chimie - Ecole sur le Web

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CHIMIE
1 L'ATOME
1.1. Définition et dimensions.
Toute substance, vivante ou inerte, est constituée de particules extrêmement petites appelées atomes. Comme
leur nom l’indique les atomes sont des particules insécables (du mot tome qui veut dire coupe, donc atome qui
veut dire impossible de couper). Les atomes ont été représentés pour la première fois en 1803 par Dalton comme
des sphères minuscules dont le rayon est de l'ordre de 10-10 m ce qui présente un dix millionième de millimètre.
1.2. Structure de l'atome.
Tous les atomes sont constitués d'une partie centrale, le noyau et d'une partie périphérique, le nuage
électronique.
1.2.1. Le noyau est composé de nucléons, les protons et les neutrons
Le noyau d'un atome peut aussi être représenté par une petite boule mais dont le rayon est cent mille fois plus
petit que le rayon de l'atome (de l'ordre de 10-15 m). Le noyau est formé de particules que l'on appelle des
nucléons. Il existe deux sortes de nucléons : les protons et les neutrons.
Les protons sont chargés positivement alors que les neutrons comme leur nom l'indique ne sont pas chargés
(tableau 1). La charge d'un proton est égale à la charge élémentaire e = 1,602x10-19C. C'est la plus petite charge
qui puisse exister et s'exprime comme toutes les charges électriques en Coulomb dont le symbole est C.
Protons et neutrons ont des masses à peu près égales à 1,673x10-27kg.
1.2.2. Le nuage électronique.
Le nuage électronique est la partie périphérique de l'atome, formée de particules chargées
négativement et de masse négligeable que l'on appelle des électrons. La charge d'un électron est aussi égale à la
charge élémentaire mais avec un signe négatif donc égale à -1,602x10-19C. La masse d'un électron est de
9,109X10-31kg , environ 1836 fois plus petite que celle d'un nucléon. On peut donc considérer que toute la masse
d'un atome est concentrée dans son noyau et que le reste de la "boule" est vide. On parle alors de la structure
lacunaire de l'atome. Par ailleurs, la densité du noyau est telle que la masse d'un groupe de noyaux de la grosseur
d'un pois serait de 250 millions de tonnes !
Nous verrons ultérieurement que les propriétés chimiques d'un atome dépendent surtout de ses électrons.
1.3. Numéro atomique, nombre de masse, électroneutralité des atomes.
Il faut en outre se poser une question très importante : Si tous les atomes sont composés des mêmes particules,
comment peut-on expliquer que les propriétés chimiques de différents atomes soient différentes ? La réponse à
cette question réside dans le nombre et l'agencement des électrons. Les électrons occupant la majorité du volume
de l'atome, c'est à leur niveau que les atomes s'interpénètrent quand ils se combinent pour former des composés.
C'est donc le nombre d'électrons que possède un atome donné et la façon selon la quelle ils sont répartis autour
du noyau qui détermine sa capacité de réagir avec d'autres atomes. Il en résulte que les atomes d'éléments
différents, qui possèdent des nombres différents de protons et d'électrons, sont dotés de propriétés chimiques
différentes.
Chaque atome contient un nombre défini de protons, de neutrons et d'électrons. On appelle nombre de charge
ou numéro atomique et on note Z, le nombre de protons qu'un atome contient. Tous les atomes contiennent
autant de protons que d'électrons. En connaissant alors le numéro atomique d'un atome, on connaît non seulement
le nombre des ses protons mais aussi le nombre de ses électrons. La conséquence de cette égalité est que tous les
atomes sont électriquement neutres.
Le nombre de masse ou nombre de nucléons est noté A et représente à la fois le nombre de protons et de
neutrons qui sont contenus dans le noyau de l'atome.
Le nombre de neutrons contenus dans un atome est alors A-Z.
Le noyau d'un atome peut être représenté par

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c
nombre de masse A
X symbole du noyau
nombre de charge Z
X est le symbole du nucleïde ou de l’élément chimique, Z est le numéro atomique ou nombre de charge et se met
en bas à gauche du symbole de l’élément, A le nombre de masse qui se met en haut à gauche du symbole de
l’élément.
1.4. L'élément chimique.
Tous les noyaux qui comportent le même nombre de protons ( même numéro atomique Z ) forment un nucléïde.
On a ainsi 103 noyaux différents. Tous les atomes qui contiennent des noyaux avec le même nombre de protons
s’appellent font partie du même élément chimique et par conséquent on peut dénombrer aussi 103 éléments
chimiques différents.
