chap. 1

Collège Voltaire / 1CH / Atome / 2016-2017
AIDE-MÉMOIRE
L'ATOME
http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/cours-ch1-atome.pdf
Table des matières
1.A. Introduction...................................................................................................................................1
1.B. L’historique.....................................................................................................................................3
1.C. L’agencement des particules dans l’atome..............................................................................5
1.C.1 Le modèle de Thomson .........................................................................................................5
1.C.2 Le modèle de Rutherford ....................................................................................................5
1.D. Les particules fondamentales de l'atome..............................................................................5
1.E. L’ordre de grandeur......................................................................................................................6
1.F. La masse et la composition du noyau de l’atome...................................................................8
1.G. Les charges dans l’atome............................................................................................................9
1.H. L’élément.........................................................................................................................................9
1.I. L’isotope...........................................................................................................................................9
1.J. La classification périodique des éléments............................................................................10
1.K. Les électrons dans l’atome........................................................................................................11
1.K.1 Le modèle de Bohr ..............................................................................................................11
1.K.2 La représentation de Lewis...............................................................................................13
1.K.3 La formation des ions..........................................................................................................13
1.K.4 Le modèle de la mécanique quantique..............................................................................14
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Aide-mémoire
1.A. Introduction
Les séries d'exercices avec les objectifs et le laboratoire de ce chapitre sont résumés
ci-dessous.
EXERCICES ET OBJECTIFS
Série 1 L'atome
Comprendre la notion d'atome et le cheminement historique jusqu'à cette notion
Comprendre et dessiner des modèles de l’atome (Thomson, Rutherford et Schrödinger).
Comprendre la notion de modèle et les limites de celui-ci
Série 2 L'atome
Avoir une idée de l'ordre de grandeur d'un atome
Calculer le nombre de particule (proton, électron et neutron) dans un atome
Comprendre les charges dans un atome et la masse d'un atome
Comprendre le symbole de l’atome et la notation des isotopes
Série 3 L'atome
Comprendre le symbole de l’atome et la notation des isotopes
Calculer le nombre de particule (proton, électron et neutron) d'un isotope
Comprendre la classification périodique en ligne et colonne des éléments
Série 4 L'atome
Comprendre l'émission de lumière d'un atome dans une flamme
Comprendre la formation des ions à partir des atomes
Donner la représentation de Lewis (paire et célibataire) d'un atome ou d'un ion
LABORATOIRES
Atomes et lumière
p.2
Aide-mémoire
1.B. L’historique
Qu'est ce que la matière ?
460-371
avant J.-C.
DEMOCRITE imagina une
‘’théorie atomique’’ : existence
d’atomes (partie indivisible) dont
la réunion ou la séparation se
traduit par l’apparition ou la
disparition des corps naturels.
Le mot atome vient du grec
signifiant ‘’pas fragmentable’’.
Antiquité grecque, deux théories
plutôt d’ordre philosophique
384-322
avant J.-C.
ARISTOTE développe la théorie
d’EMPEDOCLE des 4 éléments:
terre, eau, air et feu.
MOYEN-AGE
395-1450
ap. J.-C
A l’aide de la théorie des 4 éléments, les alchimistes expliquent la
formation de la matière. Un des buts était de transformer les
métaux en or ou en argent
1697
STAHL(1697) introduit un cinquième élément :le ‘’phlogiston’’ ou ‘’feu
fixé’’ qui devait s’échapper de tous les corps en combustion
DEBUT DE LA ''CHIMIE MODERNE''
1785
Fin de la théorie basée sur les 4 éléments. LAVOISIER, fondateur de
la chimie moderne montre que l'air n'est pas un élément, mais il est
composé d'oxygène (air vital) et d'azote (air non-vital). Cavendish
montre que l’eau est obtenue par combustion de l’hydrogène et ne
constitue donc pas un élément.
