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Sciences Physiques et Appliquées Cours 02 - La matière I. Les atomes I.1. Le concept L’atome est un modèle décrivant la matière et ses comportements. Il existe plusieurs modèles expliquent plus ou moins de phénomènes et comportements de la matière. -10Un atome n’est pas visible à l’œil nu, son diamètre est d’environ 10 m. La matière est donc constituée d’un nombre colossal d’atomes. Exemple de modèle : La structure de Bohr Dans ce modèle, l’atome est constitué de particules (billes) plus petites que lui possédant chacune une masse et une charge électrique : Les neutrons, protons et électrons. Les neutrons et protons appelés les nucléons forment le noyau de l’atome autour duquel gravitent les électrons. Il y a autant d’électrons que de protons. Ce modèle explique de nombreux phénomènes mais pas, par exemple, la formation des molécules et la stabilité de l’atome. I.2. La symbolisation de l’atome On identifie l’atome avec une lettre majuscule parfois suivie d’une minuscule. Exemples : hydrogène (H) ; azote (N) ; carbone (C) ; sodium (Na) ; Cobalt (Co). L’identifiant est précédé de deux nombres : le nombre A de nucléons et le nombre Z de protons. Le Symbole complet d’un atome IdentifiantNombre de AnucléonsNombre de XyZprotons Du symbole complet, on peut en déduire : Le nombre Z d’électrons = nombre de protons Z électrons Lere N de neutrons = de nucléons – nombre de protons N = (A – Z) neutrons. Exemples : 14C : Atome de carbone possédant 14 ...

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Sciences Physiques et Appliquées

Cours 02 - La matière.docx - Page 1/7

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Cours 02 - La matière

I.

Les atomes

I.1.

Le concept

L’

atome

est un modèle décrivant la matière et ses comportements. Il existe plusieurs modèles

expliquent plus ou moins de phénomènes et comportements de la matière.

Un atome n’est pas visible à l’œil nu, son diamètre est d’environ 10

-10

m. La matière est donc constituée

d’un nombre colossal d’atomes.

Exemple de modèle :

La structure de Bohr

Dans ce modèle, l’atome est constitué de particules (billes) plus

petites que lui possédant chacune une masse et une charge

électrique :

Les neutrons, protons et électrons

.

Les

neutrons

et

protons

appelés les

nucléons

forment le

noyau

de l’atome autour duquel gravitent les

électrons

.

Il y a autant d’électrons que de protons.

Ce modèle explique de nombreux phénomènes mais pas, par

exemple, la formation des molécules et la stabilité de l’atome.

I.2.

La symbolisation de l’atome

On identifie l’atome avec une lettre majuscule parfois suivie d’une minuscule.

Exemples : hydrogène (H) ; azote (N) ; carbone (C) ; sodium (Na) ; Cobalt (Co).

L’identifiant est précédé de deux nombres : le nombre

A

de

nucléons

et le nombre

Z

de

protons

.

Le Symbole complet d’un atome

Xy

A

Z

Nombre de

nucléons

Nombre de

protons

Identifiant

Du symbole complet, on peut en déduire :

Le nombre Z d’électrons = nombre de protons

Z

électrons

Le nombre N de neutrons = nombre de nucléons – nombre de protons

N = (A – Z)

neutrons

.

Exemples :

14

6

C : Atome de carbone possédant

14

nucléons,

6

protons,

6

électrons et 14 – 6 =

8

neutrons ;

35

17

Cl : Atome de clore possédant

35

nucléons,

17

protons,

17

électrons et 35 – 17 =

18

neutrons.

Remarque :

Le

nombre Z

de protons est le

numéro atomique de l’atome

.

Les atomes ayant le même numéro atomique Z sont des

isotopes

.

Exemple : Carbone 14

(

)

14

6

C

et Carbone 12

(

)

12

6

C

sont des isotopes de carbone.

Un atome est constitué surtout de vide car le diamètre de son noyau vaut environ 10

-15

m soit 100000

fois plus petit que celui de l’atome.

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I.3.

Structure électronique et classification périodique

I.3.1.

