La chimie Le tableau périodique Les groupes importants Structure

La chimie
•Science qui étudie la structure,
les propriétés et les changements
de la matière.
de la matière.
Le tableau périodique
•Dans le tableau périodique, les
éléments sont classés en :
–
7
périodes
numérotées (lignes
–
7
périodes
numérotées (lignes
horizontales)
–18 groupes numérotés (lignes
verticales)
•Cet arrangement met en
évidence les régularités
périodiques de ce tableau.
périodiques de ce tableau.
Éléments représentatifs et éléments
de transitions
•Éléments représentatifs : les 8
groupes de bases (1, 2, 13 à 18)
•Éléments de transitions : les 10
groupes au centre du tableau (3
à 12)
Métaux, non-métaux et métalloïdes
•Situer les métaux, non-métaux et métalloïdes
sur votre tableau périodique.
Les groupes importants
•métaux alcalins (groupe 1)
•
métaux alcalino
-
terreux (groupe
•
métaux alcalino
-
terreux (groupe
2)
•halogènes (groupe 17)
•gaz rares (groupe 18)
Structure de l’atome
•L’atome est composé de 3 particules:
–protons de charge positive (dans
le noyau)
–
neutrons
à charge neutre (dans le
–
neutrons
à charge neutre (dans le
noyau)
–électrons de charge négative
(dans des couches autour du
noyau)
Un atome
•
12
C
Nombre de masse :
protons + neutrons
C
6
Numéro atomique:
protons (électrons)

•Puisqu’un atome est neutre, le
nombre de protons et le nombre
d’électrons est le même.
•
Pour trouver le nombre de
•
Pour trouver le nombre de
neutrons, on fait :
nombre de masse – numéro
atomique
Exemple
•Pour le Br ; trouve :
a) le nombre de protons
b) le nombre d’électrons
b) le nombre d’électrons
c) le nombre de neutrons
Période et couche d’électrons
•Les périodes sont les rangées
horizontales du tableau.
•
Les électrons circulent dans des
•
Les électrons circulent dans des
couches autour du noyau.
•La période détermine le nombre
de couches d’électrons.
Exemple
•Le carbone fait partie de la 2e
période alors ses électrons se
retrouvent sur 2 couches.
retrouvent sur 2 couches.
Modèle de Bohr-Rutherford
•Dans ce modèle, l’élément est
représenté par le noyau avec ses
couches d’électrons.
couches d’électrons.
•Exemple : Al et Cl
Le groupe et les électrons de valences
•Les groupes sont les lignes
verticales dans le tableau
périodique.
périodique.
•Les éléments d’un même
groupe possèdent le même
nombre d’électrons de valence
Électrons de valence
•Ce sont les électrons sur la
dernière couche d’électrons.
•
Un atome peut avoir jusqu’à 8
•
Un atome peut avoir jusqu’à 8
électrons de valence.
•Ces électrons sont responsables
des propriétés chimiques.
•Les éléments d’un même
groupe ont donc des propriétés
chimiques et physiques
semblables.
chimiques et physiques
semblables.
Nombre d’électrons de valence
•Groupe 1 : 1 électron
•Groupe 2 : 2 électrons
•Groupe 13: 3 électrons
•
Groupe 14 : 4 électrons
•
Groupe 14 : 4 électrons
•Groupe 15 : 5 électrons
•Groupe 16 : 6 électrons
•Groupe 17 : 7 électrons
•Groupe 18 : 8 électrons (sauf He)

Diagramme de Lewis
•Dans ce diagramme, les éléments
sont représentés par leur
symbole avec des points
symbole avec des points
représentant les électrons de
valence.
•Exemple : Li , Si et Ne
Réactivité des éléments
•La réactivité des éléments avec
les autres dépend du nombre
d’électrons de valence.
d’électrons de valence.
•Les éléments veulent 8 électrons
de valence (comme le gaz rare le
plus près)
Les alcalins (groupe 1)
•Les alcalins sont très réactifs.
•Ils ont tendance à perdre un
électrons de valence
pour avoir le
électrons de valence
pour avoir le
même nombre que le gaz rare le
plus près.
Les alcalino-terreux (groupe 2)
•Ils sont réactifs, mais moins que
les alcalins.
•
Ils ont tendance à perdre leur
2
•
Ils ont tendance à perdre leur
2
électrons de valence afin d’avoir
le même nombre que le gaz rare
le plus près.
Halogènes (groupe 17)
•Ils sont très réactifs.
•Ils ont tendance à gagner un
électron de valence
afin d’avoir le
électron de valence
afin d’avoir le
même nombre que le gaz rare le
plus près.
Gaz rares (groupe 18)
•Ils ne réagissent pas du tout car
ils ont déjà 8 électrons de
valence.
valence.
Les ions
•Un atome qui porte une charge
électrique.
•
Les ions sont formés dû au
•
Les ions sont formés dû au
changement dans le nombre
d’électrons.
Cation
•Ion de charge positive car
l’atome a donné un électron.
•
Exemple : Na
+
•
Exemple : Na
+
Anion
•Ion de charge négative car
l’atome a gagné un électron.
•
Exemple : Cl
-
•
Exemple : Cl
-