Structure de l atome

Structure de l atome Structure du noyau atomique Activité 1 1. Structure de l atome noms représentation (symbole) masse (u.m.a) charge (coulomb) nucléons proton neutron 1 1 p ou p + 1,0073 + 1,602.10-19 (notée : + e) 1 0 n, n 0 ou n 1,0087 0 électron e - 0,000549 1,602.10-19 (notée : e) Les charges électriques + e est e sont appelées «charges électriques élémentaires». Document 1 : Les particules élémentaires A = Z + N Nucléons Z électrons Noyau Cortège électronique Atome Document 2 : Le modèle de l atome 1. En utilisant le tableau des particules élémentaires et le modèle de l atome, compléter le texte suivant : 11 Structure de l atome

Les particules élémentaires des atomes sont les..., les..... et les... Dans le noyau se trouvent les... et les. Ils s appellent... Le noyau atomique est chargé... Autour de lui, les... évoluent dans le vide. L atome étant électriquement neutre, le nombre des électrons est égal au nombre des... Le nombre de masse A est égal au nombre des... 2. Pourquoi le noyau atomique est-il chargé positivement? 3. Pourquoi l atome est-il électriquement neutre? 2. Structure du noyau atomique et structure de l atome Le modèle suivant est celui de l atome d hélium. Légende : électron : proton : neutron : Document 3 : Modèle de l atome d hélium 4. Précisez la composition et la charge du cortège électronique de cet atome. 5. Précisez la composition et la charge de son noyau. 6. Quelle est la charge électrique globale de cet atome? Pourquoi? 12 Structure de l atome

3. Représentation conventionnelle des différentes sortes d atomes Chaque sorte d atomes est appelée nucleïde. On la représente conventionnellement comme suit : A Z X X : symbole de l élément chimique auquel appartient l atome A : nombre de nucléons, appelé nombre de masse Z : nombre de protons, appelé nombre de charge (égal au numéro atomique) Le nombre de neutrons, noté N, est donné par la relation : N = A Z 7. Représentez l atome de magnésium sachant qu il peut comporter 12, 13 ou 14 neutrons. 8. Calculez la masse d une mole d atomes naturels, si le pourcentage du premier est 78,73 %, du deuxième est 10,10 % et du troisième 11,17 %. 9. Pourquoi la masse atomique molaire d un élément chimique n est-elle pas toujours un nombre entier? 10. Pourquoi le nombre de masse A est-il toujours un nombre entier? 4. Les isotopes 11. Observez les trois modèles atomiques suivant : a) Le protium b) Le deutérium c) Le tritium Document 4 : Les atomes de protium, deutérium et tritium sont les trois isotopes de l élément chimique hydrogène 13 Structure de l atome

12. Remplissez le tableau suivant : particules du noyau nombre de masse A nombre d électrons protium deuterium tritium 13. Représentez conventionnellement les atomes a, b, c. 14. Où se trouve concentrée la masse de l atome? 15. Qu appelle-t-on élément chimique? 16. Qu appelle-t-on isotopes d un élément chimique? 17. Que dire du nombre de protons et du nombre d électrons des isotopes d un élément chimique? 18. Pourquoi les isotopes d un élément chimique ont-ils des nombres de masse différents? 5. Modification des atomes 19. Qu obtient-on si un atome subit : a) un changement du nombre des protons? b) un changement du nombre des neutrons? c) un changement du nombre d électrons? 20. Parmi les réactions, a, b et c, lesquelles sont nucléaires? 21. Est-il possible que des atomes d un même élément chimique diffèrent par : a) le nombre de protons? b) le nombre de neutrons? c) le nombre d électrons? 14 Structure de l atome

6. Détermination du nombre des particules élémentaires de certains atomes 22. Remplissez le tableau suivant en utilisant la classification périodique des éléments chimiques. Symbole U Si Nombre de protons 8 17 Nombre de neutrons 6 9 10 20 14 Nombre de masse 238 16 17 27 200 Numéro atomique 12 13 Nombre d électrons 8 82 15 Structure de l atome

