1ère partie : De l'atome d'hydrogène à la classification périodique Chapitre 1 : Atomistique - la structure de l’atome
Chapitre 2 : Introduction à la mécanique quantique Chapitre 3 : L’atome d’hydrogène et les hydrogénoïde
Chapitre 4 : Structure électronique des atomes et tableau périodique
2ème partie : Molécules et liaisons intermoléculaires
Chapitre 5 : Structure électronique des molécules; liaisons chimiques
Chapitre 6 : Mésomérie
Chapitre 7 : Liaisons faibles, liaisons intermoléculaires
3ème partie : Structure à l’état solide, initiation à la cristallographie
Chapitre 8 : Notions de base en cristallographie Chapitre 9 : Etude des mailles cubiques
Chapitre 10 : Application aux cristaux métalliques et ioniques
Plan du cours
1 ère partie :
De l’atome d’hydrogène
à la classification périodique
1ère partie : De l'atome d'hydrogène à la classification périodique Chapitre 1 : Atomistique - la structure de l’atome
Chapitre 2 : Introduction à la mécanique quantique
Chapitre 3 : L’atome d’hydrogène et les hydrogénoïdes
Chapitre 4 : Structure électronique des atomes et tableau périodique
2ème partie : Molécules et liaisons intermoléculaires
Chapitre 5 : Structure électronique des molécules; liaisons chimiques
Chapitre 6 : Mésomérie
Chapitre 7 : Liaisons faibles, liaisons intermoléculaires
3ème partie : Structure à l’état solide, initiation à la cristallographie
Chapitre 8 : Notions de base en cristallographie Chapitre 9 : Etude des mailles cubiques
Chapitre 10 : Application aux cristaux métalliques et ioniques
Plan du cours
Les constituants élémentaires de l’atome
Atome : « indivisible » en grec ancien. Concept formulé il y a 2400 ans par Démocrite, selon lequel les atomes sont les constituants élémentaires (les plus petits) de toute matière.
Jusqu’en 1869, l’atome est conçu comme une brique « Lego » indivisible.
L’hydrogène Un atome plus
lourd
Les constituants élémentaires de l’atome
… jusqu’en 1869 et la découverte des « rayons cathodiques » par l’expérience de Hittorf et l’interprétation de cette expérience par J.
J. Thomson en 1897.
Les tubes de Crookes :
Vide de 10-6 atm
Les constituants élémentaires de l’atome
L’expérience de Hittorf (1869) :
Vide de 10-6 atm
de qq kV à 100 kV
Les « rayons cathodiques »
Les constituants élémentaires de l’atome
Que sait-on des rayons cathodiques ?
Ils se déplacent en ligne droite (rayons)… Mais peuvent être déviés par un champ magnétique.
(inversion des pôles de l’aimant)
Les rayons cathodiques sont constitués de particules chargées.
Mais de quelle nature ?
Les constituants élémentaires de l’atome
L’interprétation de J. J. Thomson (1897)
Ce sont les premières particules
subatomiques découvertes !
• Thomson montre que les particules chargées sont les mêmes quelque soit le métal de la cathode. Il en déduit qu’elles sont des constituants de tous les atomes : les électrons.
• En les déviant avec un champ électrique, il montre que ces particules sont négativement chargées et mesure leur rapport charge/masse.
• Par la suite, on parvient à mesurer leur masse : ce sont des particules 1800 fois plus légères que l’atome d’hydrogène.
Une nouvelle description de l’atome : le modèle du « pudding aux prunes » (plum pudding model, Thomson, 1904)
électrons englués dans une
« pâte » de charges positives, comme les prunes dans un christmas pudding
Les constituants élémentaires de l’atome
Retour sur l’expérience de Hittorf (1869) :
Vide de 10-6 atm
de qq kV à 100 kV
Des électrons sont arrachés à la cathode…
et viennent percuter la surface de verre, qui dissipe l’énergie du choc en émettant de la lumière
(fluorescence).
Les constituants élémentaires de l’atome
Des applications des rayons cathodiques
Vide de 10-6 atm
de qq kV à 100 kV
Les constituants élémentaires de l’atome
Tubes de Geissler et tubes néon
Vide de 10
-3atm
de qq kV à 100 kV
Le même montage, sauf qu’il reste
davantage de gaz résiduel dans le tube.
→ collisions entre électrons et atomes de gaz
→ c’est le gaz qui fluoresce et pas le verre !
L’électron :
Les constituants élémentaires de l’atome
1836 fois plus léger que l’hydrogène. Mais où se trouve donc la masse de l’atome ?
Selon Thomson, toute la masse de l’atome est contenue dans « la pâte du pudding ».
