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CHAPITRE 2
ATOMES, MOLÉCULES ET IONS
QUESTIONS
14. Certains éléments existent sous la forme de molécules. L'hydrogène, par exemple, existe
normalement sous forme de molécules H2 et non sous forme d'atomes d'hydrogène. On peut
ainsi expliquer que deux volumes d'hydrogène réagissent avec un volume d'oxygène pour
former deux volumes d'eau sous forme gazeuse.
2H2 + O2 → 2H2O
15. Un composé contient toujours les mêmes éléments dans les mêmes proportions numériques.
Une quantité donnée d’hydrogène réagit toujours avec une quantité précise d’oxygène pour
former le composé eau. L’oxygène en excès ne réagira pas.
16. Les halogènes ont une grande affinité pour les électrons et tendent à former des anions X–
stables. Les alcalins retiennent faiblement leur électron de valence et le cèdent facilement
pour former des cations M+ stables. Ces deux groupes très actifs d’éléments sont tous deux
à un électron de distance de la famille d’éléments la moins réactive, celle des gaz rares.
17. Loi de conservation de la masse : rien ne se perd, rien ne se crée. La masse mesurée avant
une réaction chimique est la même que celle qui est mesurée après.
Loi des proportions définies : un composé donné contient toujours les mêmes éléments
combinés dans les mêmes proportions en masse. L’eau contient toujours 1 g H pour 8 g O.
Lois des proportions multiples : quand deux éléments se combinent pour former une série
de composés, les rapports entre les masses du second élément qui s’associent à un gramme
du premier élément peuvent toujours être réduits à de petits nombres entiers. Dans le cas de
CO2 et de CO, traité à la section 2.2, le rapport entre les masses d’oxygène qui réagissent
avec 1 g de carbone dans chacun des composés est 2:1.
18. a) Les parties plus petites sont les électrons et le noyau. Le noyau peut être décomposé en
protons et en neutrons, qui eux-mêmes peuvent être décomposés en quarks. Pour nos
besoins, nous considérerons que les électrons, les neutrons et les protons sont les plus
petites parties essentielles d’un atome.
b) Tous les atomes d’hydrogène comportent 1 proton dans le noyau. Le noyau de différents
isotopes d’hydrogène comptent 0, 1 ou 2 neutrons. Puisqu’il s’agit d’atomes, ceci
implique une charge neutre qui dicte la présence d’un électron pour tous les atomes
d’hydrogène. Si des ions chargés étaient inclus, les différents ions et atomes H
pourraient avoir des nombres différents d’électrons.
c) Les atomes d’hydrogène possèdent toujours 1 proton dans le noyau et les atomes
d’hélium en possèdent toujours 2. Le nombre de neutrons peut être le même pour un
atome d’hydrogène et un atome d’hélium. Le tritium, 3H, et le 4He, comptent tous deux 2
neutrons. Dans l’hypothèse d’atomes neutres, l’hydrogène comptera 1 électron et
l’hélium, 2.
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d) L’eau (H2O) est toujours composée de 1 g d’hydrogène pour 8 g d’oxygène, alors que le
H2O2 comprend toujours 1 g d’hydrogène pour 16 g d’O. Ce sont des composés
clairement différents, chacun ayant son propre nombre relatif unique et ses propres types
d’atomes.
e) Une réaction chimique implique une réorganisation des atomes. Les liens sont rompus
entre les réactifs, et de nouveaux liens sont formés dans les produits. Le nombre et les
types d’atomes entre les réactions et les produits ne changent pas. Comme les atomes
sont conservés dans une réaction chimique, la masse est conservée.
19. L’atome est composé d’un petit noyau dense contenant la majeure partie de la masse. Le
noyau lui-même est composé de neutrons et de protons. Les neutrons possèdent une masse
légèrement supérieure à celle d’un proton et ils sont neutres. Les protons, par contre, ont
une charge de 1+ comparée à la charge de 1– des électrons ; les électrons se déplacent
autour du noyau à des distances relativement grandes. Le volume de l’espace dans lequel se
déplacent les électrons est tellement grand, comparé à celui du noyau, qu’on peut affirmer
qu’un atome est en grande partie constitué de vide.
20. Le nombre et l’arrangement des électrons dans un atome déterminent la façon dont celui-ci
réagira avec les autres atomes. Les électrons déterminent les propriétés chimiques d’un
atome. Le nombre de neutrons présents détermine l’identité de l’isotope.
21. a) Une molécule n’a pas de charge nette (un nombre égal d’électrons et de protons sont
présents). Les ions, pour leur part, possèdent des électrons ajoutés ou enlevés pour
former des anions (ions chargés négativement) ou des cations (ions chargés
positivement).
b) Une liaison covalente est un partage d’électrons entre des atomes. Une liaison ionique
est l’attraction entre deux ions de charges opposées.
c) Une molécule est un assemblage d’atomes maintenus ensemble par des liaisons
covalentes. Un composé est constitué de deux ou de plusieurs éléments différents ayant
une composition constante. Les liaisons covalentes ou ioniques peuvent maintenir
ensemble des atomes dans un composé. Une autre différence : les molécules ne sont pas
nécessairement des composés. La molécule H2 est formée de deux atomes d’hydrogène
liés par une liaison covalente. H2 est une molécule, mais ce n’est pas un composé : H2 est
un élément diatomique.
EXERCICES
22. a) Un composé donné contient toujours les mêmes éléments combinés dans les mêmes
proportions, et ses propriétés dépendent de ces proportions et non de la composition du
mélange qui le forme.
b) H2 + Cl2 → 2HCl, il y a deux fois plus de particules de HCl que de particules H2 (ou
Cl2), le volume de HCl est donc deux fois plus grand que le volume de H2 (ou de Cl2).
