Atome, ions et éléments chimiques

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Atome, ions et éléments chimiques
I. L’atome
1. Modèle de l’atome : à travers l’histoire :
Démocrite (en 430 av JC), Niels Bohr (en 1913) et Schrödinger (en 1926) ont été des physiciens qui ont
permis de faire évoluer la notion d’atomes, constituants de la matière au cours de l’histoire.
Voici 3 phrases qu’ils auraient pu prononcer :
A
La matière ne peut être divisée indéfiniment. Elle est faite de grains qu’on appellera atomes, ce qui
signifie qu’on ne peut pas les divisés
B
Les électrons tournent autour du noyau positif comme les planètes de notre système solaire tournent
autour du Soleil.
C
Il faut abandonner le concept de trajectoire de l’électron. Celui-ci est délocalisé dans le nuage
électronique : on parle de probabilité de présence de l’électron autour du noyau.
Voici 3 documents illustrant les propos ci-dessus :
1
2
3
Attribuer à chaque personnage ses propos et l’illustration qui l’accompagne.
Démocrite 430 av JC
Bohr 1913
Schrödinger 1926
2. Le noyau :
Il est formé de nucléons qui sont les protons et les neutrons.
On appelle A le nombre total de nucléons que compte le noyau.
Masse
Charge
Nombre
Nucléon
Proton
mP =1,67.10-27kg
qp = +e = 1,6x10-19C
Z
Neutron
mn ≈ mp
qn = 0 (neutres)
N = A – Z
Exprimer N le nombre de neutrons présents dans le noyau en fonction de A et Z (tableau).
Z est le « numéro atomique » ou « nombre de charge » ; tous les atomes qui ont le même nombre
de protons (même Z) portent le même nom
La charge électrique se mesure en Coulomb (symbole : C)

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Exemple :
Voici un schéma de l’atome d’aluminium. A
quelle période pourrait-on dater ce schéma ?
Justifier.
Donner les valeurs de Z, N et A de l’atome
d’aluminium.
3. Les électrons :
Ils n’ont pas de trajectoire précise. Ils se meuvent dans un espace vide, relativement grand par
rapport à la taille du noyau.
Masse
Charge
Nombre
Electron
me =9,1.10-31kg
qe= - e = -1,6.10-19C
Z
Donner le nombre d’électrons qu’il y a autour du noyau de l’atome d’aluminium :
4. Représentation :
On représente un atome en précisant Z et A. Le symbole utilisé est noté X :
Exemples : Décrire chacun des atomes ci-dessous
Nom de l’atome
Nombre de Nucléons
Nombre
d’électrons
Protons
Neutrons
Al
Remarque : pour le symbole d’un atome, on utilise 1 lettre majuscule
ou 1 lettre majuscule + 1 lettre minuscule
5. Neutralité du noyau :
a. Calculer la charge totale du noyau de l’atome d’aluminium (formule littérale attendue)
X
A
Z
C
12
6
O
16
8
H
1
1

3
b. Calculer la charge totale des électrons de l’atome d’aluminium (formule littérale attendue)
c. Que peut-on conclure quant à la charge globale de l’atome d’aluminium ? Pourquoi peut-on
généraliser cette conclusion à tous les atomes ?
6. Masse d’un atome :
d. Comparez la masse de l’électron et celle d’un nucléon : (rapport du plus grand sur le plus petit)
e. Pourquoi peut-on affirmer que la masse d’un atome correspond à la masse de son noyau ?
f. Calculez la masse du noyau de l’atome d’aluminium.
g. Proposez une formule qui permet de calculer une valeur très approchée de la masse d’un
atome ma en fonction de A et mp ; expliquer pourquoi on appelle A le « nombre de masse »
h. La taille du noyau est environ 100 000 fois plus petite que celle de l’atome. Pourquoi dit-on que
la matière a une structure « lacunaire » ?
7. Isotopes :
Deux atomes sont isotopes si ils ont le même numéro atomique Z mais un nombre de masse A
différent.
Qu’est ce qui diffère dans les noyaux de 2 isotopes ? Qu’est-ce qui reste identique dans les noyaux
de 2 isotopes ?
Comme ils ont le même numéro atomique, ils gardent le même nom ; pour les différencier, on
ajoute à leur nom leur nombre de masse A. ex : le carbone 12, le carbone 14, etc.

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Représentation
Nbre de
protons
Nbre de
neutrons
Abondance
naturel
H
hydrogène léger
(ou hydrogène -
tout court)
99,98 %
deutérium
0,02 %
tritium
10-4 %
C
carbone 12
98,2 %
carbone 13
1,1 %
carbone 14
10-10 %
L'abondance naturelle est le pourcentage en nombre d'atomes, pour un certain type d’atome, de
chacun des isotopes par rapport à l'ensemble des isotopes.
II. Les ions :
On distingue les cations et les anions.
1. Les cations :
Ils sont formés à partir d’atomes qui ont perdu des électrons.
Leur charge est donc globalement ………………………………………
Exemples :
Nom de l’ion
Symbole de
l’atome
dont il
dérive
Nbre de
protons
dans le
noyau de
l’atome
Nbre
d’électrons
de l’atome
Nbre
d’électrons
perdus
Nbre de
protons
dans le
noyau de
l’ion
Nbre
d’électrons
de l’ion
Charge de
l’ion
Formule de
l’ion
Sodium
1
Magnésium
2
Aluminium
3
Calculer la charge globale du noyau de l’ion aluminium
Calculer la charge globale des électrons de l’ion aluminium
Calculer la charge globale de l’ion aluminium
2. Les anions :
Ils sont formés à partir d’atomes qui ont perdu des électrons.
Leur charge est donc globalement ………………………………………
H
1
1
H
2
1
H
3
1
C
12
6
C
13
6
C
14
6
Na
23
11
Mg
24
12
Al
27
13

5
Exemple :
Nom de
l’ion
Symbole de
l’atome
dont il
dérive
Nbre de
protons
dans le
noyau de
l’atome
Nbre
d’électrons
de l’atome
Nbre
d’électrons
gagnés
Nbre de
protons
dans le
noyau de
l’ion
Nbre
d’électrons
de l’ion
Charge de
l’ion
Formule de
l’ion
Chlorure
1
Oxygène
2
Soufre
2
3. Représentation d’un ion :
On représente un ion en précisant Z, A et sa charge. Le symbole utilisé est X, symbole de l’atome
dont il dérive
Pour les cations dont la charge serait « m+ » :
Pour les anions dont la charge serait « n- » :
Exemples :
Représentation
Nombre de
charge
Nombre de
masse
Nombre de
neutrons
Nombre
d’électrons
29
35
28
S
16
32
Cl
17
18
18
36 Cl
17
H +
1
1
4. Les ions polyatomiques :
Il s’agit d’un groupement d’atomes liés qui, ensemble, ont gagné ou perdu un ou plusieurs
électrons.
Nom de l’ion
Formule
Type et nombre d’atomes du
groupement
Nombre d’électrons (précisez
« gagné » ou « perdu »)
Ion sulfate
Ion carbonate
Ion oxonium
Cl
35
17
O
16
8
S
32
16
mA
ZX
nA
ZX
29
63 2
Cu 
1
2H
2
4
SO
2
3
CO
OH3