On appelle élément chimique l’ensemble
Le numéro atomique est en quelque .sorte la carte d'identité d'un élément chimique. Le noyau dont le numéro
atomique est 1 est un noyau d'hydrogène, celui dont le numéro atomique est 8 est l'oxygène et ainsi de suite.
Chaque élément chimique est représente par une lettre majuscule (l'initiale de son nom Français ou Latin) ou
deux lettres la première majuscule et la deuxième minuscule.
H pour hydrogène
O pour oxygène
C pour carbone
Cl pour chlore (pour le différencier du carbone)
N pour azote (de son nom latin nitrogenium)
Na pour sodium (de son nom latin sodium).
Exemple :
Al
27
13
Il s'agit de l'élément aluminium, dont le numéro atomique est 13 et le nombre de masse est de 27. Son noyau
contient donc 13 protons et 27 nucléons suite à la définition de Z et de A. Tous les noyaux contenant 13 protons
forment l'élément aluminium.
Connaissant le nombre de protons on peut dire que l'atome de l'aluminium contient aussi 13 électrons car par
définition un atome est électriquement neutre.
Enfin en faisant la différence A-Z on trouve le nombre de neutrons 14.
35
De la même manière si on donne : Cl
17
on peut en déduire qu'il s'agit de l'élément chlore et que chaque noyau de chlore contient 17 protons, 18 neutrons
(35 nucléons) et qu'un atome de chlore contient 17 électrons.
1.5. Les ions.
Les atomes peuvent en gagnant ou en perdant des électrons se transformer en particules chargées (négativement
ou positivement) appelées ions. Le gain ou la perte d'un ou plusieurs électrons ne modifie pas le noyau de l'atome
mais seulement son nuage électronique.

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Les atomes qui gagnent des électrons se chargent négativement et s'appellent des anions, ceux qui en perdent se
chargent positivement et s'appellent des cations.
Lorsque l'atome de Chlore gagne un électron il devient anion
Cl + e- Cl-
La charge globale d'un ion de chlore est égale à une charge élémentaire négative qui est la charge d'un électron.
En effet on vient de voir qu'un atome de chlore contient 17 protons et 17 électrons et par conséquent il est neutre
car la charge de 17 protons est 17x1,602x10-19C et celle de 17 électrons est de -17x1,602x10-19C, la somme de
deux faisant 0.
Lorsque l'atome de chlore gagne un électron il devient ion chlore car il possède 17 protons et 18 électrons donc
sa charge globale est celle d'un électron égale à 1,602x10-19C.
Un atome de sodium qui perd un électron devient cation
Na Na+ + e-
L'atome de sodium contient 11 protons et 11 électrons ; s'il perd un électron il possède 11 protons toujours et 10
électrons, donc la charge globale de l'ion sodium est positive et égale à celle d'un proton, 1,602x10-19C.
Tous les ions ne sont pas composés d'un seul atome (ions monoatomiques) mais il en existe qui sont composés de
deux ou plusieurs atomes (ions polyatomiques).
Les ions polyatomiques sont des particules chargées négativement (anions) ou positivement (cations), composées
de plusieurs atomes.
Exemples : SO42- est une particule chargée négativement donc un anion dont la charge globale est égale à deux
fois la charge élementaire négative (celle d'un électron). Cet ion est composé de 5 atomes au total, un atome de
soufre (S) et 4 atomes d'oxygène (O).
NO3- est aussi un anion polyatomique de charge globale égale à une charge élementaire négative (celle d'un
électron) et de 4 atomes au total : un atome d'azote et 3 atomes d'oxygène.
NH4+ est un cation polyatomique de charge globale égale à une charge élémentaire positive (celle d'un proton) et
composé de 5 atomes au total : 1 atome d'azote et 4 atomes d'oxygène.
1.6. Les isotopes.
Nous avons vu que toutes les particules (atomes ou ions) contenant le même nombre de protons, autrement dit
ayant le même numéro atomique, font partie du même élément chimique.
Ainsi l'atome d'hydrogène H, ou l'ion hydrogène H+ font partie de l'élément hydrogène.
Si toutes ces particules ont le même nombre de protons elles n'ont pas obligatoirement le même nombre de
nucléons : de telles particules, on les appellent des isotopes.