1808-1810
DALTON explique ses mesures expérimentales à l’aide de son
hypothèse atomique
Hypothèse atomique de John Dalton :
1.Toute la matière est composée d’atomes
2. Tous les atomes d’un élément donné sont identiques
3. Les atomes d’éléments différents ont des masses différentes
4. Un composé est une combinaison spécifique d’atomes d’éléments
d’espèce différente
5. Dans une réaction chimique, les atomes ne sont ni crées, ni
détruits, mais ils changent de partenaires pour produire des corps
nouveaux
p.3
Aide-mémoire
1868
MENDELEÏV montre que les
propriétés chimiques des
éléments varient périodiquement
avec la masse atomique et
développe un tableau contenant
63 éléments connus de l’époque
Source: http://www.elementschimiques.fr/?
fr/decouverte/classification-periodique
1897
THOMSON identifie l’électron et
propose un modèle atomique.
Thomson fera l’analogie avec des
raisins (électrons) dans un cake
(la matière positive).
Source:
http://evelyne.bouquet.free.fr/WebAlain/particules/210_n
oyau1.htm
1908 - 1911
RUTHERFORD constate que
l’atome est constitué d’un noyau
minuscule très dense chargé
positivement et d’espace vide
avec quelques électrons.
Source: https://fr.wikipedia.org/wiki/Mod
%C3%A8le_atomique_de_Rutherford
1913
BOHR émet l’hypothèse que les
électrons tournent autour du
noyau.
Source: https://www.youtube.com/watch?v=PLpZfJ4rGts
Dès 1920
SCHRODINGER indique des
régions dans l’espace où la
probabilité de trouver des
électrons est grande.
Source: http://www.matierevolution.fr/spip.php?article710
1930
CHADWICK identifie une autre particule dans le noyau de l’atome : le
neutron
p.4
Aide-mémoire
1.C. L’agencement des particules dans l’atome
L’intérieur de l’atome n’est pas observable, car l’atome est de très petite taille. Malgré ces
limites d’observation, voici quelques modèles de l’atome qui ont été proposés suite à des
découvertes faites au cours de l’histoire :
1.C.1 Le modèle de Thomson
La découverte de l'existence des électrons conduit Thomson à proposer en 1898 un nouveau
modèle de l'atome. Les électrons, chargés négativement, sont en suspension dans une sphère de
‘’gelée’’ chargée positivement. Thomson fera l’analogie avec des raisins (électrons) dans un cake (la
matière positive).
1.C.2 Le modèle de Rutherford
Suite à l’expérience de Rutherford (1911), l’atome est composé d’un noyau (positif) et de beaucoup
de vide. Les électrons (négatifs) se trouvent dans ce vide autour du noyau. Ce modèle sera repris
par Bohr et l’agencement des électrons autour du noyau sera modélisé en détail par Bohr.
•
•
•
•
•électron
noyau
•
•
1.D. Les particules fondamentales de l'atome
En 1930, Chadwick identifie une autre particule dans le noyau : le neutron. On constate ainsi que
tous les atomes, donc l'ensemble de la matière, sont constitués de trois particules fondamentales :
l ' électron
 le proton
noyau 
 le neutron
Exemple
Carbone 13
Un atome de carbone 13 est constitué de :
• six protons
• six électrons
• sept neutrons
p.5
Aide-mémoire
1.E. L’ordre de grandeur
L'atome est très petit. Son diamètre moyen est d’environ 1 Å (Angström) qui vaut 10 –10 m.
Son noyau est encore 10'000 fois plus petit.
• Quantité d’atome
Dans un verre d’eau (3dL), il y a environ :
3 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 atomes
C’est-à-dire : 3 · 1025 atomes.
• 1ère comparaison :
Si le noyau d’un atome avait la dimension de la cathédrale de Notre Dame à Paris, les électrons se
déplaceraient sur une grande partie de l’Europe.
