Chapitre 1
Introduction à l’atomistique
Chimie
I. Introduction
II. L’atome et sa structure 1. Définition de l’atome 2. Théorie de Rutherford 3. Les électrons
4. Structure de l’atome
5. Elément chimique
Introduction
Chimiste
Introduction
« Chimiste » s’intéresse aux réactions chimiques basées sur l’existence du nuage électronique constitutif des atomes
Atome
Noyau
I. Introduction
II. L’atome et sa structure 1. Définition de l’atome 2. Théorie de Rutherford 3. Les électrons
4. Structure de l’atome
Chimie
Définition de l’atome
« atome » terme employé pour la première fois au Vème siècle av JC Pourquoi parle-t-on d’ « atomes » ?
Solides peuvent être fragmentés, broyés, réduits en poudre fine Liquides peuvent être pulvérisés en de très fines gouttelettes
Idée de limite dans la divisibilité de la matière
Philosophes Grèce ancienne matière constituée de particules insécables….
… appelées « atomes »
Définition de l’atome
Début XXème siècle : théories de Rutherford, Bohr et Chadwick
définition d’un modèle atomique simplifié
L’atome est une unité comportant des particules positives (les protons) et des particules neutres (les neutrons) qui constituent un noyau minuscule et dense, et des particules négatives (les électrons) qui évoluent autour du noyau sur des
couches électroniques.
L’atome est une sphère dont le diamètre est de l’ordre de 10-10 m = 1 Å et dont la masse est de l’ordre de 10-26 kg
Définition de l’atome
Electron (-)
Neutron
Proton (+) Nucléons
Neutralité électrique globale de l’atome
I. Introduction
II. L’atome et sa structure 1. Définition de l’atome 2. Théorie de Rutherford 3. Les électrons
4. Structure de l’atome
Chimie
Théorie de Rutherford
Rutherford : physicien britannique, 1871-1937
1911 : Rutherford découvre l’existence du noyau et propose son modèle :
L’atome se compose d’un noyau chargé positivement, minuscule et dense, et d’électrons évoluant autour de ce dernier.
Ceci est en accord avec la neutralité électrique globale de l’atome
Les électrons sont retenus en périphérie du noyau par des forces électrostatiques et l’atome offre des espaces vides importants
Modèle insuffisant
Existence de couches électroniques et niveaux d’énergie (modèle de Bohr, 1913) Découverte du neutron (Chadwick, 1932)
I. Introduction
II. L’atome et sa structure 1. Définition de l’atome 2. Théorie de Rutherford 3. Les électrons
4. Structure de l’atome
Chimie
Les électrons
1895 : existence électrons prouvée par Jean Perrin (Physicien français, 1870-1942)
1911 : charge déterminée par Robert Millikan (Physicien américain, 1868-1953)
I. Introduction
II. L’atome et sa structure 1. Définition de l’atome 2. Théorie de Rutherford 3. Les électrons
4. Structure de l’atome
Chimie
Structure de l’atome
Z : « Nombre de charge » ou « numéro atomique » nombre de protons A : « Nombre de masse » nombres de nucléons (protons + neutrons)
A = Z+N Z Electrons (-)
N Neutrons
Z Protons (+) A Nucléons
Structure de l’atome
Z protons (+) et Z électrons (-)
Neutralité électrique globale de l’atome Noyau chargé positivement contient :
N Neutrons ; mN = 1,675*10-27 kg, charge nulle
Z Protons (+) ; mP = 1,673*10-27 kg, charge q = 1,602*10-19 C Nuage électronique chargé négativement contient :
Z Electrons (-) ; mé = 9,109*10-31 kg, charge q = - 1,602*10-19 C
I. Introduction
II. L’atome et sa structure 1. Définition de l’atome 2. Théorie de Rutherford 3. Les électrons
4. Structure de l’atome 5. Elément chimique
Chimie
Elément chimique
Les propriétés chimiques atomiques ne dépendent que du cortège électronique et donc du nombre de charge Z. L’élément chimique est défini par son numéro atomique.
L’élément chimique est identifié par son symbole X, son numéro atomique Z et son nombre de masse A.
Elément chimique
Il existe des cas pour lesquels le nombre d’électrons n’est pas égal à Z.
C’est le cas des ions : ils sont chargés et la charge est notée q.
n
é< Z n
é> Z n
é= Z
X
+qX
-qX
Cation Anion Atome
Ex : ion aluminium Al3+
3 e- perdus
Ex : ion sulfure S2- 2 e- gagnés
Elément chimique
Exercice
17 35 Cl 17 35 𝐶𝑙
-11 23 𝑁𝑎
+Protons
Nucléons
Neutrons
Electrons
Elément chimique
Exercice
17 35 Cl 17 35 𝐶𝑙
-11 23 𝑁𝑎
+Protons (Z) 17 17 11
Nucléons (A) 35 35 23
Neutrons (A-Z) 18 18 12
Electrons
(Z±q) 17 18 10
𝑨 𝒁 𝑿
𝒒Elément chimique
Remarque : l’isotopie
Deux atomes peuvent présenter les mêmes propriétés chimiques mais des propriétés nucléaires différentes. Il s’agit d’isotopes.
Isotopes : pour un même élément chimique deux atomes ayant un même nombre de protons Z mais des nombres de neutrons différents.
Exemples :
126𝐶 et 146𝐶 Deux isotopes du Carbone, défini par Z = 6, mais le premier a 6 neutrons (12-6) et le second en a 8 (14-6).
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II. L’atome et sa structure 1. Définition de l’atome 2. Théorie de Rutherford 3. Les électrons
4. Structure de l’atome 5. Elément chimique
Chimie
La mole
Mole : unité de quantité de matière du SI symbolisée par « mol ».
Une mole contient exactement 6,022 140 76 x 1023 entités élémentaires.
Ce nombre, appelé « nombre d'Avogadro », correspond à la valeur numérique fixée de la constante d'Avogadro NA, lorsqu'elle est exprimée en mol–1.
Nombre d’Avogadro NA : NA = 6,02*1023
La quantité de matière, symbole n, d'un système est une représentation du nombre d'entités élémentaires spécifiées. Une entité élémentaire peut être un
La mole
Masse molaire : masse d’une mole de cet élément
Exemple: masse molaire atomique du Chlore (Cl) : 35,5 g/mol
1 mole de chlore pèse 35,5 g
6,02*1023 atomes de chlore pèsent 35,5 g
On peut déterminer les masses molaires moléculaires en additionnant les masses molaires atomiques.
Exemples : l’eau M(H2O) = 2 M(H) + M(O) = 1,0*2 + 16,0 = 18,0 g/mol Sulfate de cuivre pentahydraté : CuSO4, 5H2O
M(CuSO4, 5H2O) = 63,5+32,1+4*16,0+5*18,0
La mole
Relation entre la masse m (g), la masse molaire (g/mol) et la quantité de matière n (mol)
