PARTIE_4

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Cours de Chimie et didactique B1_S1410 – Nathalie Matthys
–
1ère
Sciences – 31/03/2016
PARTIE 4. LES MODÈLES DE LA MATIÈRE
PARTIE 4. LES MODÈLES DE LA MATIÈRE
1
1
INTRODUCTION
2
2
CONCEPT D’ATOME ET D’ELEMENT
3
3
DE LA CHIMIE À LA PRÉHISTOIRE ?
4
4 L’ANTIQUITE : EMERGENCE DU
CONCEPT D’ELEMENT
5
4.1
CONCEPT D’ÉLÉMENT POUR LES PHILOSOPHES
GRECS DE L’ANTIQUITÉ
5
4.2 CONCEPT D’ATOME POUR LES ATOMISTES
GRECS DE L’ANTIQUITE
8
5 L’ALCHIMIE : CADEAU ARABO-EGYPTIEN
OFFERT A L’EUROPE
9
6 RENAISSANCE ET RÉVOLUTION
CHIMIQUE
11
6.1
CHANGEMENT DE DEMARCHE ET EMERGENCE
DES CORPUSCULES
11
6.2 LA RÉVOLUTION CHIMIQUE
13
6.3 DE LA RÉVOLUTION CHIMIQUE À LA
RENAISSANCE DE L’ATOME
14
7 LA CONCEPTION CLASSIQUE DE LA
STRUCTURE ATOMIQUE
16
7.1 L’ELECTRON : LES EXPERIENCES DE THOMSON
ET MILLIKAN
20
7.1.1 CONSTRUCTION DU MODELE DE THOMSON
20
7.1.2 LA CHARGE DE L ‘ELECTRON : L’EXPERIENCE
DE LA GOUTTELETTE D’HUILE DE MILLIKAN
22
7.2 LES MODELES ATOMIQUES DE THOMSON ET
RUTHERFORD
24
7.2.1 LE MODELE ATOMIQUE DE THOMSON : PAIN
AUX RAISINS OU « PLUM PUDDING »
24
7.2.1 CONSTRUCTION DU MODELE DE
RUTHERFORD
25
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8 LA LUMIERE ET LA THEORIE
QUANTIQUE
28
8.1 LA NATURE ONDULATOIRE DE LA LUMIERE 28
8.2. BOHR : LE MODELE PLANETAIRE DE L’ATOME
D’HYDROGENE
30
9. LA CONCEPTION QUANTIQUE DE LA
STRUCTURE DE L’ATOME
32
9.2.
UN MODELE DE L’ATOME ADAPTE AU
SECONDAIRE
33
10
34
10.1
10.2
10.3
10.4
10.6
MODELE DES ORBITALES
NOMBRES QUANTIQUES
LES ORBITALES ATOMIQUES (OA)
FORME DES OA
ENERGIE DES ORBITALES
REMPLISSAGE DES OA
11 STRUCTURE ELECTRONIQUE ET
REACTIVITE CHIMIQUE
11.1
34
35
36
37
38
40
MODELE DE BOHR ET CLASSIFICATION
40
RAYON ATOMIQUE
42
LE RAYON IONIQUE
44
L’ENERGIE D’IONISATION
46
EVOLUTION DE L’ELECTRONEGATIVITE AU
SEIN D’UNE FAMILLE
47
11.6 CONCLUSION
48
PERIODIQUE
11.2
11.3
11.4
11.5
8. NOYAU ATOMIQUE ET REACTIVITE
ATOMIQUE
49
9. EXERCICES SUR LA STRUCTURE
ATOMIQUE
53
10. EXERCICES SUR LES CONFIGURATIONS
ELECTRONIQUES
57
11.
A SAUVEGARDER
Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4
58
Page 1
1 Introduction
L’UAA1 « Constitution
et classification de la matière » en
3e année propose de travailler les
compétences ci-contre:
Cette unité d’apprentissage commence par un changement d’échelle au cours duquel l’élève passe du
niveau macroscopique (étude des mélanges, des séparations, des solutions, de la concentration) au
niveau microscopique (composition des molécules, formule moléculaire).
Ensuite, le programme propose d’étudier le modèle atomique pour, enfin, le mettre en lien avec la
classification périodique.
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2 Concept d’atome et d’élément
Le monde qui nous entoure, que nous regardons, sur lequel nous agissons nous semble à la fois très
familier et très complexe dès lors qu’on essaye d’en imaginer la structure intime. Pourtant le simple
fait d’analyser les phénomènes d’un point de vue microscopique, de comprendre la nature même de
la matière permet de mieux appréhender les transformations des corps et leurs comportements. De
plus, comment résister à l’envie de trouver l’Ordre, le Principe qui sous-tend un tel édifice ?
Ce fut l'effort, dès le 6e siècle avant notre ère, des premiers philosophes grecs qui vont rechercher les
principes des choses. Le mot "principe", en latin principum, désigne ce qui est au début, ce qui est
premier.
Cette recherche de la simplicité va prendre deux directions:
 la recherche de la simplicité qualitative: les éléments;
 la recherche de la simplicité quantitative: les atomes.
La recherche de la simplicité qualitative a été en partie étudiée lors du chapitre 1 sur les mélanges et
corps purs puisque ce chapitre nous à amené à découvrir les différents corps purs simples, composés
d’un seul élément chimique. Lors du chapitre 3, nous avons abordé la chimie du point de vue
quantitatif à travers les lois des proportions définies, des proportions constantes et de la conservation
de la matière ; il s’agit de la recherche de la simplicité quantitative : les atomes.
Les concepts d’élément et d’atome sont bien souvent confus, retourner dans le passé est une façon de
mieux appréhender cette confusion, de comprendre comment se sont construits ces concepts et de les
clarifier.
Par ailleurs, cette approche historique trouve sont fondement dans le programme ; citons-en, par
exemple, les capacités indispensables pour la pratique scientifique:
« Evaluer la portée et les limites des modèles et des principes »
« comprendre que les connaissances actuelles en sciences ont une histoire »
« Etablir un lien entre les développements des sciences et des technologies »1
1
Programme HGT, Sciences générale, 2e degré D2-HGT-SCG-D/2014/7362/3/22 p 9
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3 De la chimie à la préhistoire ?
Faisait-on de la chimie à la préhistoire ? Les témoignages archéologiques montrent que l'homme
utilisaient des substances qu'il trouvait facilement dans la nature, développant ainsi des connaissances
dans les domaines suivants :
Le feu (- 1,5 Ma) : Il était utilisé comme source de lumière et de chaleur, comme moyen de
défense contre les prédateurs, comme source d'énergie puisqu'il permettait la cuisson des
aliments, de l'argile pour la poterie...
La métallurgie :
Le cuivre, objet du commerce, était une source de richesse.
Le bronze (90 % de cuivre, 10 % d'étain), confection d'armes, pendant l'Age du Bronze, il y a
5 000 ans.
Le fer, pendant l'Age du Fer, 2 500 ans avant JC, plus grande dureté pour les armes que le
bronze.
L'acier (alliage de fer et carbone), encore plus résistant et plus solide que le fer.
Le laiton (alliage de cuivre et zinc) servait pour la confection de pièces de monnaie romaine,
1 000 ans avant JC.
L'argent et l'or, déjà considérés comme des métaux précieux il y a 7 000 ans, servaient pour
la construction de bâtiments (monuments, pyramides, temples...), pour
La teinturerie :
Colorants végétaux : garance ( rouge ), gaude ( jaune ), indigo ( bleu ), pastel ( bleu )...
Teintures animales : le pourpre, extrait du murex (coquillage ) était utilisé comme encre.
Teintures minérales : malachite, gypse, potasse, salpêtre, soufre..., entraient entre autre dans
la composition des produits de beauté.
La fermentation : Fabrication de la bière en Egypte.
Préparation de certains médicaments.
Il apparaît que ces pratiques sont en lien avec la transformation de la matière, en quelque sorte, les
hommes faisaient de la chimie sans le savoir mais en étant déjà bien efficaces dans l’apprivoisement
des propriétés de la matière.
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4 L’antiquité : émergence du concept d’élément
Concept d’élément pour les philosophes grecs de l’Antiquité
Les premiers d'éléments
Les anciens philosophes grecs ont d'abord essayé de réduire tous les phénomènes à un seul élément:
 Thalès: l'eau;
 Anaximène: l'air;
 Héraclite: le feu.
 Aristote (4e siècle av. J.C.)
va les rassembler tous dans
un système à quatre
éléments,
que
l'on
enseignera
dans
les
universités
jusqu'à
Lavoisier.
Observons que chaque élément a
une qualité en commun avec
l'élément qui le suit. Ils peuvent donc se transformer l'un en l'autre,
en remplaçant une qualité par la qualité contraire.
Figure 1: Les 4 éléments
On peut expliquer ainsi beaucoup de phénomènes physicochimiques: la fusion d'un métal; la combustion; l'évaporation; et, en
fait, l'univers entier: les quatre éléments ont pour Aristote un lieu
naturel: le plus lourd au centre, le plus léger à la périphérie. Donc, de
bas en haut: terre, eau, air, feu. C'est pourquoi on a cru jusqu'au 16 e
siècle que la terre était au centre du monde et le soleil à la périphérie.
La suite de l'histoire montre comment le modèle des quatre éléments
a subi des retouches pour tenir compte de nouveaux faits, c'est-à-dire
d'expériences de laboratoire. Depuis le 12e siècle, on distillait du vin
et on obtenait une eau qui brûle,