Structure électronique Activité 2 1. Répartition des électrons par couches électroniques Energie K L M N O P Q A = Z + N Nucléons E l e c t r o n s Noyau n = 1 2 3 4 5 6 7 Cortège électronique Atome Document 1 Les électrons du cortège électronique sont répartis en couches électroniques. A chaque couche correspond un niveau d énergie. Une couche électronique est désignée, soit par un nombre n appelé nombre quantique principal (n = 1, 2, 3 ), soit par une lettre (K, L, M ). 1. De quelles particules est constitué le cortège électronique? 2. Quel est le point commun des électrons appartenant à une même couche électronique? 3. A quelle couche correspond le niveau d énergie le plus bas? 4. Quel est le nombre maximum d électrons (donné par 2 n 2 ) dans les trois premières couches électroniques? 16 Structure de l atome

5. Remplissez le tableau suivant : sens de l énergie croissante couche atomique lettre nombre quantique principal nombre maximum d électrons n =... électrons n =... électrons n =... électrons 6. Observez les structures électroniques des atomes représentés (document 2). 7. Combien de couches électroniques sont occupées dans les atomes schématisés (document 2)? 8. Pour chaque atome, précisez le nombre total d électrons ainsi que la répartition de ces électrons par couche. 9. Lesquels de ces atomes ont une couche externe saturée? 10. La structure électronique du potassium peut se représenter ainsi : K 2, L 8, M 8, N 1. Ecrivez-les structures électroniques de l hydrogène, de l hélium, du fluor, du néon et de l argon. 17 Structure de l atome

Couche M (n = 3) Couche L (n = 2) Couche K (n = 1) Représentation des trois premières couches électroniques, avec le nombre de places disponibles pour les électrons (pour les premiers éléments) H (Z = 1) He (Z = 2) Structures électroniques de l hydrogène et de l hélium F (Z = 9) Ne (Z = 10) Ar (Z = 18) K (Z = 19) Structures électroniques du fluor et du néon Structures électroniques de l argon et du potassium Document 2 18 Structure de l atome

2. Structure électronique des atomes des premières périodes Observez le tableau ci-dessous. Notez que les électrons de la couche L sont répartis en paires (ou doublets électroniques) et en électrons célibataires. Il en est de même pour les 8 premiers électrons de la couche M. La raison de cette répartition vous sera fournie ultérieurement. Atomes Z 1 er niveau électronique K (saturé à 2 électrons) 2 ème niveau électronique L (saturé à 8 électrons) Hydrogène 1 1 électron Hélium 2 2 électrons Lithium 3 Béryllium 4 Bore 5 Carbone 6 Azote 7 Oxygène 8 Fluor 9 Néon 10 11. En quoi les structures électroniques de l hélium et du néon se ressemblent-elles? 12. Qu y a-t-il de commun entre les structures du premier et du deuxième élément chimique? Dans quelle période de la classification périodique se trouvent-ils? 13. Qu y a-t-il de commun entre les structures électroniques du 3 ème, 4 ème, 5 ème, 6 ème, 7 ème, 8 ème, 9 ème et 10 ème élément chimique? Dans quelle période de la classification périodique se trouvent-ils? 14. Quelle conclusion pouvez-vous tirer concernant le numéro de la période et le nombre des couches électroniques? 15. Réalisez un tableau similaire pour les atomes de la 3 ème période. 16. Quel point commun possèdent les structures électroniques du Li et du Na d une part, du Ne et de l Ar d autre part? 19 Structure de l atome

17. Quelle conclusion pouvez-vous tirer concernant le numéro du groupe et le nombre des électrons dans la couche externe? 3. Représentation de Lewis : Exemples de représentations de Lewis : H H : Li N : Ne : 18. Quels sont les seuls électrons pris en compte dans la représentation de Lewis? 19. Donnez la représentation de Lewis des atomes suivants : bore, carbone, oxygène, fluor, sodium, aluminium, soufre. 20 Structure de l atome

