Structure et propriétés de la matière : Différencier Atomes, Ions et

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Structure et propriétés de la matière :
Différencier Atomes, Ions et Molécules
I- L’atome
A) Composition
C’est la plus petite partie d’un élément chimique. Il conserve toutes les propriétés de l’élément.
L’atome est composé d’un noyau qui est constitué de 2 particules :
- Les neutrons,
- Les protons
Ces 2 particules constituent les nucléons.
Autour de ce noyau gravitent des électrons.
On parle de cortège ou nuage électronique.
On représente l’atome sous la forme suivante :
A
X
Z
X : symbole de l’élément
A : nombre de masse
Z : numéro atomique
A – Z = nombre de neutrons
Les protons ayant une charge positive et les neutrons n’ayant aucune charge, on peut dire que le
noyau d’un atome est chargé positivement.
Les électrons ont une charge négative.
Les atomes sont électriquement neutres. Ils contiennent donc autant d’électrons que de protons.
B) La représentation de Lewis
Les électrons sont plus ou moins liés au noyau de l’atome et possèdent des niveaux d’énergie
différents.
Ces électrons se répartissent en couches successives autour du noyau.
Plus un électron est lié au noyau d’un atome, plus il faut fournir d’énergie pour l’arracher à
l’atome.

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Pour caractériser ces quantités d’énergie, les électrons sont répartis sur des couches appelées niveaux
d’énergie. Elles ont pour symbole : K, L, M,… où K est la couche la plus proche du noyau.
La première de ces couches peut contenir au maximum 2 électrons.
La deuxième et la troisième sont complètes lorsqu’elles ont 8 électrons.
On ne représente que les électrons de la dernière couche selon la convention de Lewis :
- Un point représente un électron célibataire,
- Un tiret représente un doublet d’électrons.
Remarque : On utilise également la représentation de Bohr afin de faire apparaître de façon complète
les différentes couches électroniques de l’atome.
Connaître la structure électronique des atomes, c’est connaître le mode de remplissage ou la répartition
des atomes suivant les niveaux d’énergie.
C) La quantité de matière
En chimie, les atomes sont infiniment petits. Pour éviter d’utiliser de trop petits nombres, les chimistes
font leurs calculs à partir d’un très grand nombre d’atomes.
Ce nombre représente 602 mille milliards de milliards d’atomes soit : 6,02 x 1023
C’est le nombre d’Avogadro.
Lorsque l’on a 6,02 x 1023 d’atomes, on a ce que l’on appelle une mole d’atome.
La masse molaire atomique est donnée dans la classification périodique. Elle s’exprime en g/mol.
Cette quantité de matière est reliée à la masse par la formule :
n = 
avec n = nombre de moles (mol)
m = masse (g)
M = masse molaire (g/mol)

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II- Les ions
Les ions sont des atomes ou des groupements d’atomes qui ont perdu ou gagné un ou plusieurs
électrons.
L’ion Ca2+ se forme à partir de l’atome de Ca auquel on a arraché 2 électrons.
Les ions qui perdent des électrons sont appelés cations. Ils sont chargés positivement.
L’ion F- se forme à partir de l’atome de F auquel on a ajouté 1 électron.
Les ions qui gagnent des électrons sont appelés anions. Ils sont chargés négativement.
La capture ou la perte d’électrons agit uniquement sur le cortège électronique donc sur les couches
d’électrons. En aucun cas elles n’agissent sur le noyau ; seules les réactions nucléaires le permettent.
Les ions ne sont pas visibles. Afin de pouvoir déceler leur présence, il faut mettre en place des tests
de reconnaissance spécifiques à chaque ion.
Il existe de nombreux tests de reconnaissance des ions. Les tests les plus basiques font partie des
suivants (Cf : feuille de reconnaissance des ions)
Pour déterminer la quantité d’ions en solution, on cherche à déterminer leur concentration.
On parle alors de concentration massique : Cm = 
 avec Cm en g/L
Ou de concentration molaire : C = 
 avec C en mol/L

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III- Les molécules
Tout comme les atomes, les molécules sont électriquement neutres.
L’écriture de la molécule doit donc indiquer les atomes qui la constituent et leur nombre.
On y trouve donc :
- Le symbole des éléments chimiques présents,
- Le nombre (en indice) de chaque élément juste après son symbole.
Ex : l’eau de formule H2O contient 2 atomes d’hydrogène et 1 atome d’oxygène
Le modèle de Lewis de chaque atome et l’application de la règle de l’octet permettent d’établir la
composition des molécules.
Exemple avec le carbone :
Le carbone possède 4 électrons. Pour respecter la règle de l’octet, il lui en faut 8 ; donc 4 de plus.
En même temps, l’hydrogène est aussi intéressé par un électron pour en avoir 2 (règle du duet).
Il peut donc y avoir un partage entre H et C permettant au carbone d’avoir 8 électrons autour de lui et
pour chaque hydrogène de posséder 2 électrons.
Le carbone peut également émettre plusieurs liaisons vers le même atome.
Entre le carbone et l’oxygène, le principe est le même mais avec seulement 2 atomes d’oxygène
puisque chacun apporte 2 électrons célibataires.
Dans la représentation de Lewis, O possède 2 électrons et 4 autres électrons déjà associés par deux
(doublets d’électrons).
La molécule formée est le dioxyde de carbone de formule brute CO2.

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Autres exemples :
Comme pour les atomes, la masse molaire d’une molécule est définie à partir d’une mole (cf cours sur
la structure et les propriétés de la matière).
Pour un atome, on parle de masse molaire atomique. Pour une molécule, on parle de masse molaire
moléculaire.
La masse molaire atomique est donnée dans la classification périodique. Elle s’exprime en g/mol.
La masse molaire moléculaire d’une molécule est calculée en faisant la somme des masses molaires
atomiques des atomes constituants la molécule. Elle s’exprime également en g/mol.
Exemple de calcul :
Pour la molécule H2O composée d’un atome d’oxygène et de 2 atomes d’hydrogène
On a M(H) = 1 g/mol et M(O) = 16 g/mol
M(H2O) = 2 × M(H) + 1 × M(O) = 2×1 + 1×16 donc M(H2O) = 18 g/mol