1. Introduction

1. Introduction
é h ll macroscopique
échelle
i
échelle moléculaire
La chimie est la science des propriétés et
des transformations de la matière.
Quelle est la structure de la matière ?
L’idée est vieille:
• Demokrit (philosophe grecque 460371 AD) propose que la matière est constitué
des entités extraordinairement petites qu’il
appelait des atomes (dérivé du mot grecque
‘atomos’ = insécable)
La vérification expérimentale:
• John Dalton (1766-1844):
pp la première
p
développe
théorie atomique basé
sur les mesures
expérimentales
1
La structure de la matière
• aujourd’hui: l’existence des atomes est bien établie
• on peut observer des images d’atomes individuels p.ex. à
l’aide d’un microscope à balayage à l’effet tunnel (‘scanning
tunneling microscope (STM)’)
Image STM de la
surface de
GaAs
Toute matière est faite des atomes. Un élément chimique est
constitué d’un seul type d’atomes. Aujourd’hui ca. 112
atomes (éléments) différents sont connues.
Le programme du cours
toute matière est
composée de
particules
La particule qui est responsable pour les caractéristiques
chimiques est l’atome. Les atomes peuvent interagir est former
des groupes d’atomes fortement liés: les molécules.
Les interactions entre les molécules déterminent les points de
fusion et les points d’ébullition d’une composée.
La g
glace
solide moléculaire
l’eau
liquide moléculaire
vapeur
p
d’eau
gaz moléculaire
2
2. La structure des atomes
2. La structure des atomes
• La structure interne des atomes:
les particules subatomiques
• Les atomes ne sont pas les plus petits particules possible
mais ils sont constitués de particules subatomiques:
les électrons, protons, et neutrons
3
Le modèle de Rutherford
→ l’atome contient un noyau très petit où toute la masse et la
charge positive (les neutrons et les protons) sont concentrée
entourée par un grand nuage électronique.
Le nuage électronique et le noyau
Exemple: rnuc = 1 cm
rel = 1km
Le rayon électronique
est beaucoup plus grand
que le rayon du noyau:
rel/rnuc ≅ 104-105
x
4
La structure du noyau
La chimie:
- changements dans le
nuage électronique
- forces
électromagnétique
- énergie d’interaction
typique: 400 kJ/mol
Protons et
neutrons sont
constitués de
particules
encore p
plus
élémentaires:
les quarks
La structure du noyau
La structure du noyau: la physique nucléaire
Jusqu’à 1932:
3 particules élémentaires: les électrons, protons, et les
neutrons
A j
Aujourd’hui:
d’h i > 100 particules
ti l élémentaires
élé
t i
(pions,
( i
positons,
it
anti-particules,neutrinos, quarks (6 saveurs: up, down,
charm, strange, top, bottom, 3 couleurs and
3 anti-couleurs)
Site web des particules élémentaires:
http://sol.sci.uop.edu/~jfalward/elementaryparticles/elementaryparticles.h
tml
Quelles sont les forces qui tiennent le noyau ensemble
malgré la large répulsion entre les protons?
5
Les forces fondamentales
http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/forces/funfor.html
Le nombre atomique
• Les caractéristiques chimiques d’un atome sont déterminé par le
nombre des électrons qu’il contient.
• Pour un atome neutre le nombre d’électrons est égal au nombre des
protons:
nel = nprot
Tous les éléments chimiques sont constitués d’un seul type
d’atome qui est caractérisé par un nombre identique des
protons nprot
On l’indique par:
• un symbole (1 or 2 lettres: p.ex. H (hydrogène),
Na (sodium) etc…)
etc )
• le nombre atomique Z égal à le nombre des protons
Z = nprot
Dans le tableau périodique des éléments les éléments
sont classifiés selon l’ordre croissant du nombre
atomique.
6
Le tableau périodique
http://www-tech.mit.edu/Chemicool/
http://www.webelements.com/
Le nombre de masse et les isotopes
• Tous les atomes peuvent contenir un nombre variable des neutrons
⇒ ils possèdent les mêmes propriétés chimiques mais une masse
différentes
Le nombre total des nucléons (p
(protons et neutrons)) on
appelle le nombre de masse A: A = nprot + nneut
Les atomes avec les mêmes nombres atomiques mais des
nombres de masses différents on appelle isotopes.
Exemple: les isotopes de néon
7
Quiz I
1) Quel est le nombre atomique du carbone?
A) 12
B)) 6
C) 13
2) Quel est le nombre de masse de l’isotope le plus abondant du
carbone?