Résumé de cours Résumé de cours Chaque atome est électriquement neutre. Au centre de l atome se trouve le noyau chargé positivement. Autour de lui, les électrons chargés négativement évoluent dans le vide. Le nombre des électrons est appelé numéro atomique. Le noyau est constitué de particules appelées nucléons : Les protons positifs et les neutrons. Le nombre de protons est égal au nombre des électrons du cortège électronique. Il est appelé nombre de charge. Il est noté Z. Le nombre des nucléons (protons + neutrons) est appelé nombre de masse. Il est noté A. Le nombre de neutrons N est donné par la relation : N = A Z L ensemble des atomes (ou ions) ayant le même nombre de masse A et le même nombre de charge Z constitue un nucléide. L ensemble des atomes (ou ions) ayant le même nombre de charge Z (mais pas nécessairement le même nombre de masse A) constitue un élément chimique. Les isotopes d un élément chimique ont le même nombre de charge Z, mais pas le même nombre de masse A. Ils ont donc le même nombre de protons, mais pas le même nombre de neutrons. Les électrons d un atome sont répartis par niveaux d énergie autour du noyau. Ces niveaux (appelés aussi «couches électroniques») sont caractérisés par leur nombre quantique principal n (n = 1, 2, 3, ) ou la lettre correspondante K, L, M. La répartition des électrons dans les différentes couches suit trois règles : - une couche électronique de nombre quantique principal n peut contenir au plus 2 n 2 électrons ; - les électrons se placent dans les couches par niveau d énergie croissant ; - le remplissage des couches L, M et N ne peut commencer que lorsque la couche précédente contient 8 électrons (2 seulement pour la couche K). 21 Structure de l atome

Classification périodique Activité 3 Dimitri Mendéléev est né en 1834 à Tobolsk en Sibérie. Il a fait ses études à Saint-Pétersbourg. A 25 ans, il vient travailler à Heidelberg avec Kirchhoff et Bunsen. Un an plus tard, il assiste au fameux congrès de Karlsruhe et la mise au point des connaissances qui s y est effectuée sera déterminante pour ordonner ses idées. En 1867, il est nommé professeur à l université de Saint-Pétersbourg où il enseigne la chimie minérale. Il travaille alors à ses Principes de Chimie qui paraissent entre 1868 et 1871. C est pendant cette période qu il conçoit la première version de sa classification périodique qui fut présentée le 6 mars 1869 devant la société chimique russe. Cette classification (on disait alors tableau de Mendéléev) fait l objet de la figure c- dessous (document 1). Les éléments y sont classés par masses atomiques molaires croissantes. Suivez dans une colonne au choix l augmentation de cette masse atomique molaire. Les éléments dont les propriétés sont semblables ou voisines apparaissent dans des lignes avec leur masse atomique molaire. On a mis en évidence du lithium (Li = 7) au césium (Cs = 133) les métaux alcalins, du fluor (F = 19) à l iode (I = 127) les halogènes, mais vous trouverez également les éléments de la famille de l oxygène (O, S, Se, Te) et de celle de l azote (N, P, As, Sb, Bi). Pour parvenir à ce résultat, il a du faire preuve d imagination et il n a pas hésité devant quelques «acrobaties». C est ainsi que Mendéléev laissa quelques blancs correspondant à des éléments inconnus à l époque, qu il modifia certaines valeurs de masses atomiques molaires, mais surtout qu il fut amené à faire des inversions. Par exemple l iode (I = 127) aurait dû se placer avant le tellure (Te = 128) mais les propriétés chimiques imposent sans aucune discussion de mettre l iode dans la ligne des halogènes (F, Cl, Br, I). Cette classification n est pas pour le chimiste actuel entièrement satisfaisante : par exemple, les métaux alcalino-terreux sont séparés (béryllium et magnésium d une part, calcium, strontium et baryum d autre part) et le plomb (Pb = 207) n est pas à classer avec ces trois derniers métaux. Remarquez également la valeur 116 g. mol -1 comme masse atomique molaire de l uranium ; elle est fausse d un facteur 2 puisqu elle est en fait voisine de 238 g. mol -1. Cette première classification rencontra peu de succès ; elle passa presque inaperçue des milieux scientifiques. Mendéléev en proposa une seconde version améliorée en 1871 ; elle est présentée selon la manière actuelle : c est dans une ligne que les éléments se succèdent par masses atomiques molaires croissantes. Là encore, il trouva peu d écho. Mais il avait fait des prévisions. Il avait annoncé, à droite de l aluminium, un élément de masse molaire atomique 68 g. mol -1 (ekaaluminium) et, à droite du silicium, un élément de masse atomique molaire de 70 g. mol -1 (ekasilicium). Ces éléments manquants seront découverts avec les propriétés prévues : le premier en 1875 par le chimiste français François Lecoq de Boisbaudran, qui lui donnera le nom de gallium (Ga) et le second, en 1896, par l Allemand Winckler, qui le nommera germanium (Ge). D autres éléments inconnus seront ensuite mis en évidence, complétant la classification. C est alors le succès et la célébrité pour Dimitri Mendéléev. Son idée de départ qu il existe un moyen de classer tous les éléments chimiques et d obtenir une périodicité des propriétés n est plus discutée. 22 Structure de l atome

