Les atomes

Fiche de révision de chimie
Les atomes
I les atomes.
 Symbole d’un noyau : ZAX
 Un noyau est constitué de Z protons et de A-Z neutrons, au total il contient A nucléons.
 L’atome est entouré d’un nuage de Z électrons.
 Le nombre de protons, Z, définit le numéro atomique, donc l’élément chimique auquel
appartient l’atome.
 Deux isotopes ont même numéro atomique Z et des nombres de masse A différents.
II Le nuage électronique.
 Les électrons sont répartis sur des couches et des sous-couches électroniques.
 Une répartition des électrons sur les différentes couches et sous- couches correspond à un
niveau d’énergie.
 Sous-couches :
nom
Nombre d’électrons maximum
Cases quantiques.
s
2
p
6
d
10
f
14
 Une case quantique peut contenir 2 électrons de spin différents : ↑ et ↓
 Règle de Klechkowski.
 Le remplissage des sous couches s’effectue dans l’ordre des colonnes, on ne passe à la colonne
suivante que si l’on n’a plus de sous couche disponible dans une colonne.
 Règle de Hund : Les électrons d’une même sous-couche occupent d’abord les orbitales vides
avec le même spin avant de s’apparier.
 Exemple : 8O il a donc 8 électrons : 1s2 2s2 2p4  
III Le tableau périodique et définitions :
 Chaque période correspond au remplissage d’une nouvelle couche électronique.
 Les colonnes correspondent aux familles des éléments chimiques. Dans une famille tous les
éléments ont le même nombre d’électrons sur leur couche externe (d’où une similitude de leurs
propriétés chimiques)
 L’électronégativité est la tendance qu’a un atome d’un élément, engagé dans une liaison avec
un atome d’un autre élément, à attirer à lui le doublet d’électrons de liaison.
 L’énergie d’ionisation: C’est l’énergie qu’il faut fournir à un atome isolé, pris à l’état gazeux,
pour lui arracher un électron.
Exercice Type : 10 p 18.
Couche
1
1s
2
2s
2p
3
3s
3p
3d
4
4s
4p
4d
4f
5
5s
5p
5d
5f
6
6s
6p
6d
7
7s
7p

Fiche de révision de chimie
La liaison chimique
I Modèle de Lewis.
De l’atome :
 Il dérive de la structure électronique de l’atome.
 Sa couche externe est représentée à l’aide de points (électrons célibataires) et de tirets (doublets
électroniques) autour de son symbole.
 La valence d’un atome correspond au nombre d’électrons célibataires de sa couche externe. C’est le
nombre de liaisons qu’il peut former.
D’une molécule :
 Liaison covalente : Il s’agit de la mise en commun de deux électrons célibataires externes, par deux
atomes différents, afin de créer un doublet liant.
 Liaison de coordination : Un atome fournit un doublet (il est le donneur) à un autre atome qui le
reçoit dans une case quantique vide (il est l’accepteur).
 Attention ! La valence de certains atomes ne correspond pas à celle prévue par le modèle de Lewis à
l’état fondamental. Ex : carbone tétravalent (également P et Al).
II Théorie VSEPR.
 Elle s’applique aux molécules de type AXnEp. (n : liaisons. p : Doublets non liants de l’atome central.)
 Les paires électroniques se repoussent entre elles. Les doublets non liants et les liaisons multiples
repoussent plus, d’où des angles inférieurs dans les molécules « AXnEp ».
 Formes des molécules suivant les types : (Les types en AXnEp se déduisent de ceux en AXn.)
Une molécule de type AX2 est linéaire.
III Liaisons intermoléculaires.
 Il s’agit des liaisons entre molécules, qui assurent la cohésion des liquides ou des solides.
 Elles sont environ 100 fois plus faibles que les liaisons intramoléculaires.
 Ces liaisons électrostatiques, dues à la polarisation des molécules, sont appelées liaisons de Van der
walls.
Les liaisons hydrogènes, impliquant un atome d’hydrogène, sont notablement plus fortes que les
interactions de Van der waals « classiques ». Exercice Type : 16 p 27.