Les niveaux d’énergie

Pour extraire un électron d’un atome, il faut lui fournir de l’énergie. Lors d’une extraction multiple,

chaque électron n’a pas besoin d’une même énergie. On regroupe les électrons par niveaux d’énergie que

l’on appelle couches électroniques. Chaque couche à un nombre limité d’électrons :

Lettre désignant la couche

K

L

M

N

O

P

Q

Rang n de la couche

1

2

3

4

5

6

7

Nombre maximal d’électrons = 2n² 2

8

18

32

50

72

98

Exemples :

Hydrogène (Z = 1) possède une couche avec un électron (noté e

–

par la suite)

H : (K)

1

;

Carbone (Z = 6) possède deux couches : K avec 2 e

–

+ L avec 4 e

–

C : (K)

2

(L)

4

;

Scandium (Z = 21) possède quatre couches

Sc : (K)

2

(L)

8

(M)

9

(N)

2

. La couche M n’est pas pleine.

K

L

M

N

O

P

Q

Hydrogène H : K

1

1

K

L

M

N

O

P

Q

Carbone C : K

2

L

4

1

4

K

L

M

N

O

P

Q

Scandium Sc : K

2

L

4

M

9

N

2

1

8

9

2

La structure est en réalité plus complexe avec des sous-couches.

I.3.2.

La couche de valence

La

couche la plus externe

(rang le plus élevé) est

couche de valence

.

Les e

–

de la couche de valence sont les plus faciles à extraire. Plus les électrons sont de couches

inférieures plus ils sont difficiles à extraire.

Le nombre d’e

–

de la couche de valence caractérise la réactivité et les propriétés chimiques de l’atome.

Des atomes ayant le même nombre d’e

–

dans la couche de valence ont des propriétés chimiques

analogues.

I.3.3.

La classification périodique des atomes : Tableau de Mendeleïev

On connaît actuellement plus de 112 éléments et on continue d’en créer dans les accélérateurs de

particules. Mais seuls 90 d’entre eux sont stables, les autres ont des durées de vie très courte.

Ce fut Mendeleïev qui proposa en 1869 une classification suivant la masse atomique des éléments.

La classification actuelle se fait en fonction des numéros atomiques Z croissants et les éléments sont

rangés dans un tableau avec :

En lignes : le nombre de couches utilisées.

En colonne : le nombre d’e

–

de la couche de valence avec la même configuration de celle-ci.

Remarque :

Les atomes dans une même ligne font partie de la même période.

Les atomes dans une

même colonne

forment une

famille

.

Cas particulier : L’Hélium est rangé avec les gaz rares (ou nobles) qui possèdent 8 e

–

dans la couche de

valence alors que lui en a que 2 mais des propriétés similaires.

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I.4.

Les charges électriques et les ions

Les

électrons

portent une

charge électrique

élémentaire négative de valeur

e = - 1,6.10

-19

C

.

Les

protons

portent une charge élémentaire positive de valeur

q

P

=

+ 1,6.10

-19

C.

Les

neutrons

ne portent aucune charge

q

N

= 0

.

Un

atome

possède autant d’électrons que de protons, il est donc

électriquement neutre

.

Les

ions

sont

des atomes

ayant

gagnés

ou

perdus

un ou plusieurs

électrons

, ils possèdent donc une

charge électriquement

. Le symbole d’un ion est l’identifiant de l’atome d’origine suivi en exposant de

son nombre de charges,

Xx

n+

ou Xx

n-

.

Un

cation

est un

ion positif

avec une

charge positive

et un

anion

un ion négatif avec une

charge

négative

.

Exemple : Cu

2+

est un ion positif de cuivre avec 2 charges positives, il a perdu deux e

–

.

I.5.

La masse de l’atome

La masse m d’un atome se calcule en additionnant les masses de ses particules :

m

atome

= Z.m

proton

+ (A-Z).m

neutron

+ Z.m

électron

Les masses des particules étant :

Proton

Neutron

Electron

m

p

=1,6726.10

-27

kg m

n

= 1,6749.10

-27

m

e

= 9,109.10

-31

kg

Exemple de calcul pour le fer :

56

26

Fe

A = 56 ; Z = 26 ; N = 56 – 26 = 30

m

Fe

= 26 x 1,6726.10

-27

+ 30 x 1,6749.10

-27

+ 26 x 9,1094.10

-31

= 93,76.10

-27

kg.