Peut-être avez-vous remarqué que la classification de Mendéléev ne comporte pas de gaz rares. Ceux-ci était en effet inconnus : ils furent découverts à partir de 1894 grâce aux travaux de l Anglais Lord Rayleigh et surtout de l Ecossais William Ramsay. C est ce dernier qui, observant l inertie de ces gaz, eut l idée de créer pour eux une nouvelle colonne dans la classification périodique. Puis dans les années 1910, les travaux de Niels Bohr, Ernest Rutherford et Henry Moseley conduisirent à la notion de nombre de charge Z. Les éléments furent alors classés par nombres de charge croissants (on dit aussi numéros atomiques croissants) pour obtenir la classification périodique moderne. Si l on réalisait aujourd hui une classification par masses atomiques molaires croissantes, on aurait quatre inversions : argon et potassium, cobalt et nickel, iode et tellure, proactinium et thorium. Mais les travaux de Mendéléev (qui bien que ne connaissant pas cette notion de nombre de charge Z n en était pas moins parvenu à une classification très élaborée) ne nous en apparaissent que plus remarquables. Pour lui rendre l hommage qui lui est dû, les chimistes qui, en 1955, ont découvert l élément de nombre de charge Z = 101 ont décidé de donner à ce dernier le nom de Mendelevium. H = 1 Be = 9,4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19 Mg = 24 Al = 27,4 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35.5 Ti = 50 Zr = 90 V = 51 Nb = 94 Cr = 52 Mo = 96 Mn = 55 Rh = 104,4 Fe = 56 Ru = 104,4 Ni = Co = 59 Pb = 106,6 Cu = 63,4 Ag = 108 Zn = 65,2 Cd = 112? = 68 Ur = 116? = 70 Sn = 118 As = 75 Sb = 122 Se = 79,4 Te = 128? Br = 80 I = 127? = 180 Ta = 182 W = 186 Pt = 197,4 Ir = 198 Os = 199 Hg = 200 Au = 197? Bi = 210 Li = 7 Na = 23 K = 39 Rb = 85,4 Cs = 133 Ti = 204 Ca = 40? = 45? Er = 57? Yt = 60? In = 75,6 Sr = 87,6 Ce = 92 La = 94 Di = 95 Th = 118? Ba = 137 Pb = 207 Le premier tableau de Mendéléev (présenté en 1869) (Les nombres indiqués sont les masses molaires atomiques telles qu elles étaient connues à l époque) Document 1 : La vie de Mendéléev et sa classification 1. Suivant quels principes Mendéléev a-t-il bâti sa construction? 2. Citez quelques différences qui existent entre la classification de Mendéléev et la classification moderne? 3. Quelle particularité relève-t-on dans la classification périodique moderne (documents 2 et 3) en comparant les masses atomiques molaires des éléments dont les numéros atomiques sont 18 et 19, 27 et 28, 52 et 53, 90 et 91? Trouvez une explication. 4. Pourquoi la classification périodique de Mendéléev a-t-elle eu plus de succès que les autres? La classification périodique moderne a deux modes de représentation court (en 8 colonnes document 2) et long (en 18 colonnes document 3). Vous connaissez le mode de représentation court et vos condisciples de France utilisent le mode de représentation long. Le rangement des éléments chimiques est différent mais les régularités sont identiques. A noter que le mot «groupe» est parfois utilisé (en Bulgarie) pour désigner les éléments chimiques d une même colonne 23 Structure de l atome