11H, 12H, 13H sont des isotopes. Il s'agit des atomes du même élément de numéro atomique 1 (c'est
l'hydrogène), mais dont le nombre de masse est différent (1, 2 ou 3). Ces atomes contiennent le même nombre de
protons mais un nombre de nucléons différent, donc ce sont des isotopes. L'isotope 12H s'appelle deutérium et on
le symbolise par D, l'isotope 13H s'appelle tritium et on le symbolise par T. L'eau formée avec des isotopes D ou
T s'appelle eau lourde (D2O) ou tritiée (T2O) respectivement.
De même 612C, 613C, 614C sont des isotopes du carbone. Il s'agit des atomes de carbone (numéro atomique 6),
ayant un nombre de masse différent (12, 13 ou 14).
Les isotopes ne sont pas forcement des atomes. On peut avoir des atomes et des ions ou que des ions :
par exemple 2965Cu et 2963Cu2+ sont aussi des isotopes de cuivre. En effet il s'agit d'un atome et d'un ion du
même élément, le cuivre de numéro atomique 29 mais dont le nombre de masse est différent (63 et 65).
Parmi les isotopes d'un élément il y a certains qui sont très prépondérants, d'autres prépondérants, d'autres moins
et enfin d'autres à l'état de traces (voir tableau )

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On appelle alors isotopes des atomes ou des ions qui ont le même numéro atomique Z (même nombre de protons)
mais un nombre de masse A différent ( un nombre de nucléons différent). Par définition les isotopes
appartiennent au même élément.
La plupart des noyaux sont stables. Certains noyaux naturels et tous les noyaux artificiels sont instables. Ils se
décomposent spontanément en émettant des particules ou des rayonnements : on dit que ces noyaux sont
radioactifs. Le noyau de 11H est stable alors que celui du 12H tend à se désintégrer spontanément : c'est un
noyau radioactif.
1.7. La configuration électronique d'un atome.
1.7.1. Une structure électronique en couches.
Parmi les constituants d'un atome ceux qui interviennent dans les réactions chimiques et donc concernent
directement la chimie, sont les électrons. Il est donc important en chimie de connaître non seulement le nombre
d'électrons d'un atome mais aussi et surtout la répartition de ces électrons au sein de l'atome en question.
Le cortège ou nuage électronique d'un atome de numéro atomique Z est formé de Z électrons qui sont liés au
noyau par des forces électrostatiques attractives qui s'établissent entre les électrons chargés négativement et le
noyau chargé positivement. Pour les extraire de l'atome il faut fournir de l'énergie. L'expérience montre que
certains électrons sont plus facile à extraire que d'autres.
Pour expliquer ce phénomène, nous admettons que les électrons sont répartis sur des couches, appelées couches
électroniques. Les électrons d'une même couche nécessitent la même énergie d'extraction et c'est la raison pour
laquelle les couches électroniques sont appelées aussi des niveaux d'énergie. Chaque couche est caractérisée par
un nombre entier positif n, dit nombre quantique. La première couche la plus proche du noyau s'appelle K et a
pour nombre quantique n=1, la deuxième couche s'appelle L et a pour nombre quantique n=2 et ainsi de suite (
voir tableau )
nombre quantique n désignation de la couche électronique
1 K
2 L
3 M
4 N
5 O
Les électrons sont d'autant plus liés au noyau que la couche à laquelle ils appartiennent a un nombre quantique
plus petit. Ceci veut dire que l'énergie nécessaire pour extraire un électron d'une couche profonde est supérieure à
celle qui permet d'extraire un électron périphérique.
1.7.2. La répartition des électrons sur les couches électroniques.
La répartition des électrons dans les diverses couches obéit à deux règles : le principe de Pauli qui concerne le
nombre maximum d'électrons qu'une couche peut admettre et le principe de construction qui concerne la priorité
de remplissage des couches.
a) Principe de Pauli : chaque couche ne peut contenir qu'un nombre limité d'électrons ; le nombre maximal
d'électrons contenus dans une couche de nombre quantique n est 2n2.
La couche K de nombre quantique n=1 peut contenir jusqu'à 2x12=2 électrons
la couche L de nombre quantique n=2 peut contenir jusqu'à 2x22=8 électrons
la couche M de nombre quantique n=3 peut contenir jusqu'à 1x32=18 électrons ............ et ainsi de suite.
Dans toute la suite de l'ouvrage on va considérer pour simplifier que la couche K peur contenir jusqu'à 2
électrons et toutes les autres (L, M,........etc) jusqu'à 8 électrons.
