Cours

Des atomes
aux ions et molécules
3 points importants
►L'atome est 105 fois plus grand que son noyau central
►Toute la masse de l'atome est concentrée au niveau du noyau
► L'atome est électriquement neutre (charges - = charges +)
I. Modèle de l ’atome
•
Une représentation simplifiée est appelée modèle.
Modèle de l ’atome:
– un noyau central (10-15 m
soit 100 000 fois plus petit que
l ’atome)
– des électrons répartis en
couches autour du noyau
(10-10 m)
– du vide. (la structure de la
matière est essentiellement lacunaire)
II. Le noyau
1- Constitution.
– Le noyau est constitué
» de protons
particules chargées
positivement
» de neutrons
Particules électriquement neutres.
– Ces particules (protons et neutrons) sont appelées des nucléons.
5/29
II. Le noyau
2 - Symbole du noyau.
A = nombre de nucléons
A est aussi appelé nombre de masse.
Z = nombre de protons
Z est aussi appelé numéro atomique.
N= nombre de neutrons
•
Le nombre de neutrons N dans un noyau vaut donc
N=A-Z
Le noyau d ’un atome de symbole chimique X est représenté par
A
Z
X
Application 1
• Compléter le tableau
Nom
Symbole
Zirconium
91
40
Hydrogène
1
1
Cobalt
59
27
Zr
H
Co
Nombre de
protons
Nombre de
neutrons
Nombre de
nucléons.
Application 1
• Correction
Nom
Symbole
Zirconium
91
40
Hydrogène
1
1
Cobalt
59
27
Zr
H
Co
Nombre de
protons
Nombre de
neutrons
Nombre de
nucléons.
40
51
91
1
0
1
27
32
59
II. Le noyau
3- Les isotopes
• Dans un échantillon de cuivre, tous les atomes de cuivre ne sont
pas identiques.
Ils ont tous le même nombre de protons, mais certains atomes ont
63 nucléons et d ’autres 65. Ces atomes sont dit isotopes.
65
Cu
29
63
29
Cu
Même Z
On appelle isotope des atomes qui ont le même numéro atomique Z,
mais des nombres de nucléons A différents.
Application 2
Le numéro atomique du fer est Z = 26 et son nombre de
neutrons varie de 28 à 30 .
• Ecrire sous la forme
isotopes) de cet élément.
A
Z
X tous les représentants (ou
Application 2
Le numéro atomique du fer est Z = 26 et son nombre de
neutrons varie de 28 à 30 .
A
• Ecrire sous la forme
X tous les représentants ( ou
Z
isotopes ) de cet élément.
54
26
Fe
55
26
56
Fe
26
Fe
Application 3
L'isotope le plus abondant du chlore s'écrit
L'autre isotope a un nombre de neutrons égal à 20.
• Ecrire le symbole de cet isotope.
35
Cl
17
.
Application 3
L'isotope le plus abondant du chlore s'écrit
L'autre isotope a un nombre de neutrons égal à 20.
• Ecrire le symbole de cet isotope
37
Cl
17
35 .
Cl
17
III- Les électrons
1- Qu’est ce qu’un électron?
• L’électron est une particule chargée d’électricité négative.
• Sa charge électrique est la plus petite charge possible qu’une
particule peut posséder. On parle de la charge élémentaire notée
e = 1,6.10-19 C (C pour coulomb : unité de la charge électrique).q
(charge d ’un électron) = - e
• La masse d’un électron est extrêmement petite :
me- = 9,1.10-31 kg
III- Les électrons
2- Nombre d’électrons.
Un atome est électriquement neutre. Donc le nombre de protons est
égal au nombre d ’électrons
Application 4
• Donnez le nombre d ’électrons présents dans chacun des atomes
suivants.
12
6
C
197
79
Au
63
29
27
Cu
13
Al
III- Les électrons
3 - Répartition en couches.
•
•
Les électrons se répartissent autour du noyau sur plusieurs couches.
Du centre vers l'extérieur:
– La couche K:
2 électrons au maximum.
– La couche L:
8 électrons au maximum.
– La couche M:
18 électrons au maximum.
