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WAR MATH / / CHIMIE / Classification périodique /niveau VI et V . / Page 1 sur 5
DOC. : Professeur ; Formateur
DOC : Formation Individualisée
DOC : Elève.
DOSSIER N°
Matière :
Information « TRAVAUX »
Cliquer sur le mot !.
INFORMATIONS PEDAGOGIQUES :
NIVEAU :
Formation Niveau V (inclus le CAP et
CFA)
OBJECTIFS :
- Savoir
I ) Pré requis:
II ) ENVIRONNEMENT du dossier :
Index
Dossier précédent :
Dossier suivant :
Info :
III ) LECON n° : ATOMES- CLASSIFICATION PERIODIQUE-IONS
Chapitres :
Représentation d'un atome.
Classification périodique.
ION
Notation des ions
Molécules
IV) INFORMATIONS « formation leçon » :
Test
COURS
Travaux auto - formation.
Corrigé des travaux auto -
formation.
Contrôle
évaluation
INTERDISCIPLINARITE
Corrigé
Contrôle
Corrigé
évaluation
V ) DEVOIRS ( écrits):
Devoir diagnostique  tests.
Devoir Auto - formatif (intégré au cours)
Devoir Formatif « Contrôle : savoir » ; (remédiation)
Devoir Formatif « Evaluation savoir faire » (remédiation)
Devoir sommatif.
Devoir certificatif : (remédiation)
* remédiation : ces documents peuvent être réutilisés ( tout ou partie) pour conclure une formation .

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Leçon
Titre
N°
ATOMES -CLASSIFICATION PERIODIQUE -IONS
CHAPITRES
COURS
Représentation d'un atome.
Les atomes se représentent de façon élémentaire par le modèle de BOHR.
Les électrons sont répartis autour du noyau de l'atome sur des cercles concentriques
appelés "couches électroniques"
Ces couches électroniques correspondent à des niveaux d'énergie.
Elles sont notées K ; L ; M ; N ….. et peuvent comporter respectivement 2 ; 8 ; 18 ; 32
,….. Électrons au maximum. ( les couches M , N … possèdent des sous couches de 8 électrons)
La dernière couche occupée est appelée "couche externe" et quelque soit le nombre
maximum d'électrons qu'elle peut contenir, elle n'en possède jamais plus de 8.
Les propriétés chimiques des atomes d'un élément sont déterminées par leur structure
électronique externe. (C'est à dire par le nombre d'électrons de la couche externe)
Exemple: de représentation:
Représentationvoir modèle)
Structure électronique:
Oxygène
K² ; L6
Aluminium
K² ; L8, M3
Lithium
K², L1
La classification périodique (voir doc. .tableau)
La connaissance de la structure électronique des atomes des différents éléments
permet de comprendre le principe de classification,connue sous le nom de classification
périodique des éléments et proposée par le chimiste russe Mendeleïev.
 Les éléments sont classés par numéro atomique "Z" croissant.
Chaque ligne du tableau est appelée : période".
Une nouvelle période est utilisée à chaque fois que le remplissage électronique fait
intervenir une nouvelle couche.
Les éléments dont les atomes ont le même nombre d'électrons sur leur couche externe
sont disposés dans une même colonne ; ils possède des propriétés chimiques voisines
et constituent "une famille".

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IONS
Au cours de réactions chimiques, les atomes essaient :
-soit de perdre le (ou les) électron(s) isolé(s) de leur couche externe.
- soit de compléter leur couche externe ( à 8 électrons)
Pour cela , ils peuvent perdre ou gagner des électrons et se transformer en "ions" .
Exemple:
Soit l'atome de sodium.
Soit l'atome de chlore
Lorsque l'atome de sodium perd un
électron, il change de nature.
-il devient électriquement positif
-il est appelé "ion sodium"
- son symbole est Na+
Lorsque l'atome de chlore gagne un
électron, il change de nature:
- il devient électriquement négatif
- c'est l'ion chlorure.
- Son symbole est "cl- "
Les ions positifs sont appelés : cations
Les ions négatifs sont appelés "anions"
Notation des ions.
On précise la charge de l'ion en indiquant en haut à droite le nombre de charge
élémentaires "e" qu'il porte.
Exemple :
L'atome de magnésium, au cours de certaines réactions chimiques , perd deux
électrons et donne naissance à un cation portant une charge égale à +2 e.
Cet ion sera noté : Mg2+
Autres exemples :
Cations :
- ion argent Ag+ (1 charge positive)
- ion potassium K+ (1 charge positive)
- ion cuivre (II) Cu2+ (2 charges positives)
- ion aluminium Al+3 (3 charges positives)
Anions:
- ion oxyde O2- (1 charge négative)
- ion fluore F- (1 charge négative)
- ion iodure I- (1 charge négative)

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Molécules
 Les atomes restent rarement isolés : ils sont en général associés les uns aux autres
pour former des molécules.
Grâce à ces associations, les atomes acquièrent une structure électronique plus stable (
en saturant leur couche électronique externe).
Exemple1 :
Deux atomes d'hydrogène mettent en
commun leur électron pour former une
molécule de dihydrogène.( H2 )
Molécule de dihydrogène.
Exemple 2
Deux atomes d'oxygène mettent en
commun deux électrons pour former une
molécule de dioxygène (O2)
Atome d'oxygène:
Molécule de dioxygène.
Exemple 3:
Un atome de chlore et un
atome d'hydrogène mettent
en commun un électron
pour former une molécule
de chlorure d'hydrogène
(HCl).
Atome d'hydrogène:
Atome de chlore:
Molécule de chlorure
d'hydrogène.
Exemple 4:
Deux atomes d'hydrogène
et un atome d'oxygène
mettent en commun des
électrons pour former une
molécule d'eau ( H2O):
Atome d'hydrogène
Atome d'oxygène
Molécule d'eau.

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Leçon
Titre
N°
TRAVAUX d ’ AUTO - FORMATION sur S
TRAVAUX N° d ’ AUTO - FORMATION : CONTROLE
TRAVAUX N° d ‘ AUTO - FORMATION EVALUATION