La configuration électronique d'un atome ou d'un ion consiste à représenter la formule électronique de l'atome ou
de l'ion. On écrit entre parenthèse désignant la couche électronique et on met en exposant en haut et à droite le
nombre d'électrons contenus dans cette couche.
Exemple : Etablir la configuration électronique du carbone 612C.
Il s'agit de l'atome de carbone dont le numéro atomique Z est égal à 6. Cet atome contient 6 protons et comme par
définition un atome est neutre contient aussi 6 électrons.

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La couche K de l'atome contient jusqu'à 2 électrons
la couche L de l'atome contient jusqu'à 8 électrons.
On remplit d'abord la couche K avec 2 électrons et les 4 électrons qui restent parmi les 6 se trouvent sur la
couche d'après, la couche L (qui peut en contenir jusqu'à 8).
La formule électronique de l'atome de carbone est : (K)2(L)4.
Exemple : Etablir la configuration électronique du chlore 1735Cl
Il s'agit de l'atome de chlore dont le numéro atomique Z est égal à 17. Cet atome contient 17 protons et comme
par définition un atome est neutre contient aussi 17 électrons.
La couche K de l'atome contient jusqu'à 2 électrons
la couche L de l'atome contient jusqu'à 8 électrons
la couche M de l'atome contient jusqu'à 18 électrons.
On remplit d'abord la couche K avec 2 électrons, ensuite la couche L avec 8 électrons et les 7 électrons qui nous
restent se trouveront sur la couche M ( que peut en contenir jusqu'à 18).
La formule électronique de l'atome de chore est : (K)2(L)6(M)7.
Exemple : Etablir la configuration électronique de l'ion fluor 919F-.
Il s'agit de l'élément fluor dont le numéro atomique Z est égal à 9. L'atome de fluor contient un nombre égal
d'électrons mais ici il s'agit de l'ion fluor qui est un anion dont la charge globale est égale à la charge élémentaire
négative c'est-à-dire celle d'un électron. L'ion fluor provient d'un atome de fluor qui a gagné un électron. Cela
veut dire que l'ion fluor contient 10 électrons.
La couche K de l'ion fluor contient jusqu'à 2 électrons, la couche L jusqu'à 8 électrons. On remplit d'abord la
couche K avec 2 électrons et ensuite la couche L avec 8 électrons.
La formule électronique de l'ion fluor est (K)2(L)8 soit un total de 10 électrons.
Exemple : Etablir la configuration électronique de l'ion potassium 1939K+.
Il s'agit de l'élément potassium dont le numéro atomique Z est égal à 19. L'atome de potassium contient un
nombre égal d'électrons mais ici il s'agit de l'ion potassium qui est un cation dont la charge globale est égale à la
charge élémentaire positive. L'ion potassium provient de l'atome de potassium qui a perdu un électron. Par
conséquent l'ion potassium contient 18 électrons.
La couche K de l'ion potassium contient 2 électrons, la couche L 8 électrons et la couche M 10 électrons, soit un
total de 18 électrons.
La formule électronique de l'ion potassium est (K)2(L)8(M)10.
1.7.3. La représentation de Lewis des atomes et des ions.
Nous avons dit précédemment que les réactions chimiques sont dues à des échanges et ou des mouvements
d'électrons et que les nucléons n'y intervenaient jamais. Pour être plus précis on peut dire que parmi tous les
électrons d'un atome ou d'un ion seuls les électrons de la couche la plus externe sont responsables de la réactivité
des substances. C'est pour cette raison que Lewis a proposé de représenter les atomes et les ions par leur symbole
et par seulement les électrons de leur couche externe.
Ces derniers peuvent exister sous forme d'électrons célibataires ou sous forme de doublets. Chaque électron
célibataire est représenté par Lewis par un point et chaque doublet d'électrons par un tiret. Pour trouver combien
d'électrons sont célibataires et combien sous forme de doublets il suffit d'introduire la notion de la case
quantique. En effet chaque couche électronique contient une ou plusieurs sous-couches ou cases quantiques (voir
figure ).
La couche K en contient une, la couche L quatre, la couche M quatre .........etc.
Chaque case peut contenir au maximum 2 électrons.
On commence le remplissage par les cases des couches de plus basse énergie. On remplit d'abord la case K,
ensuite les cases de la couche L, ensuite les cases de la couche M etc. Pour les cases de la même couche il est
important de remplir d'abord toutes les cases avec un seul électron avant d'y ajouter le deuxième.
Exemple. Représenter l'atome de l'azote 714N selon Lewis.