l'alcool, que l'on ne savait où caser Figure 2: Illustration des quatre
dans les quatre éléments; d'où son éléments dans un livre de chimie du
e
nom de cinquième élément ou 16 siècle. Chaque élément est
symbolisé par ses habitants :, l'eau par
quinte-essence. C'est d'ailleurs un monstre marin, la terre par un ours,
depuis lors que tous les extraits l'air par un oiseau, le feu par un ange
produits par distillation s'appellent,
chez les droguistes, des essences, de rose, de jasmin, d'amande ... ou de pétrole, c'est-à-dire l'essence
tout court.
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Définitions2
Elément d'Aristote (384-322)
"le corps auquel on aboutit en décomposant les autres corps, qui est présent en eux en puissance ou
en acte ..., et qui est lui-même indécomposable en constituants spécifiquement distincts de lui".
Ailleurs, il dit: "l'élément est le fondement de l'être pour toutes les choses qui sont et l'origine
première de leur devenir aussi bien que le terme dernier de leur corruption, la substance demeurant
présente et subissant de simples transformations".
Ou encore: "Elément se dit du premier composant immanent d'un être et indivisible en parties
spécifiquement différentes; par exemple, les éléments du mot sont les parties dont est composé le mot,
et dans lesquelles on le divise ultimement, parties qu'on ne peut plus diviser en d'autres éléments
d'une espèce différente de la leur.
On voit déjà apparaître ici les caractéristiques fondamentales de la notion d'élément:
 on y parvient en décomposant les corps;
 on ne peut le décomposer. Il est donc simple, c'est-à-dire qu'il ne contient pas d'autres
substances;
 inversement, il peut se combiner à d'autres substances et donner des composés.
Le mot qui désigne "élément" en latin, elementum, et son correspondant grec, stoicheion désignent
aussi les lettres de l'alphabet. De même que les lettres de l'alphabet se combinent pour fournir des
mots et des phrases, les éléments se combinent pour donner les phénomènes physico-chimiques.
Rappelons que même si Aristote parle en terme d’élément, il considère la matière comme étant
CONTINUE, pas de discontinuité donc, pas de vide et par conséquent pas « d’atomos » au sens
où en parle Démocrite. De plus, on est loin de la signification de l’élément chimique
d’aujourd’hui, il s’agit des qualités des corps.
Pièce grecque de 10 drachmes (1976) Au
verso, on voit une symbolique de l’atome
2
T. Mayer, Petite histoire d'un modèle d'après ses textes fondateurs, Diffusion "Centre de Documentation en Sciences
pour l'Enseignement Secondaire", Version informatisée : Jacques Koplowicz
Elements_et_atomes.pdf sur Icampus dans le cours B1_S1410, COURS_1NS > Chapitre_4 > Antiquité
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Biographies
Philosophe grec (Stagire 384 – Chalcis 322 ACN.),
ARISTOTE ( Άριστoτελης ) se rend à Athènes à 17
ans, espérant succéder à Platon à l’Académie. Il y
reste 20 ans comme étudiant puis chercheur et enfin
tuteur (notamment d’Alexandre Le Grand). Après
avoir créé en Asie Mineure un centre d'enseignement
et de recherche, il fonde à Athènes un lycée où il
enseigne « en se promenant » ( d'où le nom d'école «
péripatéticienne » ) tout en menant de front une
véritable recherche dans les domaines les plus divers
: art dramatique, constitutions politiques, sports
olympiques, poissons et fruits de mer, etc. Oubliées,
les grandes œuvres d'Aristote seront découvertes par
hasard, éditées dans la Rome de Cicéron,
redécouvertes au Moyen Âge, écartées et enfin
réhabilitées. Leur intérêt exceptionnel provient de la
conjugaison du savoir et de la réflexion. Aristote a
été le premier à signaler l'accroissement du delta du
Nil, la lenteur des révolutions du globe ou les mœurs
des siluridés. Il décrit environ 400 espèces
d’animaux dont il avait semble–t–il disséqué une
cinquantaine. On lui doit aussi la subdivision du
règne animal entre vertébrés et invertébrés, le
classement des chauves–souris parmi les
mammifères, une bonne description de la vie sociale
des abeilles, la distinction entre insectes diptères et
hyménoptères, des ouvertures vers l'écologie et la
zoogéographie et enfin la notion capitale d'espèce.
Certaines de ses découvertes n'ont été confirmées
qu'au XIXe siècle. Aristote pose des questions de
fond sur la structure de la matière, l'organisation de
la vie, le pouvoir de l'esprit et ses limites, la liberté
de l'homme et son sens. En distinguant quatre
éléments d'une part et quatre propriétés d'autre part,
portées deux à deux par chaque élément et en
postulant la quintessence, source inépuisable
d'énergie, Aristote parvient à constituer un modèle
physico–chimique qui intègre les transformations
dans un système qui avantage l'état stable, source et
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fin du mouvement. Plus biologiste que mathématicien,
Aristote fonde l'anatomie et la physiologie comparées. Il
utilise des symboles pour les variables et reste très attentif
au rôle de l'observateur en définissant par exemple le temps
comme la mesure du mouvement.
Philosophe grec (Abdère, v. 480-360 av. J.–C.),
DEMOCRITE (Δημoκριτoς) a beaucoup voyagé et on
raconte qu'il passa cinq années auprès des géomètres en
Égypte. Célèbre pour son aptitude à rire et pour son savoir
encyclopédique, il fut très lié avec Hippocrate de Cos. On
prétend qu'il vécut à Athènes sans voir Socrate. À son retour
dans sa patrie, Démocrite se consacra entièrement à la
philosophie. Il fonda son école d'Abdère vers 420. Les écrits
de Démocrite ont été perdus vers le IIIe siècle après J.C. La
philosophie de Démocrite nous est connue par un exposé
d'Aristote : elle réside dans un matérialisme mécaniste
atomiste qui sera repris plus tard par Épicure et Lucrèce.
Pour Démocrite, la nature est composée de vide et d'atomes,
particules matérielles indivisibles, éternelles et invariables
et il n'existe rien d'autre. Les atomes ne diffèrent entre eux
que par leurs formes et leurs dimensions. Ils sont
perpétuellement en mouvement descendant ; leur tourbillon
peut provoquer des mondes éphémères et par leurs
combinaisons, ils produisent les corps les plus divers.
« Rien ne naît de rien », écrit Démocrite, et tout s'enchaîne
nécessairement : les corps naissent des combinaisons
d'atomes et disparaissent par la séparation des atomes.
L'âme est faite d'atomes et la connaissance sensorielle est
due à l'émission par les objets de substances très fines qui
agissent sur les sens. Toute connaissance vient des
sensations, dit–il, mais peut s'élever au–dessus d'elles par la
raison.
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Concept d’atome pour les atomistes grecs de l’Antiquité
"Atome" vient du grec a-tomos, "impossible à couper". C'est ainsi que deux philosophes grecs du 5e
siècle avant Jésus-Christ, Démocrite et Leucippe ont appelé les petites parcelles indivisibles
auxquelles on devrait parvenir en décomposant les corps. Le monde est ainsi constitué de petites
parcelles de matières séparées par du vide : la matière est DISCONTINUE .
Observons que c'est la même recherche de simplicité que dans le cas de l'élément. Cependant, ici, la
simplicité est quantitative au lieu d'être qualitative.
Le modèle peut lui aussi expliquer un certain nombre de phénomènes: quand on martèle une plaque
de métal ou qu'on la chauffe, elle se dilate: ce sont les atomes qui s'écartent; quand on chauffe plus
fort, elle fond: ce sont les atomes de feu qui pénètrent entre les atomes de métal et qui défont sa
structure; le lourd et le léger, etc.
Comment Démocrite explique-t-il les différences entres les corps?
Il ne dit pas que les atomes des différents corps (le fer et le cuivre) sont
de matières différentes: ils sont tous faits de la même matière. Ils ont une
différence de forme (ronds, pointus, ...) et ont une différence de position.
ont une différence de groupement, c'est-à-dire que plusieurs atomes peuvent s'assembler.
faits
Ils
Le modèle de Démocrite va être oublié par tout le Moyen Age (entre 500 et 1500) où il est
