation 45
Ion complexe 46 5 étapes pour équilibrer une réaction d'oxydo-réduction 1/ Identifier les agents réducteurs et oxydants en déterminant les nombres d'oxydation des éléments concernés dans les réactifs et produit de la réaction considérée 2/ Ecrire les demi-réactions d'oxydation et de réduction puis les mettre ne rapport de façon à consommer lors de la réduction tous les électrons formés par l'oxydation 3/ Utiliser les composés réels et faire le bilan de matière en équilibrant avec H + et H 2 O (en milieu acide) ou H 2 O et OH - (en milieu basique) 4/ Faire le bilan des charges (contrôle) 5/ Combiner les deux demi-réactions pour obtenir la réaction globale dans laquelle ne figure plus les électrons mis en jeu au cours des étapes précédentes 47