De même pour la contrepartie positive de la charge du ou des électrons.
Les expériences de Rutherford, Geiger et Mardsen (1908-1913) vont invalider le modèle atomique de Thomson et aboutir au concept de
« noyau ».
31 19
9,1093897 10 1, 60217733 10
m
kg e
C
Les constituants élémentaires de l’atome
L’atome selon Rutherford :
le modèle nucléaire
Toute la contrepartie positive des charges des électrons est contenue dans un tout petit volume par rapport à la taille de l’atome : le noyau.
Le noyau renferme également l’essentiel de la masse de l’atome.
La série d’expériences ayant
conduit à ce modèle : Source de particules α
Feuille d’or mince
Écran de détection particule a :
q = + 2e ; m = 4 x mH (ion He2+)
Les électrons sont distribués au sein d’un nuage autour du noyau
Fente
Les constituants élémentaires de l’atome
Les expériences de Geiger, Mardsen et Rutherford (1908-1913) :
Ce qu’on s’attendait à observer d’après le modèle de Thomson : Les particules alpha ne devaient pas être
déviées
La densité de charge qu’elles auraient dû
rencontrer n’aurait pas pu les faire dévier de plus d’une fraction de degré.
Ce qu’on a vu:
La majorité des particules n’est pas déviée mais une sur 20000 l’est avec un angle >90° et certaines sont même rétrodiffusées !
Ces particules a très déviées ont rencontré une charge très
concentrée : le noyau.
Les constituants élémentaires de l’atome
Les expériences de Geiger, Mardsen et Rutherford (1908-1913) :
Ce qu’on a vu:
La majorité des particules n’est pas déviée mais une sur 20000 l’est avec un angle >90° et certaines sont même rétrodiffusées !
Ces particules a très déviées ont rencontré une charge très
concentrée : le noyau (charge positive).
Seule une petite fraction des particules a sont déviées, la majorité est non affectée par le passage à travers la feuille d’or
→ Le remplissage de la matière est donc essentiellement lacunaire ; le noyau est très petit devant la dimension des atomes
Le noyau au sein de l’atome :
~ une mouche au milieu du stade
Les constituants élémentaires de l’atome
Le noyau lui-même n’est pas une entité indivisible.
Il est constitué de différentes particules : les nucléons.
Les nucléons renferment deux types de particules : les protons et les neutrons.
L’électron est environ 1800 fois plus léger que le proton ou le neutron.
→ Les nucléons représentent 99,97% de la masse de la matière
Particule Symbole Charge Masse
électron e- -1,602217733.10-19 C 9,109.10-31 kg proton p +1,602217733.10-19 C 1,673.10-27 kg
neutron n 0 1,675.10-27 kg
• L’atome est donc constitué d’électrons et d’un noyau, comprenant des neutrons et des protons.
• On appelle numéro atomique Z, ou nombre de charge, le nombre de protons que contient le noyau. L’atome étant neutre, Z représente aussi le nombre d’électrons dans l’atome neutre.
• On appelle A le nombre total de masse, c-à-d le nombre total de nucléons.
• On en déduit que le nombre de neutrons vaut donc A – Z.
• Une combinaison donnée de A et Z (un type d’atome particulier) est appelée nucléide et est notée :
Nucléide
Exemples : 3 nucléides
, ,
� �
�
À un numéro atomique Z donné est associé un symbole chimique donné.
éléments
Exemples : Z=11 Z=12 Z=13 Z=16 Z=17
Na Mg Al S Cl
L’élément X de numéro atomique Z est noté ou plus simplement .
(le numéro atomique Z d’un élément X donné se retrouve dans le tableau périodique.)
Tous les atomes appartenant à un même élément chimique ont le même nombre de protons.
Le numéro atomique Z est la caractéristique qui définit un élément chimique.
→ Deux éléments distincts ont des Z distincts.
→ Des atomes appartiennent donc au même élément s’ils ont même Z, même s’ils ont des nombres de masse A différents.
éléments
le numéro
atomique Z
Un élément est l’ensemble des atomes et des ions ayant le même numéro atomique Z. Des atomes et des ions atomiques
appartiennent donc au même élément s’ils ont même Z, même s’ils ont des nombres de masse A différents ou des nombres d’électrons différents.
Ions atomiques
Certains atomes peuvent perdre ou gagner un ou plusieurs électrons, devenant des ions.
(leur nombre de protons reste inchangé et donc Z est inchangé !) Exemples :
Z=11 Z=12 Z=16 Z=17 Z=13
Atome neutre Na Mg S Cl Al
Ion atomique Na+ Mg2+ S2- Cl- Al3+
Nb d’électrons 10 10 18 18 10
On connaît tous les éléments pour lesquels Z
103.