concurrencé par Aristote.
Les physiciens (Descartes, Gassendi, Newton) vont y revenir au 17e siècle3. Ils vont surtout insister
sur la forme des atomes qui seront imaginés avec des pointes, des ressorts, des crochets ... Voici, par
exemple, le modèle d’une molécule d’eau tel que le modèle « crochet-et-œil » de Descartes aurait pu
la représenter sans toutefois connaître encore la composition exacte de l’eau. A l’époque, les
physiciens pensent que la taille et la forme des atomes qui se déplacent dans le vide doivent rendre
compte des propriétés de la matière. Ainsi, la chaleur serait due à des atomes petits et ronds ; le froid,
à des atomes pyramidaux avec des coins pointus, ce qui pourrait être une explication de la sensation
de picotement lors de grands froids. Par contre, dans les solides, les atomes tiendraient ensemble par
des crochets entrelacés.
Figure 3: modèle de molécule d'eau "crochet-et-oeil"
Nous parlons encore d'atomes crochus…
3
Collaboration, Academic, Histoire du concept de molécule, http://fr.academic.ru/dic.nsf/frwiki/785197
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5 L’alchimie : cadeau arabo-égyptien offert à l’Europe
Dès le IVe siècle avant JC, les chinois maîtrisaient parfaitement la pyrotechnie et bien d’autres
procédés de laboratoire qui les amenèrent à inventer notamment à la poudre à canon. Mais ils
cherchaient également à transformer les métaux en or « alchimique » et ce, afin de créer la pilule de
l’immortalité. Les techniques décrites par les chinois furent ensuite connues des égyptiens qui, depuis
des millénaires, avaient acquis, eux aussi de grandes compétences en terme de momification de leurs
morts, obtention de métaux précieux… Par la suite, la
philosophie grecque aristotélicienne c’est propagée vers
Alexandrie pour ensuite se mêler aux techniques égyptiennes.
C’est la naissance de l’alchimie : Al kimiya (art égyptien), c’està-dire les opérations de laboratoire (distillation, cristallisation, sublimation…).
Dès le VIIe s., les conquérants arabes envahirent
l’Égypte et se mirent à traduire la plupart des
documents alchimiques, ce qui relança la recherche
à propos de la transmutation, de la pierre
philosophale, des élixirs. À la fin du XIIe s.,
l’alchimie est arrivée en Europe par le biais de la
traduction de texte arabes en latin. Au Moyen-âge, la
quête de l’alchimie était d’obtenir la transmutation
des métaux « vils » (tels que le cuivre) en métal
« noble » : l’or. Sans doute parce que cette opération
ouvrirait des perspectives de richesse et de pouvoir,
l’activité des alchimistes s’entourait de secrets et
s’inscrivait dans une démarche très ancienne
d’ésotérisme et d’occultisme. La démarche de
l’alchimie (comme celle de l’astrologie d’ailleurs)
établissait des liens symboliques qui unissaient le
microcosme au macrocosme (monde des planètes).
Par exemple, l’élément Plomb était associé à la Figure 4: origine arabe de l'al kimiya
(http://mundiphilosophorum.blogspot.be)
planète Saturne car celle-ci nous apparaît d’une
couleur jaune « plombée ». Malgré leur croyance ésotérique, les alchimistes développèrent
l’observation, l’expérimentation, la mesure et la classification des éléments : l’alchimiste est donc un
précurseur respectable de la chimie. D’ailleurs n’oublions pas que Newton en fut adepte et que la
physique actuelle a réalisé le vieux rêve de la transmutation en transformant certains atomes en
d’autres.
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SYMBOLES ALCHIMIQUES
Les symboles alchimiques utilisés pour indiquer le métal sont les suivants:
Figure 5: symboles alchimiques4
On ne connaît avec certitude que peu de choses concernant l'origine de ces symboles. Ce procédé de
désignation était déjà utilisé par les alchimistes il y a treize siècles. Le symbole du plomb peut
représenter le scythe de Saturne et le symbole du cuivre le miroir de Vénus. Les partisans de cette
école de pensées disent que les symboles sont censés rappeler les attributs des divinités
mythologiques.
Les anciens alchimistes prétendent que ces signes avaient été attribués d'abord aux métaux, et ensuite
transmis aux planètes.
Vidéo pour découvrir l’alchimie :
Umanicience, L’alchimie, https://www.youtube.com/watch?v=weX2nuRzxOA&gl=BE
Dailymotion, Alchimie entre science et mysticisme, http://www.dailymotion.com/video/xod9cj_alchimie-entre-scienceet-mysticisme_news
4
Poisson, A, théorie et symboles des alchimistes, http://chrysopee.url.ph/_ouvrages/377.pdf
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6 Renaissance et révolution chimique
Changement de démarche et émergence des corpuscules
Au XVIe siècle, la science se tourne plus vers l’expérience, les spectacles d’expériences simples
deviennent à la mode. L’invention de l’imprimerie favorise la diffusion des idées et de la
connaissance. Cette époque est jalonnée de découvertes et le contexte est si riche que petit à petit, des
théories vont être remises en question dans un flot de débats houleux à l’académie des sciences.
Léonard de Vinci (1452-1519) dessine des alambics et divers instruments pour
ses expériences. Il met au point des alliages pour ses machines de guerre et des
nouvelles couleurs pour ses toiles. À partir de l’observation de la flamme d’une
bougie, il identifie dans l’air un principe indispensable à la vie… le gaz vital.
Figure 6: Léonard De Vinci
(Wikimedia Commons)
Un médecin flamand,
Van Helmont (1577-1644) est le premier à
observer les « vapeurs » qu’il souhaite appeler « chaos » (nom donné par
les grecs à la substance dont serait sorti l’Univers) ; « chaos » en flamand
est devenu « gas ». Partisan de l’utilisation de la balance en chimie, il
suggère que la matière se compose de deux substances fondamentales :
l’air et l’eau. Il découvre certains gaz, notamment le gaz sylvestre.5
Figure 7: Jean Baptiste Van Helmont
(Wikimedia Commons)
Boyle (1627-1694) imagine que la matière est faite de quelques
substances simples appelées « éléments ». Un élément est ce qui
n’est pas décomposable … « Dans un mélange (mixture), les corps
qui y entrent conservent chacun leurs propriétés caractéristiques et
sont faciles à séparer les uns des autres ; dans une combinaison, les
parties perdent leurs propriétés primitives et sont inséparables ». En
observant la compression de l’air, il a également suggéré l’existence
de corpuscules et du vide qui les sépare.
Figure 8: Robert Boyle
(wikimedia Commons)
Joly B., Les œuvres de Jean-Baptiste Van Helmont, http://polib.univlille3.fr/documents/B590092101_000000081.170_COM.pdf
5
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Newton (1642-1727) accepte les particules solides, dures,
impénétrables et mobiles « que Dieu, très probablement, forma
au commencement ». Ces plus petites particules de matière
peuvent être unies par les plus fortes attractions ; de l’agrégation
de ces particules résultent les différents corps.
Figure 9: Isaac Newton (Wikimedia
Commons)
Forgée jadis sur les rivages
de la Grèce antique et chargée depuis de relents d'athéisme et de matérialisme l'idée d'atome - à savoir
que les corps de la Nature résultent de la combinaison d'unités matérielles élémentaires dures, solides
et insécables - revint à l'actualité dans les brumes de Manchester, en pleine Révolution Industrielle.
C’est ainsi que, petit à petit, refont surface les atomes de Démocrite mais cette fois, dans une autre
optique : celle de l’étude expérimentale de la matière. Tandis que les éléments d’Aristote sont
décomposés et qu’une nouvelle liste d’éléments chimiques apparaît (approche qualitative de la
matière).
Ainsi, en étudiant quantitativement les réactions chimiques, ce qu'on commence à faire à la fin du
XVIIIe siècle et qui se poursuit tout au long du XIXe siècle, on découvre que les combinaisons de
certains éléments se font par unités discrètes. Certains, les atomistes, en tirent l'hypothèse que cette
discontinuité doit exister matériellement, bref que la matière doit être constituée d'atomes.