III- Les électrons
3 - Répartition en couches.
•
•
Les électrons se répartissent autour du noyau sur plusieurs couches.
Du centre vers l'extérieur:
– La couche K:
2 électrons au maximum.
– La couche L:
8 électrons au maximum.
– La couche M:
18 électrons au maximum.
III- Les électrons
• Exemple :
Répartissons ensemble les électrons d ’un noyau de magnésium
24
12Mg
12 électrons
Plaçons d'abord 2 électrons
sur la couche K celle qui est
la plus près du noyau.
24
12
Mg : (K)2
Reste 10 électrons à placer.
Remplissons la couche
L de 8 électrons.
24
12
Mg : (K)2 (L)8
Reste 2 électrons à placer.
La couche M peut contenir
18 électrons mais il n'en
reste que 2 à placer.
(K)2 (L)8(M)2
Structure électronique d ’un atome de magnésium
24
12
Mg : (K)2 (L)8 (M)2
La couche interne est toujours la couche K
La couche externe est la dernière couche remplie
Application : Schéma de Lewis de certains atomes
IV. La structure électronique
Définition : la structure électronique est la
répartition des électrons sur les différentes couches
1- Structure électronique des gaz nobles ou rares
Activité 1 :
On rencontre dans l’atmosphère des gaz en atomes
isolés comme He et Ar mais jamais N ou O.
Quelle propriété commune ont les couches
électroniques externes des atomes que l’on rencontre
isolés ?
Conclusion :
Les gaz rares ont des structures électroniques avec
des couches externes saturées.
• Structure en duet : 2 électrons sur la couche externe (K).
• Structure en octet : 8 électrons sur la couche externe (L ou M).
2- Structure électronique des ions
Dans certains solides ioniques,
on rencontre des ions comme Na+ , Be2+, O2- et ClEn revanche, on ne rencontre jamais He-, Be+ et O2+
1- Ecrire la structure électronique de ces ions.
2- Comparez la couche externe des ions à celle des
gaz rares les plus proches puis conclure.
Un atome qui perd un ou des électron(s) sera
chargé positivement → CATION
• Un atome qui gagne un ou des électron(s) sera
chargé négativement → ANION
• L’ion peut être monoatomique ou polyatomique
Exemple d’ion monoatomique:
Cl‐, Ca2+, Mg2+…
Exemple d’ion polyatomique:
HCO3‐, SO42‐…
3- Structure électronique des molécules
Dans une molécule, chaque atome a une structure
en octet ou en duet.
EX : H2
H. . H
Remarque : une molécule peut contenir un anion et un
cation, elle porte le nom de zwitterion.
Applications :
Schéma de Lewis des molécules HCl, O2, N2
Conclusion :
● A l’exception des gaz nobles, les éléments n’existent pas
naturellement sous formes d’atomes isolés.
● Les atomes se transforment pour obtenir une stabilité
similaire à celle des gaz nobles , avec une couche externe en
duet ou en octet.
● Les atomes se transforment en captant ou en cédant des
électrons. Il se forme alors des ions positifs ou négatifs.
● Les atomes peuvent aussi se transformer en se liant à d’autres
atomes pour former des molécules.
4- La valence
C’est le nombre d’électrons célibataires sur la couche externe.
Ce qui revient à dire que la valence est le nombre de liaisons simples que
peut former un atome avec d’autre atomes voisins.
Exemple : Pour le magnésium c’est « 2 »
Remarque : il est possible de retrouver la valence en consultant le tableau
périodique. Le numéro de la colonne vous informera.
V- Les différents types de liaisons
Il existe 3 types de liaisons:
– La liaison ionique
– La liaison covalente
– La force de Van der Waals
Liaison ionique:
– La liaison est établie entre 2 atomes qui possèdent
une différence d’électronégativité élevée.
– Cette différence est tellement importante que l’atome
le plus électronégatif va « arracher » un électron à un
autre atome.
– Cette liaison est donc très polarisée, elle résulte du don
d’un ou plusieurs électron(s) d’un atome à l’autre.
Liaison covalente :
– C’est la liaison la plus solide.