A) 12
B) 6
C) 13
3) Combien de protons et de neutrons a-t-il cet isotope?
A) 6 protons et 6 neutrons
B) 12 protons et 12 neutrons
C) 6 protons et 7 neutrons
Les tables d’isotopes
• Quels nombre de masse correspondent aux noyaux stables?
http://en.wikipedia.org/wiki/Isotope_table_%28complete%29
• La désintégration
g
nucléaire:
http://www-nds.iaea.org/nudat2
8
Quelques isotopes importants
Les isotopes stables sont caractérisés par nneut~ nprot , resp.
A ~ 2Z (‘l’île de stabilité’)
Les propriétés physiques des isotopes
• Tous les isotopes d’un élément ont
le même nombre atomique (le même
nombre des protons et des électrons
nell = nprott). Ils ont les mêmes
propriétés chimiques mais a cause de
la différence en masse, ils peuvent
avoir des propriétés physiques
différentes.
L’image montre deux échantillons chacun
avec une masse de 100g. L’échantillon à
gauche contient de l’eau (H2O)et ce à
droite de l’eau lourd (D2O). A cause de la
différence en densité, la volume occupé de
l’eau lourd est 11% moins que celle de
l’eau normale.
9
Résumé: nombre atomique et nombre de masse
Tous les éléments chimiques sont constitués d’atomes avec un nombre
spécifique de protons (qui est égal au nombre des électrons). Le nombre
de protons d’un atome s’appelle nombre atomique Z. Dans le tableau
périodique tous les éléments chimiques sont classés en ordre croissant
de Z.
Exemple:
N
Nombre
b de
d masse A
C
6
13C
6
12
Nombre
atomique
98.90%
1.10%
Z
symbole chimique pour carbone
14C
6
<0.01%
Les atomes d’un élément peuvent contenir un nombre variable de
neutrons, ça veut dire qu’ils peuvent avoir des masses différentes. Des
atomes qui ont un nombre identique de protons mais un nombre différent
de neutrons, on appelle des isotopes. Le nombre total de protons et de
neutrons déterminent la masse de l’atome. On dit que les isotopes d’un
atomes ont le même nombre atomique Z mais un nombre de masse A qui
est différents.
Spectromètre de masse
Les masses atomiques et moléculaires
peuvent être mesuré avec grande précision...
Les isotopes
de néon
né n
spectre de masse
de HF
spectromètre de masse
Less m
L
masses
ss s sont
s nt mesurées
m s é s dans
d ns
des unités de masse atomique
1u:
1 u = 1.66054 10-27 kg
Exemple: masse atomique de H: 1u
(mais dans le TPE: mH = 1.0079 (selon l’abondance naturelle des isotopes)
10
Quiz II
1) La masse atomique de H-1 est 1u. Est-ce que cette masse est égal à
la somme des masses des particule subatomique de H-1?
A) oui
B)) non
2) Quelle est la masse moyenne d’un atome d’hydrogène donnée par le
tableau périodique des éléments? Quelle est l’abondance naturelle
des deux isotopes stables d’hydrogène?
3) Combien de pics attendez-vous à voir dans un spectre de masse
d’une molécule C2H2 (sans fragmentation)?
A) 2 pics
i
B) 4 pics
C) 5 pics
4) Quelle est l’intensité relatives de ces pics?
Combien d’atomes sont contenus dans les quantités
macroscopiques de matière?
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Quelques définitions...
La mole:
1 mole est la quantité d’une substance qui contient le nombre
d’Avogadro de particules.
Le nombre d’Avogadro
g
NA:
NA = 6.02214 1023 mol-1
La masse molaire:
La masse d’une mole de particules.
À prendre note: La masse donnée dans les tableaux périodiques
des éléments peut être interpréter comme masse d’un seul atome
de l’élément en unités de masse atomique ou comme la masse
moléculaire de cet élément en g/mol
g/mol.
La molarité d’une solution:
La molarité est une mesure pour la concentration d’une solution.
Une solution de molarité 1M contient une mole d’une substance
dissolue par litre de solution.
Quiz III
1) Quelle est la masse molaire de l’eau?
A) 18 u
B) 18 g/mol
2) Combien de moles sont contenues dans un échantillon de carbone
de 1g?
A) 1 mole
B) 12 moles
C) 1/12 mole
3) Combien de grammes de NaCl faut-il pour préparer un litre d’une
solution 2 molaire?