L'introduction de cette notion d'origine philosophique, alors invérifiable par l'expérience, provoque
une très longue controverse. Le monde de la chimie européenne se divise en clans antagonistes et la
vérité scientifique devient enjeu de pouvoir.
Autres documents intéressants : les_tribulations_de_l'atome_au_pays_de_la_chimie.pdf
histoire_du_modele_atomique.pdf
modele_atomique_de_la_matiere.pdf
la_theorie_du_phlogistique
atomes_enseignement_pistes.pdf
lavoisier_chimiste.doc
La matière, comment c'est fait\dalton.pdf
Disponibles sur l’espace Icampus du cours de chimie B1_S1410
La notion d’atome ne sera finalement officiellement admise qu’au début du XXe siècle !
Quelques exemples de travaux à faire en classe.
http://recitmst.qc.ca/scnat/psfab/modeleatomique/modeleatomique.html
http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/Carrefour/rescol99/sc-atome.html
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La révolution chimique
Antoine-Laurent de Lavoisier, grand acteur de la révolution chimique
de la fin XVIIIe s, se place à un moment charnière de la chimie, il fait
sauter les derniers verrous de la théorie des 4 éléments et intensifie
l’étude quantitative des réactions chimiques.
la_loi_de_la_conservation_de_la_masse.doc
les_travaux_de_lavoisier.doc
analyse_de_l'air_par_lavoisier.doc
joseph_priestley_l'oxygene.doc
lavoisier_chimiste.doc
lavoisier__discours_preliminaire_au_traite_elementaire.doc
Elements_et_atomes.pdf, p.14
lavoisier_physiologiste.doc
Figure 10: Antoine Laurent de
Lavoisier (wikimedia commons)
Documents disponibles sur l’espace Icampus du cours B1_S1410
Citation de Lavoisier :
" Car rien ne se crée, ni dans les opérations de l'Art, ni dans celles de la Nature, et l'on peut en
principe poser que dans toute opération, il y a une égale quantité de matière avant et après
l'opération, que la qualité et la quantité des principes est la même, et qu'il n'y a que des changements,
des modifications. " Antoine-Laurent de Lavoisier, XVIIe s
Cet énoncé a été repris et adapté par Lavoisier au philosophe grec Anaxagore de Clazomènes, nous
ne pouvons pas le considérer comme « la loi de Lavoisier ». Toutefois, vu son engagement dans cette
voie de l’étude quantitative des phénomènes chimiques, Lavoisier est souvent considéré comme le
père de la loi : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme »
La loi de la conservation de la masse en chimie
La conservation de la masse est une loi fondamentale de la chimie et de la physique. Elle indique
non seulement qu'au cours de toute expérience, y compris si elle implique une transformation
chimique, la masse se conserve, mais aussi que le nombre d'éléments de chaque espèce chimique se
conserve.
« Lors de la réaction chimique se déroulant dans un système isolé, la masse totale du système demeure
constante ».
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De la révolution chimique à la renaissance de l’atome
C'est en montrant la constance de la composition de l'eau, quelle que fût sa
provenance, que Joseph Proust (1754-1826) fut amené à énoncer la loi des
proportions constantes, appelée loi de Proust. Cette loi stipule que les
éléments d'un composé sont tous présents dans des proportions massiques
fixées, indépendamment de la manière dont le composé a été préparé. Ainsi,
l’eau, il y a 8 parties d’oxygène pour une partie d’hydrogène.
dans
Proust intégra cette loi dans un article qu'il publia en 1794. Il énonce la loi
proportions constantes :
des
" Un composé donné contient toujours les mêmes éléments combinés dans Figure 11: Joseph Proust
(wikimedia Commons)
les mêmes proportions en masse ".
John Dalton (1766 1844) fait l’hypothèse de l’existence de
corpuscules qu’il appellera ‘atomes’ (postulat de Dalton). Sur base de
cette hypothèse, il suggère qu’un composé donné devrait toujours
contenir les atomes en mêmes proportions.
Il énonce la loi des proportions multiples :
" Quand 2 éléments se combinent pour former une série de composés,
les rapports entre les masses du second élément qui s’associent à 1
gramme du premier élément peuvent toujours être réduits à de petits
nombres entiers ".
Comme il existe une infinité de rapports, il est impossible de prédire
des formules absolues.
Figure 12: John Dalton
(wikimedia Commons)
Sur base de sa théorie atomique, il propose une des premières tables des poids
atomiques, une explication des réactions chimiques, fait un premier pas vers
l’utilisation de symboles pour les éléments chimiques.
C’est là que l’on pénètre réellement dans le niveau microscopique de la chimie : grâce à sa théorie
atomique (micro), Dalton fourni une explication à
 la loi de la conservation de la masse
 la loi des proportions définies
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Joseph Gay-Lussac (1778-1850) réalise de nombreux travaux sur les
volumes de gaz réagissant entre eux à pression et température constantes.
Il formule la loi : « à volume V constant, la pression d’un gaz parfait est
directement proportionnelle à la température, soit, pour une même
quantité de gaz dans deux états 1 et 2 au même volume »
Figure 13: Gay-Lussac
(wikimedia Commons)
Amedeo Avogadro (1776-1856) demeure célèbre pour son hypothèse
d’Avogadro : il essaye de fournir une l’explication atomique aux
nombreux résultats expérimentaux sur les volumes de gaz.
" À température et pression constantes, des volumes égaux de
différents gaz contiennent le même nombre de particules ".
Le nombre d'Avogadro (6,0221367×1023) ne fut déterminé que
beaucoup plus tard ! Il s'agit du nombre de particules dans une mole.
Figure 14: Amedeo Avogadro
(wikimedia Commons)
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7 La conception classique de la structure atomique
Se représenter quelque chose que l’on ne voit pas demande beaucoup d’imagination, de créativité et
d’ingéniosité ; il faut bien sûr multiplier les expériences pour découvrir de nouveaux indices. La
construction du modèle atomique a duré très longtemps, l’installation de ces concepts a été laborieuse
et non linéaire. De nombreux allers et retours entre les hypothèses théoriques et les faits
expérimentaux ont été nécessaires.
Par ailleurs, n’oublions pas qu’un modèle est une représentation simplifiée de la réalité et pas la réalité
elle-même. Il a donc ses limites et son domaine de validité. Nous ne pourrons jamais voir la réalité
de la composition de la matière, nous ne faisons que nous en approcher et utiliser des modèles valables
pour un domaine d’étude particulier.
Pour en revenir à notre sujet d’étude, alors qu’il commençait à acquérir un fondement scientifique,
l’atome devint un sujet de controverse passionné entre les savants de différentes disciplines. Les
physiciens du monde entiers se retrouvaient périodiquement lors des conseils Solvay, organisés par
l’industriel belge Ernest Solvay.
Figure 15: Conférence de Solvay 1913 (wikimedia commons)
Le concept d'atomes indivisible proposé par Dalton a inspiré les scientifiques pendant la quasi-totalité
du XIXe siècle. Néanmoins, la théorie de Dalton, comme presque toutes les théories scientifiques, a
finalement été modifiée à la lumière de découverte ultérieure. Il y a une centaine d'années, des
expériences ont laissé entrevoir que les atomes eux-mêmes sont constitués de particules plus petites.
On connaît actuellement une douzaine de particules sub atomiques (c'est-à-dire plus petite que les
atomes), dont trois sont particulièrement importantes : les électrons, les protons et les neutrons.
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ACTIVITES DECOUVERTES
Pour découvrir l’évolution de la théorie atomique, prenons la machine à remonter le temps et rendons
visite à ces pionniers de l’atome de la fin du XIXe s et du XXe s.
Par groupe de 2, passez d’une université à l’autre et, en consultant les recherches de chaque
grand scientifique, décrivez l’une de leurs expériences clé ainsi que leur vision atomique de la
matière.
PARIS. LABORATOIRE DE HENRY BECQUERELL
a) Ressources :