24 Structure de l atome Document 2 Variante A : mode de représentation «court»

Variante B : mode de représentation «long» Document 3 25 Structure de l atome

5. Dans les deux variantes A et B, les éléments chimiques sont rangés : - selon le nombre des électrons de valence? - selon le nombre des protons (nombre de charge)? - selon le nombre de masse? - selon le nombre de neutrons? Soulignez la bonne réponse. 6. Comparez le nombre des périodes ainsi que les éléments chimiques qui appartiennent à chaque période des deux variantes A et B. - il y a une différence ; - il n y a pas de différence. Soulignez la bonne proposition. 26 Structure de l atome

Document 4 : La classification périodique et la structure électronique des éléments les plus simples *Dans chaque cas a été représenté le symbole de l élément, accompagné du nombre de charge (en bas à gauche du symbole) et du nombre de masse (en haut à gauche) de l isotope le plus abondant dans la nature, ainsi que la structure électronique. Dès que la répartition des électrons se complique, seul le dernier niveau occupé est représenté. 27 Structure de l atome

7. Combien de couches électroniques possèdent les éléments chimiques qui se trouvent à la première, à la seconde, à la troisième, à la quatrième et à la cinquième ligne? A quelle période appartiennent-ils respectivement? 8. Combien d électrons externes possèdent les éléments chimiques qui se trouvent dans la première, deuxième, troisième, quatrième, cinquième, sixième, septième, huitième colonne? Dans quels groupes ou famille se trouvent-ils? Quelle conclusion en tirez-vous? 9. Pourquoi les éléments chimiques appartenant au même groupe ont-ils des propriétés chimiques semblables? famille des métaux alcalins famille des métaux alcalino-terreux famille des halogènes numéro du groupe symboles des éléments chimiques de ce groupe nombre des électrons dans la couche externe représentation de Lewis d un atome de la famille famille des gaz nobles Les uranides (ou transuraniens) sont les éléments de numéro atomique supérieur à 92. Ils débutent par le neptunium. Jamais rencontrés dans la nature ils ont été «fabriqués» lors de certaines réactions nucléaires ; ce sont des éléments artificiels. 10. Remplissez le tableau suivant en vous aidant de la classification périodique. période numéros atomiques des éléments lanthanides de à actinides de à uranides de à 11. Pourquoi, dans le tableau précédant, ne vous demande-t-on pas d indiquer le dernier numéro atomique des uranides? 28 Structure de l atome

12. En utilisant les deux modes de représentation de la classification périodique (documents 2 et 3), précisez ce que représentent respectivement les flèches et les cases colorées en vert, rouge et bleu des tableaux cidessous (document 5). Vous utiliserez les expressions suivantes : «éléments stables», «éléments donneurs d électrons (ou métaux)» et «éléments capteurs d électrons (ou non métaux)». 1 I II III IV V VI VII VIII 2 3 4 5 6 7 Variante A 1 A I A II B III B IV B V B VI B VII B VIII B I B II A III A IV A V A VI A VII A VIII 2 3 4 5 6 7 Variante B Document 5 : Les différentes tendances des atomes pour se stabiliser 29 Structure de l atome

Résumé de cours Résumé de cours Dans la classification périodique, les éléments sont classés par nombres de charge Z croissants. Une nouvelle période est utilisée chaque fois que le remplissage électronique fait intervenir une nouvelle couche. Les éléments dont les atomes ont la même structure électronique externe sont dans une même colonne et possèdent des propriétés chimiques voisines : ils constituent une famille (ou un groupe). Le numéro du sous-groupe principal dans lequel se trouve l élément visé est égal au nombre des électrons de la couche électronique externe de l atome. Le numéro de la période dans laquelle se trouve l élément visé est égal au nombre des couches électroniques du cortège électronique de l atome. 30 Structure de l atome

La liaison chimique Activité 4 1. Les rayons atomiques et ioniques Document 1 : Rayons atomiques et ioniques (Le tableau indique des rayons atomiques et ioniques en nm) 1. Que représentent les cercles en trait plein? 2. Que représentent les cercles en pointillés? 3. Pourquoi les ions positifs sont-ils plus petits que les atomes correspondants et les ions négatifs plus gros que ceux-ci? 4. Donnez le schéma atomique ou ionique de l atome de potassium K, de l ion K + et de l ion S 2-. 31 Structure de l atome