La masse d’un atome est surtout due à ses nucléons car l’électron est bien plus léger.

Le nombre de nucléons

A

est aussi appelé le

nombre de masse

caractérisant l’atome.

Si on utilise m

atome

= A x 1,6738.10

-27

m

Fe

= 93,73.10

-27

kg. L’écart est < 0,1%, la masse des

électrons pourra donc être négligée. Cela entraîne qu’un ion aura la même masse que son atome.

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I.5.1.

La masse molaire

I.5.1.a.

Définition de la mole

La

mole

(symbole :

mol

) est une unité donnant la quantité de matière d’un système. Une mole contient

6,022135.10

23

d’atomes.

6,022135.10

23

étant le

nombre d’Avogadro (symbole N

A

)

.

I.5.1.b.

Expression de la masse molaire

La

masse molaire M

est donnée par la relation

M = N

A

.m

atome

.

Exemple de calcul pour le

56

26

Fe : M

Fe

= 6,022.10

+23

x 93,76.10

-27

= 56,46g.mol

-1

.

En réalité, le fer est constitué de plusieurs isotopes allant de 53 à 59 dans des proportions différentes.

Cela donne une masse molaire globale de 55,8g.mol

-1

pour le fer.

II.

Les composés chimiques

II.1.

La molécule

II.1.1.

Le concept

Une

molécule

est un composé d’atomes. Sa formule chimique donne sa composition. Exemples :

la molécule de méthane CH

4

est constituée d’un atome de carbone (C) et de quatre atomes

d’hydrogène (H) ;

la molécule de dioxygène O

2

est constituée de deux atomes d’oxygène (O) ;

CO

2

(gaz carbonique), CaCO

3

(calcaire), C

2

H

5

OH (éthanol), NaCl (sel).

Représentation d’une molécule d'eau H

2

O, compacte à gauche et éclatée au centre et d’une molécule de

saccharose (sucre) à droite.

II.1.2.

La formation d’une molécule : les liaisons de covalence

Lors de transformations chimiques, les atomes évoluent pour acquérir la structure électronique du gaz

noble le plus proche d’eux dans le tableau périodique. Ils acquièrent ainsi une plus grande stabilité. Ils

obéissent soit à la règle du duet, soit à la règle de l'octet.

Règle du duet : Les atomes proches de l’hélium évoluent pour acquérir deux électrons externes.

Règle de l'octet : Les autres atomes évoluent pour acquérir huit électrons externes.

Les atomes peuvent donc se lier entre eux pour obtenir cette stabilité et mettent en commun des

électrons, c’est

la liaison de covalence

. Cette liaison est à la base de la formation d’une molécule.

II.1.3.

La valence d’un atome

C’est le nombre d’e

–

de sa couche de valence qu’un atome peut partager avec un autre.

Les e

–

de la couche de valence cherchent à se grouper par 2 et créer des

doublets

.

La valence est le nombre d’électrons nécessaire à l’atome pour compléter ses propres doublets.

Les propres doublets d’un atome sont nommés les doublets libres ou non liants. Les e

–

partagés sont

nommées les doublets liants.

Exemple : Le carbone a une valence de 4, il peut donc partager 4 e

–

avec d’autres atomes.

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Hydrogène

H

Valence : 1

Clore

Cl

Valence : 1

Oxygène

O

Valence : 2

Azote

N

Valence : 3

Carbone

C

Valence : 4

II.1.4.

La représentation schématique des molécules :

schéma de Lewis

Dans cette représentation, un doublet est représenté par un trait.

Exemples :

Le dihydrogéne H

2

: l’hydrogène a 1 doublet liant (liaison simple)

la molécule se représente :

H – H

;

Le dichlore Cl

2

: le clore a 1 doublet liant et 3 doublets libres,

le schéma du Cl

2

est :

Cl Cl

Doublet liant

Doublet libre

;

L’eau H

2

O

: l’oxygène a 2 doublets liants et 2 doublets libres,

le schéma du H

2

O est :

H

O

H

;

Le méthane CH

4

: le carbone à 4 doublets liants,

le schéma du CH

4

est :

H C H

H

H

;

Remarque : Le méthane n’est pas une molécule plane, la représentation simple de Lewis donne

uniquement les liaisons.