Lien internet vers Icampus, B1_S1410


Racine > Documents_pour_le_cours > Chapitre_4 > Époque_contemporaine > Henr
y_Becquerell
Livres universitaires
Revue sur Marie Curie
b) Tâche :

Synthétiser la démarche scientifique de Henry Becquerel : expériences, observations,
interprétations
Figure 16: Henry Becquerel (http://reichchemistry.wikispaces.com/Jette.+Years+18751900
)
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CAVENDISH. LABORATOIRE DE JOHN THOMSON 1906
a) Ressources :

Lien internet vers Icampus, B1_S1410


Racine > Documents_pour_le_cours > Chapitre_4 > Époque_contemporaine > John
_Thomson
Livres universitaires
Dossier
b) Tâche :

Synthétiser la démarche scientifique de John Thomson : expériences, observations,
interprétations
Figure 17: John Thomson (http://reichchemistry.wikispaces.com/Jette.+Years+1875-1900
MANCHESTER. LABORATOIRE
D’ERNEST RUTHERFORD 1908
a) Ressources :

)
Lien internet vers Icampus, B1_S1410
Figure 18: Ernest Rutherford


Racine > Documents_pour_le_cours > Chapitre_4 > Époque_contemporaine > Erne
st_Rutherford
Livres universitaires
Dossier
b) Tâche :

Synthétiser la démarche scientifique d’Ernest Rutherford: expériences, observations,
interprétations
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CAVENDISH. LABORATOIRE DE JAMES CHADWICK 1935
a) Ressources :

Lien internet vers Icampus, B1_S1410


Racine > Documents_pour_le_cours > Chapitre_4 > Époque_contemporaine > Jam
es_Chadwick
Figure 19: James Chadwick
Livres universitaires
Dossier
b) Tâche :

Synthétiser la démarche scientifique de James Chadwick: expériences, observations,
interprétations
BUREAU DES PRIX NOBELS
a) Ressources :


Livres universitaires et histoire des sciences de Serres
Cartes
b) Tâche :


Attribuer les photos et les découvertes aux personnages
Réaliser une ligne du temps des découvertes
ATELIER DES MODELES
a) Ressources :


Vos notes personnelles
Livres universitaires et scolaires
Figure 20: Alfred Nobel
b) Tâche :