Fiche de révision de chimie
La conductimétrie
I Conductance et conductivité.
 La conductance d’une solution est l’inverse de sa résistance, elle se mesure en siemens, S.
 La conductivité d’une solution, , ne dépend que des ions et de la température. Elle se
mesure en S.m-1.
Formules :
 G = 1/R
 G = k.  avec k = S/l
 k est la constante de cellule. k est exprimé en m.
  = Σ i.Ci
Exemple pour (Na+ + Cl-).  = Na+.CNa+ + Cl-.CCl-
 Les concentrations sont exprimées en mol.m-3. 
 1 mol.L-1 = 1000 mol.m-3
 i est la conductivité molaire de l’ion « i » (S.m².mol-1)
II Dosages conductimétriques.
a- Dosage d’une acide fort par une base forte.
Bécher : (H3O+ + Cl-) burette (Na+ + OH-) Dosage : H3O+ + OH- = 2 H2O
Partie (1) : D’après l’équation de réaction on fait disparaitre les ions H3O+ qui étaient
en solution, cependant on apporte des ions Na+ en solution. Comme  H3O+ >>  Na+ la
conductivité de la solution chute.
Partie (2) : On a dépassé l’équivalence, donc il n’y a plus réaction. On apporte donc
directement en solution des ions OH- et Na+ donc la conductivité augmente.
b- Dosage d’un acide faible par une base forte.
Bécher : CH3COOH burette (Na+ + OH-) Dosage : CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O
Partie (1) : D’après l’équation de réaction on fait apparaitre des ions CH3COO- et on
apporte des ions Na+ en solution donc la conductivité augmente.
Partie (2) : On a dépassé l’équivalence, donc il n’y a plus réaction. On apporte donc
directement en solution des ions OH- et Na+ donc la conductivité augmente. Comme OH-
>>  CH3COO- la conductivité de la solution augmente plus vite que dans la partie (1).
c- Dosage d’une base faible par un acide fort.
Bécher : NH3 burette (H3O+ + Cl-) Dosage : NH3 + H3O+ = NH4+ + H2O
Partie (1) : D’après l’équation de réaction on fait apparaitre des ions NH4+ et on
apporte des ions Cl- en solution donc la conductivité augmente.
Partie (2) : On a dépassé l’équivalence, donc il n’y a plus réaction. On apporte donc
directement en solution des ions H3O+ et Cl- donc la conductivité augmente. Comme
H3O+ >> Cl- la conductivité de la solution augmente plus vite que dans la partie (1).
d- Dosage par précipitation.
Bécher : (Ag++NO3-) burette (Na+ + Cl-) Dosage : Ag+ + Cl- = AgCl
Partie (1) : D’après l’équation de réaction on fait disparaitre les ions Ag+ qui étaient en
solution, cependant on apporte des ions Na+ en solution. Comme  Ag+ >  Na+ la
conductivité de la solution chute.
Partie (2) : On a dépassé l’équivalence, donc il n’y a plus réaction. On apporte donc
directement en solution des ions Cl- et Na+ donc la conductivité augmente.
e- Remarque sur la dilution en début de dosage.
Pour pouvoir négliger la variation des conductivités en fonction du volume, on prend au départ un
grand volume d’eau afin que la variation de volume au cours du dosage, due à la chute de burette,
soit négligeable.

Fiche de révision de chimie
Les électrolytes
I L’eau.
 L’eau est une molécule polaire, elle fait donc en solution des liaisons
hydrogènes (voir fiche Liaison chimique).
 En solution, les ions s’hydratent, ils s’entourent de molécules d’eau
avec lesquelles se créent des liaisons de Van der Waals.
 Les liaisons que l’eau établit avec les molécules polarisées permettent
de rompre certaines liaisons intramoléculaires : l’eau est un solvant
ionisant (ex : HCl + H2O = H3O+ + Cl-)
II la réaction de dissolution des cristaux ioniques.
 Cristal ionique : Il est constitué d’ions bien ordonnés et bien « rangés » les uns par rapports
aux autres dans l’espace.
 Les molécules d’eau entrent en contact avec le cristal, les interactions entre les dipôles
« eau » et les ions étant supérieures à celles entre ions, le cristal se dissocie.
 Les ions sont ensuite hydratés, ils s’entourent de molécules d’eau avec lesquelles des
liaisons intermoléculaires ont été crées.
 L’eau éloigne ensuite les ions les uns des autres, c’est un solvant dispersant.
 La dispersion et la dissociation sont des étapes endothermiques, alors que
l’hydratation est une étape exothermique.
 La dissolution peut donc être endothermique, athermique ou exothermique suivant
les cas de figure.
III Electrolytes et loi d’action de masse.
a- Electrolyte.
 Un électrolyte est une solution qui conduit le courant électrique. Un électrolyte est une solution qui
contient des ions ( tout simplement !).
 Un électrolyte est toujours électriquement neutre.
b- Loi d’action de masse.
Soit l’équation quelconque m A + n B = p C + q D
Sa constante d’équilibre s’écrit :
 Attention :
 La « concentration » d’un solide vaut toujours 1.
 La « concentration » du solvant vaut toujours 1.
Rappel : la « concentration » d’un solide n’existe pas et celle du solvant
n’a pas de sens ici, les écritures [H2O] ou [« solide »] ne doivent en
aucun cas apparaître dans la formule finale.
Exemples :
Réactions
Ecriture de K (raisonnement)
Forme de K après simplification
Produit ionique de l’eau
2 H2O = H3O+ + OH-
Ke = [H3O+]EF.[OH-]EF/[H2O]²
Ke = [H3O+]EF.[OH-]EF
Mise en solution d’un acide faible
AH + H2O = H3O+ + A-
Ka = [H3O+]EF.[A-]EF/[H2O].[AH]EF
Ka = [H3O+]EF.[A-]EF/[AH]EF
Dissolution d’un cristal.
CaCl2 (s)= Ca2+ + 2 Cl- (dans l’eau)
Ks = [Ca2+]EF.[Cl-]²EF/[CaCl2]
Ks = [Ca2+]EF.[Cl-]²EF
Formation d’un cristal.
Ca2+ + 2 Cl- = CaCl2 (s)
Kf = [CaCl2]/ [Ca2+]EF.[Cl-]²EF
Kf = 1/ [Ca2+]EF.[Cl-]²EF
Il est impératif de savoir écrire une constante d’équilibre à partir d’une équation, cette notion est employée
dans la moitié des chapitres de l’année.