Les 92 premiers (jusqu’à Z=92, l’uranium) sont naturels (sauf pour Z=43, le technétium et Z=61, le prométhium).
Les suivants sont les transuraniens, préparés artificiellement et sont de moins en moins
stables à mesure que Z augmente.
Atomes, ions, éléments
Un échantillon de chlorure de prométhium(III),
radioactif.
Rappel : Une combinaison donnée de A et Z (un type d’atome particulier) est appelée nucléide.
Tous les nucléides, càd toutes les combinaisons possibles de nucléons (Z protons et (A-Z) neutrons), ne définissent pas des noyaux stables (non radioactifs). Il existe environ 300 nucléides naturels dans l’univers et un millier d’autres ont été fabriqués artificiellement.
Des atomes ayant même numéro atomique Z (appartenant donc au même élément) mais des nombres de masse A différents sont
appelés isotopes.
Par exemple, l’élément carbone a trois isotopes connus, le carbone 12, 13 et 14.
Z A
isotopes
Deux isotopes ont donc même le même nombre de protons (même Z) mais des nombres de neutrons (A-Z) différents.
Ils n’ont pas la même masse.
Pour un même élément chimique, plusieurs isotopes sont possibles.
Le record est atteint avec l’étain (Sn) pour lequel il existe dix isotopes naturels stables.
, ,
Autre exemple : l’hydrogène contient 99,985 % en masse
d’hydrogène 1 (), 0,015 % de deutérium (hydrogène 2 ou ) et 1.10-7
% de tritium (hydrogène 3 ou ).
Isotopes - suite
Z 1 1 1
A 1 2 3
Composition
du noyau 1 proton 1 proton,
1 neutron 1 proton, 2 neutrons
Z 1 1 1
A 1 2 3
Composition
du noyau 1 proton 1 proton,
1 neutron 1 proton, 2 neutrons
Parfois, il peut y avoir plusieurs isotopes en quantité importantes.
Par exemple, le chlore a deux isotopes naturels, le chlore 35 et le chlore 37, présents à environ 75 % et 25 % respectivement.
Certains isotopes naturels sont stables, d’autres sont radioactifs, mais leurs propriétés chimiques restent identiques.
Isotopes - suite
abondance 98.9% 1.1% 10-12
radioactivité non non oui
abondance 98.9% 1.1% 10-12
radioactivité non non oui
Le carbone 14 est continuellement produit dans la haute atmosphère par collision entre de l’azote 14 et un neutron.
… on remarque qu’il y a conservation des nombres de masse et du nombre de protons.
Le carbone 14 se désintègre au cours du temps pour redonner du 14N. Il est
radioactif.
14 14
7
N n
6C p
Isotopes – Principe de la datation au carbone 14
La concentration en 14C atmosphérique peut être considérée constante au cours du temps (approx.)
L’écart entre les proportions 14C/12C dans l’objet analysé et dans l’atmosphère est un marqueur de la date à laquelle les échanges avec l’atmosphère ont
cessé.
7
�
14
+ � →
146� + �
❑
�
14
+ �
2→
14❑��
2 Le 14C est incorporé au CO2 atmosphérique• Le 14CO2 (radioactif) est utilisé comme source de carbone par les plantes (via la photosynthèse).
• Du 14C est incorporé dans le reste de la chaîne alimentaire.
• La proportion 14C/12C reste constante tant que le 14C est assimilé.
• Les échanges de carbone avec l’atmosphère sont stoppés lorsque la plante ou l’animal meure La proportion 14C/12C décroît.
Isotopes – Principe de la datation au carbone 14
• Abondance isotopique :
• Abondance isotopique dans l’atmosphère :
• Concentration au temps :
• Décroissance radioactive en fonction du temps :
, avec 8000 ans ,
=
7
�
14
+ � →
146� + �
❑
�
14
+ �
2→
14❑��
2Mettre au point un système d’unités pratique
Le noyau lui-même n’est pas une entité indivisible.
Il est constitué de différentes particules : les nucléons.
Les nucléons renferment deux types de particules : les protons et les neutrons.
L’électron est environ 1800 fois plus léger que le proton ou le neutron.
→ Les nucléons représentent 99,97% de la masse de la matière
Particule Symbole Charge Masse
électron e- -1,602217733.10-19 C 9,109.10-31 kg proton p +1,602217733.10-19 C 1,673.10-27 kg
neutron n 0 1,675.10-27 kg
Pour mesurer les masses atomiques, on a pris le carbone 12 comme nucléide de référence en lui attribuant arbitrairement la masse
12,00.
Donc la masse 1 (notée u ou uma pour « unité de masse atomique ») correspond à 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12.