Réaliser un schéma de l’atome selon chaque grand chercheur : Thomson, Rutherford, Chadwick
Ces 3 schémas doivent être uniformément présentés : Remplir un A3, codes couleurs, légendés,
respect des ordres de grandeur
Intercaler ici vos productions
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L’électron : les expériences de Thomson et Millikan
7.1.1 Construction du modèle de Thomson
Joseph John Thomson (1856-1940), est un physicien
anglais, il travaille au laboratoire de Cavendish et est membre
de la Royal Society. Il meurt en 1940 à Cambridge et est
enterré à l’abbaye de Westminster.
Contexte scientifique de l’époque :
Figure 21: J. J. Thomson (wikimedia
commons)
Pendant les années 1870, le chimiste et physicien anglais Sir
William Crookes met au point le premier tube à rayons
cathodiques avec un vide poussé à l’intérieur. Puis il montre
que les rayons luminescents apparaissant dans le tube
transmettent de l’énergie, et se déplacent de la cathode vers
l’anode. De plus, En appliquant un champ magnétique, il est
capable de dévier les rayons, montrant par-là que le faisceau
se comporte comme s'il est chargé négativement. En 1879, il
propose que ces propriétés sont expliquées par ce qu'il appelle
la « matière radiante ». Il suggère que c’est un quatrième état
de la matière, consistant en molécules chargées négativement,
Projeté à grande vitesse de la cathode ce qui constitue alors
une interprétation erronée du phénomène.
Dispositif expérimental6 :
Figure 22: Tube cathodique
6
Hill, Chimie générale, éd. Erpi, p 152
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Après avoir déterminé que la charge des rayons cathodiques est bien négative, Thomson veut les
identifier. Pour ce, il cherche à déterminer le rapport de la charge à la masse (e/m) de ces rayons en
mesurant leur déviation sous l’influence d’un champ magnétique ainsi que leur énergie cinétique.
Cette nouvelle expérience consiste à dévier le faisceau cathodique dans un champ magnétique. Le
faisceau est créé dans une ampoule de verre contenant un peu de gaz sous faible pression ce qui nous
permet d’observer la trajectoire des rayons. Autour de cette ampoule se trouvent deux bobines
d’Helmholtz qui créent un champ magnétique. Le faisceau est alors dévié à cause du champ
magnétique perpendiculaire au vecteur vitesse des particules. En faisant varier la tension entre
cathode et anode à partir du générateur, on va faire varier la vitesse d’émission des particules. Un
deuxième générateur permet d’injecter un courant d’intensité variable dans les bobines d’Helmholtz,
ce qui permet de varier le champ magnétique. On peut donc faire varier la vitesse des particules et le
champ magnétique. En faisant varier ces deux facteurs, le rayon de la trajectoire du faisceau varie.
Ainsi, J.J Thomson utilisa ce dispositif pour calculer e/m.
Vidéo montrant l’expérience de Thomson : https://www.youtube.com/watch?v=IdTxGJjA4Jw&feature=related
https://www.youtube.com/watch?v=s4BSzbskyjU
Résultats
Thomson fait de bonnes estimations à la fois de la charge e et de la masse m, prouvant que les
particules des rayons cathodiques, qu'il appelle « corpuscules », ont environ un millième de la masse
de l'ion le plus léger connu alors : l'ion hydrogène. Il montre que le rapport charge sur masse e/m est
indépendant de la matière de la cathode :
Me/e = -5,686.10-12 kg/C
Interprétation
Ces particules négatives sont bien élémentaires et semblent provenir de la matière quelle quelle soit.
Une nouvelle particule élémentaire est découverte et identifiée, l’atome n’est donc pas indivisible.
Mais, à ce stade, Thomson ne disposait d’aucun moyen pour déterminer précisément ni me ni e . S’il
avait pu mesurer l’une de ses grandeurs, il aurait été capable de calculer l’autre à l’aide de la valeur
de ce rapport.
Conclusion
L’atome n’est donc plus la plus petite partie de la matière et il n’est plus insécable.
Thomson imagine l’atome comme une sphère remplie d’une substance
électriquement positive et fourrée de particules négatives un peu comme des
raisins dans un pudding. Ces particules négatives constituant les rayons
cathodiques et présentes dans l’atome sont désormais appelées électrons. Ce
modèle de l’atome est taillé en pièces quelques années plus tard par Rutherford.
Prix Nobel de
physique
1906 pour la
description
de l’électron
Figure 23: Modèle de l'atome selon Thomson (Matthys)
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7.1.2 La charge de l ‘électron : l’expérience de la gouttelette d’huile de
Millikan
Robert A. Millikan (1868-1953)
Robert Millikan était professeur à l’université de Chicago au moment où il a réalisé ses célèbres
expériences sur la charge de l’électron. Ces expériences visant à confirmer l’explication de l’effet
photoélectrique formulée Einstein lui valu le prix Nobel de physique 2923. En 1921, Millikan
s’intéressa également aux rayons cosmiques
Dispositif expérimental
En 1909, Millikan conçu une expérience ingénieuse visant à déterminer la charge de l’électron. Il
s’agissait de produire de fines gouttelettes d’huile, de donner une charge à celle-ci, puis de mesurer
la vitesse d’une gouttelette au cours de sa chute, d’abord en présence d’un champ électrique, puis en
l’absence d’un tel champ. On mesurerait la vitesse en enregistrant le temps que mettait la gouttelette
pour parcourir la distance entre deux traits fin de l’oculaire d’un télescope.
Résultats
En l’absence de champ électrique, la gouttelette tombe sous l’effet de la seule force gravitationnelle,
et elle atteint rapidement une vitesse constante, vg. Cette situation est analogue à celle d’un
parachutiste qui est en chute libre. Si on applique un champ électrique, la vitesse de la gouttelette, qui
porte une charge électrique, prends une autre valeur : ve.
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Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4
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Dans l’appareillage, une gouttelette portant une charge négative est attirée par les plaques du haut,
chargées positivement, ce qui la ralentit, tout comme un parachutiste est ralenti dans sa chute par un
courant d’air ascendant
Interprétation
En analysant les résultats de centaines d’expériences, Millikan découvrit que les gouttelettes portaient
une charge électrique identique à l’unité fondamentale de charge, e, ou égale un multiple de e. L’unité
fondamentale de charge négative est la charge portée par un électron et, par conséquent, la charge
portée par un ion négatif ayant une seule charge. A l’aide de la charge déterminée par ce dispositif et
du rapport masse/charge de Thomson, on peut calculer la masse de l’électron.
Charge de l’électron : qe=-1,602.10-19 C
Masse de l’électron : me=9,109.10-31 kg
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Les modèles atomiques de Thomson et Rutherford
7.2.1 Le modèle atomique de Thomson : pain aux raisins ou « plum
pudding »
Après avoir montré que l’électron est une particule fondamentale de la matière, Thomson comprit
qu’un atome ne peut pas être constitué uniquement d’électrons. Les charges négatives des électrons
doivent être neutralisée par un nombre égal de charges positives, et les électrons doivent former une
configuration stable sinon ils s’éloigneraient les uns des autres.
Thomson ne savait pas exactement de quelle façon la charge positive est distribuée dans l’atome.
C’est pourquoi il étudia le cas les plus facile à décrire du point de vue mathématique. Il élabora un
modèle dans lequel la charge positive est distribuée uniformément dans une sphère, et les électrons
sont insérés dans la sphère de manière que leur attraction pour les charges positives contrebalance
exactement leur répulsion mutuelle. Cette structure évoque un pain au raisin, ou les raisins
représentent les électrons figés et la mie du pain, l’ensemble des charges positives.
Concernant l’atome d’hydrogène, Thomson émit l’hypothèse qu’un électron occupe exactement le
centre de la sphère. Dans le cas d’un atome renfermant deux électrons, ces derniers seraient situés sur