– Liaison mettant en commun équitablement des
électrons de 2 atomes afin de compléter leurs couches
périphériques.
• Liaison simple: chaque atome apporte 1 électron
• Liaison double: chaque atome apporte 2 électrons
• Liaison triple: chaque atome apporte 3 électrons
– Formation d’un ou plusieurs doublet(s) d’électrons
liant les 2 atomes.
Force De Van der Waals:
– C’est la liaison la plus faible, d’où son nom de
« force ».
– C’est une interaction électrique de faible intensité
entre 2 atomes.
– Elles peuvent être très nombreuses au sein d’une
même molécule, d’où son rôle prédominant.
VI- La polarité dans une molécule
• Chaque atome est entouré d’un nombre défini d’électrons.
• Ce « manteau » influe sur l’électronégativité de l’atome.
• L’électronégativité est la capacité d’un atome
à attirer les électrons des autres atomes voisins.
• Les atomes les plus polaires sont l’oxygène, l’azote, le fluor,
le soufre…
• Une liaison covalente ne sera donc pas symétrique si les
atomes qu’ils l’entourent ont une électronégativité différente.
Exemple de la molécule d’eau
d●●
d+
d-
d+
La molécule d’eau est une molécule polaire.
Ceci lui permet de former des liaisons hydrogènes.
• Une molécule hydrophile attire l’eau, elle est typiquement
polaire, ce qui lui permet de créer des liaisons
hydrogène avec l’eau ou les solvants polaires.
• Au contraire, une molécule hydrophobe
repousse ou est repoussée par l’eau. Elle ne possède
pas la capacité de former des liaisons hydrogène avec
l’eau ou les solvants polaires. Elle est appelé apolaire.
Remarque : une molécule hydrophobe pourra être
soluble dans les solvants organiques (acétone…)
Une molécule amphiphile possède les deux propriétés
hydrophile et hydrophobe.
Elle possède au moins une fonction alcool, amine ou
cétone qui lui donne la partie polaire. Et une partie
apolaire.
VII- Comment représenter une molécule ?
1- Formule brute : indique le symbole des atomes
composant la molécule et leur nombre.
Ex: H2 O, O2
2- Formule développée : indique l’agencement des atomes et
permet de visualiser toutes les liaisons covalentes.
Ex : H – O – H
3- Formule semi-développée : une forme simplifiée de la formule
développée. Les atomes d’hydrogène liés au même atome sont
regroupés et leur nombre est indiqué en indice. De ce fait les
liaisons carbone-hydrogène sont supprimées.
Ex : CH3 – CH3
4- Formule topologique : une forme
très simple qui ne représente plus les
carbones ni les hydrogènes liés à des
carbones.
2/ Remplir le tableau :
Nom du corps
Formule
brute
Composition
en atomes
H 2O
Dioxygène
2 atomes d'oxygène
1 atome de carbone
H2
N2
1 atome de carbone
4 atomes d'hydrogène
Formule
développée
Modèles
moléculaire
compacts
Formule
chimique
Composition en
atomes
H2O
1 atome d'oxygène
2 atomes
d’hydrogène
O2
2 atomes d’oxygène
Dioxygène
CO2
2 atomes d'oxygène
1 atome de carbone
Dioxyde de
carbone
H2
2 atomes
d’hydrogène
Dihydrogène
Nom du corps
éclatés
N2
2 atomes d’azote
CH4
1 atome de carbone
4 atome
d’hydrogène
Eau
Diazote
Méthane
Application:
Formule brute
Formule développée
Nom
H H H H
H - C -C- C - C - H
C4H10
Butane
H H H H
H
H
H
H- C – C – C - H
Méthylpropane
H H -C-H H
H
H H
H- C – C – O- H
C 2H 6O
H
H
H
H
H- C – O - C - H
H
Ethanol
H
Méthoxyméthane
VIII- Les fonctions organiques
Les molécules organiques les plus simples sont les
hydrocarbures, c'est-à-dire des molécules composées
uniquement d'hydrogène (H) et de carbone (C). On
distingue les différentes familles en fonction de la
structure des molécules. Elles peuvent posséder des
liaisons simples, doubles ou triples, être linéaires ou
cycliques. D’autres molécules organiques peuvent
posséder des atomes oxygène ou azote.