• 2ème comparaison :
Si le noyau d’un atome avait la dimension d’une balle de golf (42,67 mm), son électron aurait la
dimension d’un grain de sable (~ 0,001 mm) et se trouverait à une distance de 1,5 km.
p.6
o
A
Aide-mémoire
• 3ème comparaison :
• film puissance de 10
Echelle réelle
Caractéristiques
Agrandissement
10 000 000 x
10-1 m
10 cm
1000 km
Orange
10-3 m
1 mm
10 km
Puce
10-4 m
100
m
1 km
Paramécie
Limite
de
visibilité à l’œil nu
10  m
10-5 m
100 m
Cellule
Limite du
microscope
optique
1 m
10-6 m
10 m
Bactéries
10-7 m
0.1
m
1m
Virus
Limite du
microscope
électronique
Ce n'est que
très récemment
que l'on a pu
distinguer des
atomes de
silicium, grâce au
microscope à
effet tunnel.
10-8 m
100 Å
10-9 m
10 Å
10-10 m
1Å
Molécules
Atomes
10 cm
1cm
1 mm
image d’une surface de silicium
10
Les unités :
Macromolécule
-14
m
0.0001 Å
1  m (1 micromètre)= 10-6 m
Noyau de l’atome
0.0001 mm
1 Å (1 Ångström) = 10-10 m
p.7
Aide-mémoire
1.F. La masse et la composition du noyau de l’atome
Les atomes étant très petits, il n’est pas pratique d’exprimer leurs masses en g ou en kg. Une
nouvelle unité de masse est donc nécessaire, c’est l’unité de masse atomique désignée par
l’abréviation uma. Par définition :
1 uma = 1,66·10–24 g
Les masses des particules constituant l’atome sont les suivantes
Particules
fondamentales
PROTON
NEUTRON
ELECTRON
Masse en g
Masse en uma
1.672•10-24
1.675•10-24
9.10•10-28
environ 1
environ 1
environ 0 (négligeable)
• Les masses atomiques moyennes MA en uma de tous les éléments connus se trouvent sous le
symbole de l’élément.
• Le nombre de protons est égal au numéro atomique Z, indiqué en haut à gauche
• Le nombre de masse A : on obtient le nombre de masse en arrondissant la masse atomique. Il
correspond au nombre de protons et de neutrons contenus dans le noyau de l’atome, car les
électrons ont une masse négligeable par rapport au noyau. La plupart du temps, il s’agit de la
composition du noyau le abondant naturellement.
• Le nombre de neutrons se déduit par calcul :
nombre de neutons = A
Justification :
-
Z
A (nombre de protons et de neutrons) -
Exemple:
Z (nombre de protons)
Sodium (Na)
Z (nombre de protons) =11
MA (masses atomiques moyennes)= 22.99
11
Na
22.99
http://www.dcpe.net/video/atome/ch1-atome.mp4
A= 23 (en arrondissant 22.99)
Nombre de neutrons = A-Z= 23-11=12
p.8
Aide-mémoire
1.G. Les charges dans l’atome
Particules fondamentales
Charge en coulombs (C)
Charge élémentaire (q)
PROTON
NEUTRON
ELECTRON
+ 1.6•10-19
0
- 1.6•10-19
1
0
-1
La plus petite quantité d’électricité (1.6•10-19 C) est appelée charge élémentaire.
Les atomes ne sont pas chargés électriquement (la somme des charges est nulle),
donc le nombre de protons est toujours égal au nombre d’électrons dans un atome
Exemples
Sodium (Na)
nombre de protons = 11
nombre d’électrons = 11
1.H. L’élément
Dans la nature, on dénombre 325 types d'atomes différents. Comment pourrait-on les classer dans
un même ensemble ?
Les atomes qui ont le même nombre de protons ont exactement les mêmes propriétés chimiques et
font partie d'un ensemble appelé élément. Ils sont mélangés dans la nature et il est difficile de les
séparer.
1.I. L’isotope
Les atomes d'un même élément, qui ont donc le même nombre de protons, mais un nombre
différent de neutrons sont appelés les isotopes d'un élément. Leur masse diffère.