une droite passant par le centre chaque électron se trouvant à mi-distance entre le centre et la surface
de la sphère. Thomson analysa de la même façon les atomes ayant jusqu’à 100 électrons !
La matière, comment c'est fait\thomson.pdf
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7.2.1 Construction du modèle de Rutherford
Ernest Rutherford (1871-1937) est un physicien et chimiste néozélandais et
britannique. Etudiant de J.J. Thomson à Cavendish, il poursuit ses recherches
sur les rayonnements, notamment les rayons X.
Contexte scientifique :
A cette époque, les rayons « uraniques » viennent d’être découverts et sont largement étudiés par la
communauté, notamment au niveau de leurs interactions avec la matière. Ernest Rutherford fut l’un
des pionniers de l’étude de la radioactivité, ce phénomène par lequel les atomes lourds et instables et
mettre un rayonnement lorsqu’il se désintègre. Il découvrit que certains rayons, qu’on appelle
particule alpha (), sont identiques à des atomes d’hélium doublement ionisés, He2+. Rutheford utilisa
les particules  pour analyser la structure de la matière.
Expérience
En 1912, Rutherford met en
place une expérience célèbre :
l’expérience de la feuille d’or.
Il bombarde de minces feuilles
d’or avec des particules (émises
par une substance radioactive,
le Ra) et observe la répartition
des rayonnements tout autour de
la plaque métallique.
Résultats
La majorité de ces particules
traversent
ces
feuilles
métalliques sans être déviées,
d’autres le sont un peu.
Cependant,
quelques
projectiles, environ 1/20 000
sont fortement déviés.
Interprétation
Le fait que les particules a
traversent la matière sans être
déviées et que quelques particules subissent une forte déviation voir soient renvoyées vers la source
remet en cause le modèle de Thomson. C’est comme si les particules He2+ avaient rencontré un
obstacle très massif. Rutherford et son assistant Geiger (comme le compteur Geiger), proposent alors
une explication.
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Conclusion et modèle planétaire de Rutherford
Dans ce nouveau modèle, la matière est constituée en grande partie de vide, l’essentiel de la masse
de l’atome est concentré en un noyau quasi ponctuel de charge électrique positive. Les électrons de
l’atome se déplacent autour de ce noyau sur des orbites à la manière des planètes autour du soleil et
la force électrique attractive (la charge négative de l’électron attirant la charge positive du noyau et
vice versa) joue un rôle comparable à la force de gravitation pour les planètes d’où le nom de modèle
d’atome planétaire. « Les électrons tournent autour du noyau comme les planètes tournent autour
du soleil. »
La matière, comment c'est fait\rutherfo.pdf
constitution_de_la_matiere_-_sequence_pedagogique.pdf : répondre au questionnaire sur l’expérience de Rutherford !
À noter que contrairement à l’atome des Grecs, celui de Rutherford n’est ni indivisible (puisque
composite), ni plein puisqu’il contient essentiellement du vide : la distance « noyau – électrons » est
100 000 fois plus grande que le diamètre du noyau lui même (diamètre du noyau = 10-15 mètre).
Le modèle planétaire de l’atome présente un gros défaut : il ne permet pas d’expliquer que les
électrons peuvent émettre de la lumière sous certaines conditions; ce faisant, ils perdent de l’énergie
et devraient donc se rapprocher dangereusement du noyau jusqu’à s’y écraser ! Un tel atome ne serait
donc pas stable.
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Physicien anglais (Nelson,
Nouvelle–Zélande, 1871–
Cambridge 1937), élève de
J.J. Thomson, Ernest, lord
RUTHERFORD of Nelson est
professeur à Montréal, puis à
Manchester avant d’obtenir
une chaire à Cambridge où il
prend la direction du
laboratoire
Cavendish.
Président de la Société royale
de Londres, il découvre la
radioactivité du thorium et
montre l'appartenance de ce
corps à la famille des gaz
rares (le radon). Il étudie les
rayons radioactifs et calcule,
avec Geiger, l'énergie libérée
dans les transformations
radioactives. Avec Aston, il
détermine la masse du
neutron dont il avait déjà
prévu l'existence. Dès 1911,
il imagine un modèle d'atome
analogue au système solaire,
formé d'un noyau central et
d'électrons satellites situés à
de
grandes
distances.
Étudiant la déviation des
particules
traversant
la
matière, il détermine l’ordre
de grandeur des dimensions
de ces noyaux. Il obtient le
prix Nobel de chimie en
1908. Depuis avril 1997,
l’élément
104,
le
rutherfordium, Rf, lui fait
honneur.
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Physicien
anglais
(Manchester 1891 – Londres
1974),
Sir
James
CHADWICK fait ses études à
Manchester où il est l'élève
de Rutherford puis à Berlin
où il sera fait prisonnier
pendant la Première Guerre
mondiale. Dès 1919 à
Cambridge, il s’intéresse à la
physique
nucléaire,
notamment à la charge des
noyaux et à la désintégration
artificielle des éléments par
les particules alpha. Nommé
sous–directeur de recherches
au laboratoire Cavendish, il
reconnaît la nature du
neutron en 1932, ce qui lui
vaudra le Prix Nobel de
Physique en 1935. Il dirige,
pendant la Seconde Guerre
mondiale, la délégation
britannique à Los–Alamos
où sera mise au point la
première bombe atomique.
Physicien danois (Copenhague
1885 – 1962), Niels BOHR entre en
1911 au laboratoire de Rutherford à
Manchester où il élabore une
théorie de la structure de l'atome
qui incorpore à la fois le modèle
planétaire de Rutherford et les
difficiles notions introduites par
Planck en 1900 ; ce modèle rend
compte de la stabilité de l'atome
ainsi que de ses propriétés
d'émission et d'absorption de
rayonnement. Bohr assure ensuite
la direction de l'Institut de physique
de Copenhague où travailleront
tous les grands noms de la physique
du début du XXe siècle. À partir des
années 30, Bohr se consacre
principalement à l'étude du noyau :
il élabore une théorie des
phénomènes de désintégration
nucléaire. Réfugié aux Etats–Unis
pendant la Seconde Guerre
mondiale, il participe à la
fabrication des premières bombes
atomiques à Los Alamos, avant de
retourner au Danemark en 1945.
Depuis avril 1997, l’élément 107, le
bohrium, Bh, lui fait honneur.
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8 La lumière et la théorie quantique
La nature ondulatoire de la lumière
Trop magnifique résultat du mouvement de charge électrique. Ce mouvement produit des oscillations
de champs électriques et magnétiques, qui se propage dans l’espace. Les ondes électromagnétiques
non pas besoin d’un milieu pour se propager : ils peuvent se déplacer dans le vide.
Le rayonnement électromagnétique se caractérise par sa longueur d’ondes, sa fréquence et son
amplitude. On appelle longueur d’onde la distance entre : correspondant de deux cycles consécutifs ;
mesure généralement la distance entre deux crêtes ou deux sommets. On représente la longueur
d’onde par la lettre grecque lamda () ; l’unité SI est le mètre, mais on emploie couramment le
nanomètre (1nm= 10-9m), surtout lorsqu’il est question de lumière visible. La fréquence d’une onde
est le nombre de cycles par une unité de temps. On représente la fréquence par la lettre f. La durée
d’une oscillation s’appelle une période (T) et s’exprime en s. L’unité de fréquence est Hertz (Hz).
Les ondes électromagnétiques se propagent à la vitesse de 3.108 m/s (c) dans l’air.
𝑐=
𝜆
= 𝜆. 𝑓
𝑇
c=
l=
T=
F=
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Il existe divers types de rayonnement électromagnétique, des rayonnements gamma à très courte
longueur d’onde et à haute fréquence jusqu’aux ont de très grande longueur d’onde et de très basse
fréquence, émises par les lignes de transport d’électricité. Cette large gamme de longueur d’onde et
de fréquence est appelé spectre électromagnétique
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8.2. Bohr : le modèle planétaire de l’atome d’hydrogène
Laboratoire n°13. Emission de lumière colorée par des sels placés dans une flamme
col_sels_chauffes.doc
bohr.ppt, spectro.ppt
Remarquons qu’un même élément chimique peut émettre des photons d’énergies différentes. Donc,