Le dioxygène O

2

: dans cette molécule la liaison est double (2 doublets liants en

commun) :

O

O

;

L’éthène CH

4

: on a 2 liaisons C – H et 1 liaison double C = C par atome de carbone :

H

C

H

H

H

C

;

Le diazote N

2

: l’azote a 3 doublets liants et 1 doublet libres, d’où 1 liaison triple

(3 doublets liants en commun) :

N N

;

L’éthyne C

2

H

4

: on a 1 liaison C – H et 1 liaison triple

C C

par atome de carbone :

H C

H

C

;

H

H

Doublet liant

Cl

Cl

Doublet liant

Doublets libres

O

H

H

C

H

H

H

H

O

O

Liaison double

N

N

Liaison triple

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II.2.

Les composés ioniques

II.2.1.

La formation d’un composé ionique : Les liaisons électrostatiques

Pour obtenir la stabilité (règles de l’octet et du duet), certains atomes ont tendance à gagner ou à perdre

des électrons et donc se transformer en ions. Il en résulte une liaison ionique due à l’attraction

électrostatique entre les anions et cations.

Exemple : le chlorure de sodium (sel) NaCl (Na

+

+ Cl

-

)

Le sodium (Na) donne un e

-

et devient le cation Na

+

. Le chlore prend l’e

-

et devient l’anion Cl

-

.

Un

composé ionique

est globalement

électriquement neutre

, il est composé

d’autant d’anions que

de cations

. Il est une structure régulière de cations et anions avec une grande cohésion due à la nature

électrostatique des liaisons.

Il n’existe pas de représentation schématique d’un composé ionique.

II.2.2.

L’écriture et la lecture

On écrit le cation puis l’anion suivi chacun de leur nombre en indice. Le sel s’écrit NaCl et non ClNa.

Comme les molécules, la lecture se fait de droite à gauche. L’anion est cité en premier suivi du cation.

II.3.

La masse molaire d’un composé

La masse molaire d’un composé se calcule en ajoutant les masses des atomes le constituant :

M(composé) =

M(atome)

.

Exemple pour l’eau : M

eau

= M(H

2

O) = 2 x M(H) + 1 x M(O) = 1 + 16 = 18g.mol

-1

avec M(H) =

1g.mol

-1

et M(O) = 16g.mol

-1

.

III.

La quantité de matière

III.1.

Le nombre de mole n

Beaucoup de produits chimiques sont vendus au poids ou au litre. Mais ces grandeurs n’interviennent

pas directement dans les équations chimiques, on a besoin des nombres d’atomes ou de composés

chimiques. Comme ces nombres sont très grands, on travaille plutôt avec les nombres de moles

connaissant les masses molaires des produits. La quantité de matière exprimée en mole est donnée par :

n =

m

M

avec :

n : la quantité de matière en mol

m : la masse du produit en kg

M : la masse molaire du produit en kg.mol

-1

III.2.

Le volume molaire V

M

Pour les fluides, on peut travailler avec les volumes. Connaissant le volume et le nombre de mole, on

définit le volume molaire V

M

(volume d’une mole) par :

V

M

=

V

n

avec :

V

M

: le volume molaire du produit en m

3

.mol

-1

V : le volume du produit en m

3

n : la quantité de matière en mol

III.3.

La masse volumique ρ

La masse volumique ρ d’un produit est la masse en kg d’un m

3

de produit :

ρ =

m

V

avec :

ρ : la masse volumique du produit en kg.m

-3

m : la masse du produit en kg

V : le volume du produit en m

3

La masse volumique est une grandeur caractéristique du corps. On a aussi

ρ =

M

V

M

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IV.

La densité

IV.1.

Densité des solides et liquides par rapport à l’eau

d =

masse d’un volume de produit

masse du même volume d'eau

=

m

m

EAU

=

ρ.V

ρ

EAU

.V

d =

ρ

ρ

EAU

La densité est une grandeur sans unité. La masse volumique de l’eau est de 1kg.L

-1

.

IV.2.

Densité des gaz par rapport à l’air

d =

masse d’un volume de gaz

masse du même volume d'air

=

m

m

AIR

=

ρ.V

ρ

AIR

.V

d =

ρ

ρ

AIR

La masse volumique de l’air à 0°C sous pression atmosphérique est de 1,2935g.L

-1

.