-Notation symbolique des isotopes
Symbole de l’élément
Nombre de masse (nombre de protons et de neutrons)
Numéro atomique (nombre de protons)
-Nom de l’isotope
A
Z
X
Nom de l’élément suivi du nombre de masse
Exemples
Notation symbolique des
isotopes
Nom des isotopes
Nombre de protons
Nombre de neutrons
1
1
H
hydrogène 1
1
0
2
1
H
hydrogène 2
1
1
p.9
Aide-mémoire
1.J. La classification périodique des éléments
C'est le chimiste russe Mendeleeff (1834-1907) qui publia en 1869 la première classification
périodique des éléments en se basant sur leurs masses respectives et leurs propriétés chimiques.
Mendeleeff ne connaissait que 63 éléments. Il en existe aujourd'hui plus de 112 dont 90 sont
naturels. Parmi les 90 éléments naturels, seuls 27 sont présents chez les êtres vivants.
Actuellement, les éléments sont classés dans l'ordre des numéros atomiques croissants
correspondant au nombre total de PROTONS.
On distingue :
1. Les périodes : ce sont les éléments d'une même rangée du tableau périodique.
2. Les familles : ce sont les éléments d'une même colonne du tableau périodique
Tableau déplié:
Tableau couramment utilisé:
Les éléments sont, d'autre part, regroupés en quatre catégories que sont :
métaux
éléments de transition
non-métaux
gaz rares
Les familles les plus connues sont :
 les gaz rares (col. VIIIA) qui sont très stables chimiquement et donc se
lient très difficilement à d’autres atomes.
 les halogènes (col. VIIA) dont on trouve l’un des éléments, l’iode, dans les
lampes à halogène.
 les métaux alcalins (col. IA, sauf l’hydrogène H) qui réagissent violemment avec l’air et
surtout l’eau.
p.10
Aide-mémoire
1.K. Les électrons dans l’atome
1.K.1 Le modèle de Bohr
D’après l’expérience de Rutherford, l’atome a un noyau et les électrons se trouvent autour de celuici. Bohr proposa un modèle pour expliquer le ‘’comportement’’ des électrons autour du noyau :
1) les électrons gravitent autour du noyau de manière circulaire sur des orbites (couches)
comme dans un système planétaire.
2) les énergies des électrons sont quantifiées :
Exemple
Le chlorure de strontium est mis dans la flamme et dégage de l’énergie sous
forme de lumière
Explications
Comparaison : modèle de Bohr et gymnaste
1. États permis (possible):
Niveau stable demandant le moins d’énergie
Les électrons des atomes ‘’au repos’’ sont dans
les couches les plus proches du noyau, les
moins énergétiques et donc les plus stables.
2.État non-permis (impossible)
Substance dans la flamme
Émission de lumière
(absorption d’énergie)
(dégagement d’énergie)
3. État permis (possible) :
Niveau instable demandant plus d’énergie
Apport d’énergie par la flamme, l’électron
gagne de l’énergie et monte sur une couche
supérieure. Cet état est instable à long
terme, l’électron va retourner spontanément
à l’état permis stable (1) en émettant de la
lumière .
p.11
Aide-mémoire
‘’Construction’’ des couches électroniques des éléments selon le modèle de Bohr
La représentation du modèle :
Définition
-
La couche externe : la dernière couche avec des électrons présents
Les couches internes : les couches remplies d’électrons à l’exception de la
dernière couche
Règles :
1. Remplissez la couche la plus proche du noyau en premier.
2. Passez à une couche supérieure seulement lorsque la couche inférieure est pleine.
Pour les couches électroniques avec 18 électrons au maximum (Argon) :
- 1ère couche : 2 électrons au maximum (1 paire),
- 2 ème couche : 8 électrons au maximum (4 paires)
- 3 ème couche : 8 électrons au maximum (4 paires)
Ensuite avec un atome avec plus de 18 électrons, le modèle se complique.