1- Les alcanes
Avant qu'on ne les appelle les alcanes, cette famille de produits
organiques était appelée paraffine (para : sans, affinis :
affinité) : les molécules sans affinité, qui ne réagissent pas. On
les destinait donc à l'utilisation combustible, ce que l'on fait
toujours. Il existe néanmoins des réactions concernant les
alcanes : des réactions de substitution.
- La formule brute : CnH2n +2
-Nomenclature : le nom est formé d’un radical (préfixe)
indiquant le nombre d’atomes suivi du suffixe « ane »
Nom
Formule
brute
Nom
Formule
brute
Méthane
CH4
Undécane
C11H24
Ethane
C2H6
Dodécane
C12H26
Propane
C3H8
Eicosane
C20H42
Butane
C4H10
Heneicosane
C21H44
Pentane
C5H12
Docosane
C22H46
Hexane
C6H14
Tricosane
C23H48
Heptane
C7H16
Triacontane
C30H62
Octane
C8H18
Pentatriaconta
ne
C35H72
Nonane
C9H20
Pentacontane
C50H52
Décane
C10H22
Application :
1- Quelle est la formule brute du pentane ?
C5H12
2- Quelles sont les formules développées possibles ?
3- Quelles sont les formules semi-développées ?
4- Quelle est la formule topologique ?
5- Quel est le nom des isomères ?
Formule semi-développée
Nomenclature
systématique
CH3-CH(CH3)-CH2-CH3
2-méthylbutane
CH3-C(CH3)2-CH3
2,2-diméthylpropane
2- Les alcènes
Les alcènes sont des hydrocarbures possédant
une double liaison entre deux carbones (C=C).
- La formule brute : CnH2n
- Nomenclature : le nom est formé d’un radical (préfixe)
indiquant le nombre d’atomes suivi du suffixe « ène »
Application :
1- Quelle est la formule brute du propène ? C3H6
2- Quelle est la formule développée ?
3- Quelle est la formule semi-développée ?
4- Quelle est la formule topologique ?
3- Les alcynes
Les alcynes sont des hydrocarbures insaturés comportant une triple
liaison. Les alcynes sont très réactifs, ils entrent dans des réactions
d'addition, de substitution, d'hydratation ou de polymérisation.
- La formule brute : CnH2n -2
- Nomenclature : le nom est formé d’un radical (préfixe)
indiquant le nombre d’atomes suivi du suffixe « yne »
4-Les alcools
C’est des molécules organiques renfermant le
groupement hydroxyl OH
Nomenclature :
On remplace le -e final du nom de l’alcane
correspondant par le suffixe – ol
Exemple :
Ethanol
5-Les aldéhydes et cétones
C’est des molécules organiques renfermant la fonction
Cétone
Aldéhyde
6- Les acides carboxyliques
C’est des molécules organiques renfermant la fonction
7- Les esters
C’est des molécules organiques renfermant la fonction
Préparation :
La famille des esters regroupe les molécules résultant de la
condensation d'un un acide carboxylique (R-CO-OH) et d'un
alcool (R'-OH), accompagnée de la perte d'une molécule d'eau
(H2O). Cette réaction porte le nom d’estérification.
8- Les amines
Les amines sont une famille de molécules organiques
dérivées de l'ammoniac par substitution d'un ou plusieurs
atomes d'hydrogène d'un radical organique R
Ammoniac
Amine primaire
9- Les amides
C’est des molécules organiques renfermant la fonction
On distingue les amides primaires -CO-NH2, les amides
secondaires -CO-NHR, et les amides tertiaires -CO-NRR'.
La liaison amide -CO-NH- est appelée liaison peptidique. Elle
est présente en particulier dans les protéines.
Préparation :
On peut les obtenir par
réaction d’une amine sur
un acide carboxylique.
10- Les composés aromatiques
La famille des molécules aromatiques est basée sur le
benzène, une structure cyclique à électrons délocalisés.
Exemples:
Benzène
Anthracène