2. La transformation des atomes en ions et des ions en atomes. Expérience Réaction entre le fer et les ions Cu 2+. a. On mélange la poudre de fer la solution de sulfate de cuivre. b. Après agitation, la solution est devenue incolore : le fer s est recouvert de cuivre. c. Filtration. d. Par addition d hydroxyde de sodium dans le filtrat, un précipité vert d hydroxyde de fer (II), de formule Fe(OH) 2, apparaît. Cela prouve que la solution incolore contient des ions Fe 2+. Document 2 Observons les résultats de l expérience (document 2). D une part, les ions Cu 2+ se transforment en atomes Cu, par gain de 2 électrons : Cu 2+ + 2e - Cu D autre part, les atomes de fer se transforment en ions Fe 2+, par perte de 2 électrons. On écrit : Fe Fe 2+ + 2e - (On pourrait également écrire : Fe 2e - Fe 2+, mais l autre écriture, bien plus pratique et bien plus logique, est la seule à être utilisée actuellement.) Ces deux transformations ne peuvent avoir lieu l une sans autre. On les appelle demi-réactions électroniques. La réaction chimique est la somme membre à membre de ces 2 demi-réactions : Cu 2 + 2e - Cu Fe Fe 2+ + 2e - Cu 2+ + Fe + 2e - Cu + Fe 2+ + 2e - On obtient finalement : Cu 2+ + Fe Cu + Fe 2+ 32 Structure de l atome

Remarque importante : Le nombre des électrons libérés par l une des 2 demi-réactions est égal au nombre d électrons capturés par l autre. Par exemple, en présence d ions argent Ag, le métal zinc se couvre d argent métallique et se transforme en ions Zn 2+. Les demi-réactions correspondantes s écrivent : Ag + + e - Ag Zn Zn 2+ + 2e - Pour écrire l équation de la réaction, il faut doubler les coefficients de la première demi-équation afin de faire apparaître la capture de 2 e -. 2Ag + + 2e - 2Ag Zn Zn 2+ + 2e - 2Ag + + Zn 2Ag + Zn 2+ 5. Complétez les demi-équations électroniques suivantes : Na. Na + Ca. Ca 2+ P. P 3- S 2-.. S N 3-. N Cl -.. Cl... 6. Exprimez par des demi-équations électroniques, la transformation de : F en F - : Mg 2+ en Mg : O en O 2- : Al en Al 3+ : B 3+ en B : K en K + : 3. Les liaisons chimiques (liaison covalente et liaison ionique) Soient les liaisons chimiques suivantes : a. A + A A : A (ou A A) b. A + B : A :B: (ou A B) c. :C + C: :C::C: (ou C = C) d. :D + D: : D::: D: (ou D D) e. 2A + C: A : C & : A&& (ou A C) A f. E + B: E + + :B : (ou E + + B - ) Notons qu une paire d électrons mise en commun par 2 atomes peut-être représentée par un trait qui les relie : A A. Une liaison polarisée est représentée par un trait fléché en son milieu : A B. 33 Structure de l atome

Remarque : Si la paire d électrons mise en commun par les atomes A et B est donnée par le même atome A, la liaison n est plus une liaison covalente. Elle est représentée par une flêche : A B. C est le cas de la liaison qui s établit entre l atome N de NH 3 et l ion H + + pour former l ion NH 4 (par : H 3 N : + H + H 3 N H + ). 7. Quelle différence existe-t-il entre les cas a et c, a et d, c et d, a et b, b et f? 8. Quel point commun présentent ces mêmes cas? 9. Quel est le point commun des cas a, b, c d et e? 10. Quelle différence existe-t-il entre les cas a, b, c d et e et le cas f? 11. Quelles molécules sont polaires? Ecrivez les charges partielles. 12. Existe-t-il des substances non moléculaires? Donnez des exemples. 13. Substituez aux lettres A, B, C, D et E les symboles des éléments chimiques convenables, sachant que la lettre A représente un élément chimique n ayant qu une seule couche électronique et que les lettres B, C, D, E représentent des éléments ayant deux couches électroniques. 34 Structure de l atome