3. Sur une même couche, faites un maximum de célibataire avant de former des
paires. Le nombre de célibataires possible avant de devoir former une paire :
1ère couche : 1 célibataire au maximum , 2ème couche : 4 célibataires au maximum
et 3ème couche : 4 célibataires au maximum
Limite et utilité du modèle de Bohr :
- le modèle ci-dessus permet de comprendre la répartition des électrons externes en paires et
célibataires pour les 3 premières rangées du tableau périodique.
- il montre aussi que l’électron peut prendre des énergies quantifiées (l’idée sera reprise dans
le modèle quantique).
- l’hypothèse, que les électrons tournent autour du noyau comme dans un système planétaire,
est fausse. Les électrons ne sont pas situés dans les couches dessinées (voir le modèle
quantique).
p.12
Aide-mémoire
1.K.2 La représentation de Lewis
(Représentation de la répartition des électrons de la couche externe)
La chimie est en fait la science des électrons, en particulier des électrons se trouvant à la
périphérie (électrons externes) de l'atome, car ceux-ci seront en premier au contact des autres
éléments et seront responsables de la réactivité des éléments.
C’est pourquoi, Lewis a représenté l’atome avec seulement la dernière couche électronique de
l’atome, car les couches internes sont moins importantes.
Une paire d’électron est représentée par une barre et un célibataire par un point.
Exemple
Soufre (6 électrons externes, 2p,2c)
1.K.3 La formation des ions
L’atome perd un ou (des) électron(s)
Des électrons (les plus éloignés du noyau) peuvent être arrachés de la couche externe de
certains atomes, car ils sont les moins attirés par le noyau. Exemples :
Lithium
perd 1 électron
?
Somme des charges
Somme des charges
+3 (nombre de protons : 3)
+3 (nombre de protons : 3)
-3 (nombre d’électrons :3)
-2 (nombre d’électrons : 2)
0
Symbole :
Notation de Lewis :
(atome)
Li
+1 (ion positif= cation)
Li +
Li
L’atome gagne un ou (des) électron(s)
Soufre
gagne 2 électrons
?
Somme des charges
Somme des charges
16 (nombre de protons : 16)
16 (nombre de protons : 16)
16 (nombre d’électrons : 16)
18 (nombre d’électrons : 18)
0
Symbole :
(atome)
S
-2 (ion négatif = anion)
S 2-
Notation de Lewis :
S
Lorsque la répartition des électrons ressemble à celle d’un gaz rare (couche externe pleine),
certains ions sont particulièrement stables, par exemple : Li+, S2-, etc.
Résumé
-Un atome est toujours électriquement neutre
-Un ion est toujours électriquement chargé :
- lorsqu’un atome gagne un ou des électrons, il se forme un anion (charge négative)
- lorsqu’un atome perd un ou des électrons, il se forme un cation (charge positive)
p.13
Aide-mémoire
1.K.4 Le modèle de la mécanique quantique
Sachant que les électrons ne tournent pas sur des orbites comme les planètes autour du soleil,
où se trouvent les électrons? Le modèle de la mécanique quantique, le dernier modèle et celui
considéré comme le plus correct actuellement, nous donne les réponses suivantes :
-il est impossible d'assigner à l’électron une trajectoire.
-il est par contre possible de donner des régions de l’espace (orbitales) où la probabilité de
trouver un électron est élevée.
Exemple : nuage électronique de l'hydrogène (orbitale 1s)
p.14
Aide-mémoire
Les différents types d’orbitales
Orbitale : volume dans lequel il y a une grande probabilité (~90% de chance) de trouver
l'électron
L’orbitale
s
Pour simplifier, Le noyau est toujours
placé à l’intersection des 3 axes.
Les orbitales
p
Les orbitales
d
Il existe encore sept orbitales
f qui ne sont pas représentées ci-dessus.
p.15