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La théorie atomique
23. Des volumes égaux de différents gaz contiennent le même nombre de particules : Cl2 + 3F2
→ 2X. Deux molécules X contiennent 2 atomes Cl et 6 atomes F. Une molécule X contient
donc un atome Cl et 3 atomes F : ClF3.
24. Hydrazine : 1,44 × 10-1 g H/g N ; ammoniac : 2,16 × 10-1 g H/g N ; azoture d’hydrogène :
2,40 ×10–2 g H/g N
Voici les rapports des masses d’hydrogène :
0,144
0,216 = 1,50 = 2
3; 0,0240
0,144 = 6,00 ; 0,0240 0,216 = 9,00
Ces résultats sont conformes à la loi des proportions multiples, les masses de H étant dans
les rapports 6:9:1.
25. La loi des proportions multiples n’implique pas la comparaison de la masse d’un élément
avec la masse totale des composés. On peut montrer que ces données sont conformes à la
loi des proportions multiples, en comparant la masse de carbone qui se combine avec 1,0 g
d’oxygène dans chacun des composés ;
Composé 1 : 27,2 g C et 72,8 g O (100,0 – 27,2 = masse O)
Composé 2 : 42,9 g C et 57,1 g O (100,0 – 42,9 = masse O)
Réduire le rapport de manière à ce que chacun soit comparé à 1,0 g d’oxygène :
Composé 1: Og8,72 Cg2,27 = 0,374 g C/g O
Composé 2: Og1,57 Cg9,42 = 0,751 g C/g O
1
2
374,0 751,0 =; C’est conforme à la loi des proportions multiples.
26. Pour obtenir une masse de 1,00 pour H, on divise la masse d'hydrogène qui réagit avec 1,00
g d'oxygène par 0,126 ;
g 0,126 g 0,126 = 1,00. Sur une base similaire, on obtient pour Na, Mg et O :
Na : g 0,126 g 2,875 = 22,8 ; Mg : g 0,126 g 1,500 = 11,9 ; O : g 0,126g 1,00 = 7,94
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Chapitre 2 Atomes, molécules et ions
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élément H O Na Mg
valeur trouvée 1,00 7,94 22,8 11,9
valeur acceptée 1,008 16,00 22,99 24,31
Les masses atomiques de O et Mg sont incorrectes alors que celles de H et Na sont proches
de la valeur de référence. Il y a donc une supposition incorrecte dans les formules des
composés. Les formules correctes sont H2O, Na2O et MgO.
27. Si la formule est InO, une masse atomique de In se combinerait à une masse atomique de
O : donc masse atomique In = 76,54.
Og000,1 In g784,4
00,16
A=, A = masse atomique de In = 76.54
Si la formule est In2O3, deux fois la masse atomique de In se combinerait avec trois fois la
masse atomique de O : donc masse atomique de In = 114,8.
Og000,1 Ing784,4 00,16)3( A2 =, A = masse atomique de In = 114.8
Cette dernière valeur est celle qui est utilisée dans le tableau périodique moderne.
La nature de l’atome
28. Masse volumique du noyau (ne contient qu’un proton) :
Vnoyau = 3
4
3
4 =
r
3 π
(3,14) (5 × 10-14 cm)3 = 5 × 10-40 cm3
ρ = cm
10
5 g
10
1,67
340-
-24
×
× = 3 × 1015 g/cm3
Masse volumique de l’atome H (contient un proton et un électron) :
V
atome = 3
4(3,14) (1 × 10-8 cm)3 = 4 × 10-24 cm3
ρ = cm
10
4 g
10
9 +
10
1,67
324-
-28-24
×
×× = 0,4 g/cm3
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29. Puisque l’électron se déplace autour du noyau à une distance moyenne de 1 × 10–8 cm, alors
le diamètre de l’atome est environ de 2 × 10–8 cm. Établissons un rapport :
cm
10
2 cm
10
1
=
modèledu diamètremm 1
=
atomel' de diamètre noyaudu diamètre
8-
-13
×
×
Cela donne 2 × 105 mm comme diamètre du modèle, soit 200 m.
30. 5,93 × 10-18 C × C
10
1,602 ueélectroniq charge 1
19-
× = 37 charges négatives (électrons) sur la goutte
d’huile.
31. Sodium-Na ; radium-Ra ; fer-Fe ; or-Au ; manganèse-Mn ; plomb-Pb.
32. Arsenic, iode, xénon, hélium, carbone, silicium.
33. Métaux : Mg, Ti, Au, Bi, Ge, Eu, Am ; non-métaux : Si, B, At, Rn, Br.
34. Hélium, néon, argon, krypton, xénon et radon. Le radon n’a que des isotopes radioactifs.
35. Le prométhium (Pm) et le technétium (Tc).
36. a) Six ; Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. b) Cinq ; O, S, Se, Te, Po.
c) Quatre ; Ni, Pd, Pt, Uun. d) Six ; He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
37. a) : 35 protons, 79 – 35 = 44 neutrons, Puisque la charge de l’atome est neutre, le
79
35Br
nombre de protons = le nombre d’électrons = 35 ;
b)
81
35 : 35 protons, 46 neutrons, 35 électrons ;
Br
c)
23 : 94 protons, 145 neutrons, 94 électrons ; 9
94 Pu
d) 133 : 55 protons, 78 neutrons, 55 électrons ;
55Cs
e)
3
1 : 1 proton, 2 neutrons, 1 électron ;
H
f)
56
26 Fe : 26 protons, 30 neutrons, 26 électrons.
38. a) L’élément 8 est l’oxygène. A = nombre de masse = 9 + 8 = 17; 17
8O
b) Le chlore est l’élément 17.
37
17Cl
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