A) 58 g
B) 200g
C) 116 g
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Radioactivité
1) Émission de particules:
particules α:
2 protons
2 neutrons
4
2+
2 He
Henri Becquerel
radiation de type α
e-
émission d’électrons
radiation de type β
2) Émission de radiation
él t
électromagnétique
éti
Radiation
de type γ
Marie Curie (1867–1934)
Désintégrations nucléaires
Désintégration Désintégration Capture
d’électrons
α
β
Émission
de positons
13
Réactions nucléaires
• fission nucléaire
(décomposition des noyaux en noyaux plus petits: U-235, Pu-239)
• fusion nucléaire (fusions de deux noyaux: D et T)
Le soleil, un
réacteur de
fusion
naturel
H bombe
(fusion)
B b
Bombe
atomique sur
Nagasaki
Réacteur
nucléaire
(fission
U-235 et
Pu-239)
(fission Pu239)
propriétés de la radiation nucléaire
type degré de
pénétration
vitesse
particule protection
nécessaire
exemple
α
bas (1) mais
beaucoup de
dégât
10% c
4-He2+
papier, la
peau
226-Ra → 222Rn + α
β
moyen (100)
<90% c
électron
3mm
aluminium
3-H → 3-He + e
γ
Haut (10 000)
c
photon
béton,plomb
60-Co* → 60Co + γ
β+
Moyen
> 90% c
positon
22-Na → 22-Ne
+ β+
p
Moyen à bas
10 % c
proton
53-Co →52-Fe
+p
n
très haut
< 10% c
neutron
137-I → 136-I +
n
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Lesquels des nucléides sont instable?
Quel type de désintégration préfèrent-ils?
→ consultez les tables d’isotopes (si disponible)!
→ essayez à prédire la décomposition préférée en utilisant la règle
approximative de l’île de stabilité:
• les isotopes
p sur la ligne
g
noir sont en générales
stables
• les isotopes dans la
région bleue (A > 2Z) ont
une probabilité haute
pour l’émission de type β
• dans la région rouge ( A
> 2Z) radiation
di ti de
d type
t
a
est préféré
• les isotopes dans la
région rose (A << 2Z) sont
caractérisés par
l’émission de positions ou
la capture d’électrons
Notez bien:
souvent une réaction nucléaire aboutit aux produits qui sont
eux-même instables.
Exemple:
• La série des
décompositions
nucléaire d’uranium238.
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La loi de désintégration radioactive
L’activité A est définit par la vitesse
N(t) = N0
e-kt
de la décompositions ça veut dire par le
nombre de désintégrations par second:
A(t ) =
N (t ) − N 0
t − t0
=
ΔN
Δt
N0 : nombre des isotopes radioactifs au
temps t0 (t = 0)
k: constant de désintégration (s-1)
La demi-vie t1/2 est le temps pour
lequel la moitié des nucléides
radioactifs sont décomposés.
N(t1/2) = 1/2 N0
N 0 / 2 = N 0 e − kt1 / 2
ln( 1 / 2 ) = − kt 1 / 2
t 1 / 2 = ln( 2 ) / k
Les demi-vies de quelques nucléides
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Les mesures d’activité
• compteur
de scintillations
• compteur de Geiger
Haute différence en potentiel
(500-1200V)
(Ar et ethanol)
Les applications en médecine
• tomographie par émission
de positons (PET)
(F-18, τ 1/2 = 110 min)
• imagerie:
99mTc
(γ, τ 1/2 = 6 h)
• buts thérapeutiques:
(β−, τ 1/2 = 3.8 d)
(β−,
(β τ 1/2 = 8.05
8 05 d)
90Y (β−, τ
=
64 h)
1/2
10B (α après bombardement de
neutrons, τ 1/2 = 8.05 d)
186Re, 188Re
131I
• pour déterminer l’age:
C-14 (β, τ 1/2 = 5.73 103 y)
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Unités de radiation
radioactivité naturelle: K-40 etc. (4.4kBq, 200mrem), radiation cosmique
(27mrem)
1986 Cernobyl Cs-137, pendant les premoer 10 jours: 12 exa Bq
(une billion de billionn (1018) Bequerels)
Littérature supplémentaire pour chapitre II
Atkins: Chimie. Molécules, Matière, métamorphoses :
• 1.3
1 3 L’atome
L atome nucléaire
• 1.4 Les isotopes
• 2.8-2.10 Mol et masse molaire
• 22: Chimie nucléaire
Atkins: Chemical Principles
Principles, the Quest for Insight
• Fundamental B and E
• chapter 17: Nuclear Chemistry
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