Expérimentalement, il a été déterminé que la masse d’un atome de
12C est 1,9926.10-23 g.
Or par définition de l’uma, m(12C) = 12,00 u.
On en déduit que 1 u = 1,660x10-24 g.
A partir de là, on peut obtenir les masses relatives (ou masses atomiques relatives) de tous les éléments connus, qui sont des nombres sans unité, et rarement des entiers.
Les masses atomiques relatives sont obtenues avec une très grande précision par spectrométrie de masse.
Carbone : 12,01 Oxygène : 16,00 Hydrogène : 1,008 Fer : 55,85
Une unité de masse plus pratique : la masse atomique
Les masses atomiques relatives sont rarement des entiers. Il y a plusieurs raisons à cela:
-parce que chaque élément est généralement un mélange de plusieurs isotopes (qui n’ont pas la même masse),
- parce que les masses des nucléides purs ne sont pas des entiers non plus (en effet les masses relatives des nucléons ne sont pas tout à fait égales à 1),
- parce que la masse du noyau est toujours inférieure à la masse des nucléons qui le composent , c’est ce qu’on appelle le défaut de masse noté Dm.
Défaut de masse
Composition de l’atome 1 proton, 1 électron 1 proton, 1 neutron, 1 électron
Somme des masses des particules 1,008 u 2,017 u
Masse réelle 1,008 u 2,014 u
Composition de l’atome 1 proton, 1 électron 1 proton, 1 neutron, 1 électron
Somme des masses des particules 1,008 u 2,017 u
Masse réelle 1,008 u 2,014 u
Ce défaut est lié au fait que la formation d’un noyau s’accompagne d’un grand dégagement d’énergie (énergie nucléaire) correspondant à la cohésion de ce noyau, énergie équivalente à une perte de masse d’après la théorie de la
relativité.
Défaut de masse
On peut produire des nucléides dans un état instable par collision avec des neutrons. Ces nucléides instables n’ont pas une énergie de cohésion optimale.
En se scindant en 2 nucléides, ils peuvent augmenter leur énergie de cohésion du noyau. La différence d’énergie est dégagée vers le milieu extérieur ; elle peut être récupérée : c’est le principe de la production d’énergie nucléaire par fission.
E m c
2D D
Une mole est le nombre d’atomes de carbone 12 contenus dans 12 g de carbone 12.
Soit 12/ 1,9926.10-23 = 6,0221.1023
Ce nombre est appelé constante d’Avogadro et est noté NA. constante d’Avogadro : NA = 6,0221 x 1023 mol-1
Dénombrer les atomes dans un monde macroscopique : la mole
Un atome de carbone 12 a une masse de 1,9926.10-23 g.
Dans un morceau de charbon de 2 g avec une teneur en carbone de 93 %, il y a
2 X 0,93 /1,9926.10-23 =9,33.1022 atomes de carbone 12, soit 90 000 milliards de milliards d’atomes.Grandeur peu pratique à manipuler !
Pour décompter les atomes plus facilement, on utilise une unité plus adaptée au monde macroscopique : la mole (mol en abrégé).
Plus généralement, on appelle mole d’une substance, une quantité de cette substance contenant NA particules de cette substance.
Dénombrer les atomes dans un monde macroscopique : la mole
Exemples :
• une mole d’eau, soit 6,0221.1023 molécules d’H2O, elles-mêmes constituées à partir d’une mole d’atomes d’oxygène et 2 moles d’atomes d’hydrogène.
(~2 cl)
• Une mole d’électrons
• Une mole de cellules humaines : le nombre de cellules que totaliserait une population de 16 milliards d’individus.
On utilise la mole comme la douzaine dans la vie courante (une douzaine d’œufs, une douzaine d’étudiant.es, etc.)
Pour relier la masse d’un échantillon au nombre de moles de la substance présentes dans l’échantillon, il faut connaître la masse d’une mole :
la masse molaire
La masse molaire d'un atome est en fait la masse d'une mole d'un élément chimique donné et vaut autant de g que la valeur de la masse atomique en u.
On peut calculer les masses moléculaires en additionnant les masses atomiques
Masse atomique, masse molaire
Analogie : un grossiste livre des palettes remplies de boîtes de 12 œufs.
Pour relier la masse du chargement de la palette au nombre de douzaines d’œufs, il suffit de connaître la masse de la douzaine.
12C Carbone Hydrogène Oxygène
Masse d’un
atome 12,00 u 12,01 u 1,008 u 16,00 u
Masse d’une mole 12,00 g 12,01 g 1,008 g 16,00 g Masse molaire 12,00 g/mol 12,01 g/mol 1,008 g/mol 16,00 g/mol
