1. DE L`ATOME AUX ÉDIFICES CHIMIQUES

1. DE L’ATOME AUX ÉDIFICES CHIMIQUES
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1. Structure de la matière
1.1. L’atome (modèle de Rutherford)
Un atome est constitué d’un noyau contenant A nucléons (nombre de masse) comprenant Z
protons (nombre de charge) et N = (A – Z) neutrons, autour duquel gravitent Z électrons.
Les neutrons ne portent aucune charge électrique. Les protons sont des particules chargées
positivement et les électrons négativement : un atome est donc électriquement neutre.
La charge élémentaire (électron et proton) notée e est égale à 1,6.10
-19
C (coulomb).
Un type d’atome est caractérisé par le couple Z, N. Un nucléide est l’ensemble des atomes dont
les noyaux contiennent le même nombre de protons Z et le même nombre de neutrons N.
Un atome peut perdre ou gagner des électrons, sa neutralité électrique n’est alors plus
respectée, il devient un ion.
Un élément est l’ensemble des atomes et des ions ayant le même numéro atomique Z.
Exemple : L’élément sodium peut se présenter sous la forme d’atomes de sodium
23
Na ou
d’ions sodium
23
Na
+
.
Les isotopes d’un élément sont des nucléides qui possèdent le même nombre de protons Z
mais un nombre différent de neutrons N.
Exemple : Le carbone
12
C,
13
C et
14
C sont isotopes.
Un corps simple est constitué d’un seul élément qui peut se trouver sous la forme d’atome
indépendant ou sous la forme de molécule.
Exemple : L’atome de fer Fe ou la molécule d’ozone O
3
.
Un corps composé est constitué par l’association d’éléments différents.
Exemple : L’ammoniac NH
3
ou l’acide sulfurique H
2
SO
4
.

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1.2. Les ions
Lorsqu’un atome (ou groupe d’atomes) perd un ou plusieurs électrons, il devient un cation.
Lorsqu’un atome (ou groupe d’atomes) gagne un ou plusieurs électrons, il devient un anion.
2. La classification périodique des éléments
Elaborée en 1869 par Dimitri Mendeleïev sur la base des travaux d’autres scientifiques et
complétée par la suite, la classification périodique des éléments se présente sous la forme
d’un tableau à 18 groupes (colonnes) et à 7 périodes (lignes) où les éléments sont classés par
numéro atomique Z croissant.
Une nouvelle période du tableau est utilisée chaque fois que la structure électronique des
éléments fait intervenir une nouvelle couche n.
Un groupe contient les éléments dont les atomes ont le même nombre d’électrons sur leur
couche électronique externe qui se faisant, présentent des propriétés analogues en
constituant une famille chimique.
On distingue :
• Les alcalins ;
• Les alcalino-terreux ;
• Les métaux de transition ;
• Les halogènes ;
• Les gaz rares ou nobles.

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3. Les liaisons chimiques
3.1. Les couches électroniques (modèle de Bohr)
Le modèle atomique élaboré en 1913 par Niels Bohr précise que les électrons d’un élément se
répartissent en couches, chacune caractérisée par un nombre quantique n (1, 2, 3…) auquel
est attribuée une lettre (K, L, M…).
Le principe de Pauli énonce qu’une couche de rang n contient au maximum 2n
2
électrons. La
configuration (ou structure) électronique d’un atome représente la façon dont ses Z électrons
sont distribués entre les couches électroniques. Les électrons occupent une nouvelle couche
qu’après remplissage de la précédente.
Les électrons occupant la dernière couche électronique, appelée la couche de valence,
interviennent dans la formation des liaisons chimiques et confèrent aux atomes leur réactivité
chimique.
3.2. Règle de l’octet
Les gaz rares présentent une grande inertie chimique due à leur structure électronique
externe saturée :
• en duet pour l’hélium : deux électrons de valence ;
• en octet pour tous les autres : huit électrons de valence.
Au cours des transformations chimiques, les atomes ont tendance à acquérir, lorsque cela est
possible, une structure électronique externe en octet (ou en duet), celle du gaz rare le plus
proche, notamment en formant des liaisons chimiques ou en devenant des ions, en leur
conférant ainsi une plus grande stabilité.