Résumé de cours Résumé de cours Liaisons chimiques Liaison covalente Mise en commun de un ou de plusieurs doublets électroniques Liaison ionique Transfert d électrons d un atome à un autre Selon le nombre de doublets électroniques Selon l électronégativité des atomes multiple simple non polarisée polarisée triple double 35 Structure de l atome

Substances cristallines Activité 5 1. Les caractéristiques des trois états physiques de la matière Document 1 : Caractéristiques des trois états 1. Observez le schéma et complétez les cases du tableau par oui ou non. état physique volume propre forme propre solide liquide gazeux 36 Structure de l atome

2. Les changements d état physique Solide Liquide Gaz Document 2 : Changements d état physique d un corps pur 2. Ecrivez les noms des différents changements d état physique au-dessus des flèches. 3. Les structures métalliques et ioniques a) Métal b) Sous l effet d une force c) Solide ionique d) Sous l effet d une force Document 3 : Structures métalliques et ioniques Déformations subies sous l effet d une force 3. Observez les figures a, b, c, d. Comparez les changements de structure subis par un métal et un solide ionique sous l effet d une force (figures b et d). 4. Dans quel cas la structure est-elle modifiée? 37 Structure de l atome

5. Dans quel cas la liaison chimique est-elle affectée par l effet de la force? 6. Expliquez pourquoi les métaux sont malléables et les solides ioniques friables? 4. La structure du diamant et du graphite Structure du diamant Structure du graphite Document 4 38 Structure de l atome

7. Quel est l élément chimique constituant le diamant et le graphite? 8. Les quatre liaisons engagées par chaque atome de carbone sont-elles identiques : a. dans le cas du diamant? b. dans le cas du graphite? Justifiez vos réponses. 9. Le diamant est extrêmement dur et le graphite est très friable. Interprétez ces 2 propriétés physiques. 39 Structure de l atome

5. Observation de la formation de quelques cristaux Les changements d état du soufre : formation des cristaux de soufre Le soufre en poudre, après chauffage devient du soufre liquide. 120 C soufre liquide jaune (A). 190 C soufre bien visqueux (B). Par refroidissement lent dans un creuset (on peut vider le soufre liquide dès que la croûte se forme) on obtient des aiguilles de soufre (C). Par refroidissement brutal on obtient du soufre mou (D). Cristal naturel de soufre Document 5 : Le soufre 40 Structure de l atome

Après évaporation lente d une solution de chrome de sodium, on observe de petits cristaux cubiques. Si l évaporation est extrêmement lente, les cristaux sont organisés en pyramides creuses appelées trémies. C est le principe des marais salants. Le gros sel est constitué de trémies et le sel fin de petits cristaux cubiques ou de trémies broyées. Document 6 : Cristaux de chlorure de sodium (ou sel de cuisine) Document 7 : Cristaux de givre En hiver, observez les cristaux de glace qui se forment sur les fenêtres. Ils ont des formes très régulières et très ramifiées. 10. Quelles conditions expérimentales faut-il respecter pour observer effectivement la formation de cristaux? Dans quel cas obtient-on des cristaux aux formes régulières? Les glaçons utilisés pour refroidir les boissons sont-ils des cristaux? Justifiez votre réponse. 41 Structure de l atome

Résumé de cours Résumé de cours Les solides se présentent le plus souvent à l état cristallisé. On distingue 3 cas : - La structure atomique, constituée d atomes identiques liés entre eux par des liaisons covalentes. Exemples : diamant, graphite, cristaux de quartz. - La structure moléculaire, formée de molécules identiques liées les unes aux autres par des forces d origine électrostatique de faible intensité. Exemples : glace, neige carbonique, sucre, iode, soufre, phosphore. - La structure ionique, constituée par un arrangement géométrique régulier d ions de signes contraires dans des proportions qui correspondent à la neutralité électrique du corps pur. La cohésion de l ensemble est assurée par les interactions électrostatiques entre les charges positives et négatives des ions. Exemples : NaCl, CuS, CaCl 2. Remarque : la structure des métaux est un cas particulier, qui sera étudié ultérieurement. 42 Structure de l atome