la couleur dominante que l’on voit est le résultat du mélange de plusieurs couleurs de lumière émise.
De plus, n’oublions pas les lumières qui restent invisibles à nos yeux : l’ultraviolet, l’infra-rouge…
L’ensemble des lumières colorées émises s’appelle le spectre, c’est une véritable carte d’identité de
l’élément chimique ; chacun a la sienne…
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c) Étude du plus simple des atomes : l’atome d’hydrogène
Comment interpréter l’émission de lumière d’une couleur caractéristique avec le modèle de Bohr ?
Essayons avec l’élément le plus petit : l’hydrogène. Son atome ne possède qu’un seul électron qui
gravite autour du noyau constitué d’un proton.
1. À 25°C , l’atome d’hydrogène se trouve dans
un état stable c’est-à-dire que son électron
occupe le niveau fondamental (premier niveau
d’énergie, appelé aussi niveau K).
2. Lors d’un apport d’énergie, une partie de
celle–ci est absorbée par l’électron qui passe à
un état excité c’est–à–dire qu’il occupe un
niveau d’énergie supérieur (2e niveau, appelé
aussi niveau L).
3. Après son excitation, l’électron retourne à
son état fondamental en perdant une quantité
d’énergie lumineuse transportée par des
photons*. Cette quantité particulière d’énergie
lumineuse émise correspond à une couleur
spécifique.
Calcul du niveau d’énergie accessible à
l’électron dans l’atome d’hydrogène :
E = -2,178.10-18 . Z2 / n2
en J
Le signe négatif signifie que l’énergie d’un
électron est plus faible à proximité du noyau
qu’à une distance infinie (n = ∞).
Cette équation permet de calculer la variation d’énergie lors d’une transition électronique ainsi que
la longueur d’onde de la lumière lorsque l’électrons change de niveau d’énergie.
E = h . (c/)  =h . c / E
Les valeurs des niveaux d’énergie calculés par Bohr correspondaient parfaitement à celles du spectre
d’émission de l’atome d’hydrogène. Toutefois quand il était question de l’appliquer à d’autres atomes,
plus rien n’allait. Après quelques tentatives infructueuses d’adaptation de ce modèle basé sur des
orbites elliptiques, on en arriva à la conclusion qu’il était erroné. En effet, les électrons ne décrivent
pas d’orbite elliptique ! Le modèle de Bohr revêt néanmoins une grande importance historique car il
prouva qu’on pouvait expliquer la quantification de l’énergie des atomes au moyen d’hypothèses
assez simples.
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9. La conception quantique de la structure de l’atome
À noter que contrairement à l’atome des Grecs, celui de
Rutherford n’est ni indivisible (puisque composite), ni plein
puisqu’il contient essentiellement du vide : la distance
« noyau – électrons » est 100 000 fois plus grande que le
diamètre du noyau lui même (diamètre du noyau = 10-15
mètre).
Le modèle planétaire de l’atome présente un gros défaut : il
ne permet pas d’expliquer que les électrons peuvent émettre
de la lumière sous certaines conditions; ce faisant, ils perdent
de l’énergie et devraient donc se rapprocher dangereusement
du noyau jusqu’à s’y écraser ! Un tel atome ne serait donc pas
stable.
Ce qui est étonnant c’est que ce modèle de Bohr précède de
quelques années la découverte du neutron par Chadwick et
l’élaboration du modèle du même nom. En effet, dans ce
domaine d’étude très pointu, l’objet des recherches des uns et
des autres est différent : Bohr s’intéressait aux phénomènes
énergétiques liés à l’émission de lumière alors que Chadwick s’intéressait à la structure du noyau.
Le modèle de Bohr fut ensuite amélioré par l’adjonction des neutrons dans la constitution du noyau.
Bien qu’incomplet, ce modèle est toujours celui que les chimistes affectionnent ! En effet, à l’échelle
atomique, de nouvelles lois s’appliquent ; ces lois appartiennent à une étrange physique très éloignée
de nos concepts habituels : la physique quantique.
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9.2. Un modèle de l’atome adapté au secondaire
Selon le modèle de Rutherford, les électrons tournent autour du noyau à une certaine vitesse. S’ils
émettent de la lumière, ils perdent une certaine quantité d’énergie ; ils devraient donc ralentir et s’écraser sur
le noyau. De plus chaque élément chimique émet une énergie lumineuse qui lui est propre. Le modèle de
Rutherford ne permet pas de l’expliquer, il doit donc être revu et corrigé de façon à tenir compte de cette
émission d’énergie lumineuse dans la flamme.
On considèrera donc un atome constitué de la manière suivante :
 Un noyau, formé d’un agrégat de 2 sortes de nucléons : les neutrons et les protons. Neutrons et protons
ont à peu près la même masse et ils contribuent tous 2 à la masse du noyau, mais les premiers, comme
leur nom l’indique sont neutres, alors que les seconds sont porteurs d’une charge positive. On prend
souvent la charge des protons comme unité de charge électrique et nous dirons alors qu’ils portent une
charge +1.
 Des électrons, qui évoluent autour du noyau, plus ou moins près de lui, dans un espace globalement
sphérique, dont le volume, variable selon les atomes, est toujours très grand par rapport à celui du
noyau qui en occupe le centre. Le rayon de cet espace est d’environ 0,1 nm pour l’hydrogène (le plus
petit) à 0,2 nm pour l’iode (l’un des plus gros) et le rayon du noyau est environ 10 000 fois plus petit.
Les électrons sont très légers et, en première approximation, on peut négliger leur masse devant celle
du noyau et considérer que la masse des atomes est égale à celle de leur noyau. Ils portent une charge
électrique négative -1 et c’est la force électrostatique qui existe entre eux et les protons qui les
maintient dans le voisinage du noyau. Les atomes sont globalement électriquement neutres.
 Les électrons possèdent de l’énergie mais pas tous en même quantité : une énergie cinétique (due à
leur mouvement) et une énergie potentielle (due à leur position dans le champs électrique du noyau).
Les électrons ne se déplacent autour du noyau qu’à des niveaux d’énergie spécifiques : niveau 1,
niveau 2, niveau 3… (notés dans le tableau périodique K, L, M…). Bohr a montré que chaque niveau
ne peut contenir qu’un maximum de 2n² électrons. Ainsi, sur le 1er niveau énergétique, il ne peut y
avoir au maximum que 2 e–, sur le 2e, il ne peut y avoir au maximum que 8 e–… Quand l’atome est
stable, ses électrons occupent les niveaux les plus bas en respectant la répartition 2.n² ; c’est l’état
fondamental. Aussi longtemps que l’électron ne change pas de niveau, son énergie demeure constante,
l’atome est dans son état le plus stable. Les électrons les plus éloignés du noyau ont la plus grande
énergie ; c’est ceux de la couche externe, précisément ceux qui jouent le rôle principal dans les
réactions chimiques.
Ce modèle débouche vers un modèle de la liaison unissant les atomes dans les molécules (modèle de Lewis)
qui justifie correctement, dans la plupart des cas, le nombre de liaisons que peut former un atome. Mais il n’est
pas en mesure d’expliquer la nature des liaisons dans certains types de molécules (dites « conjuguées ») et il
est muet quant aux aspects géométriques des assemblages d’atomes.
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10 Modèle des orbitales
Nombres quantiques
orbitales.PPT
la_configuration_electronique.doc
Si la théorie de Bohr est satisfaisante pour les
premiers éléments, elle ne permet pas
d'expliquer la configuration électronique des
suivants. Il faut alors faire appel à des notions
plus complexes, issues de la mécanique
quantique. Les électrons ont à la fois des
propriétés ondulatoires et corpusculaires et ces
propriétés ondulatoires doivent être prises en
compte pour décrire la structure des atomes. A
cause de ces propriétés ondulatoires, nous ne pouvons pas dire que l’électron se trouve à un endroit
particulier dans l’atome. Nous pouvons établir la probabilité de trouver l’électron à un endroit donné
de l’espace. La région de l’espace où l’on a le plus de chance de trouver l’électron est appelé
orbitale atomique. Chaque orbitale correspond à un niveau d’énergie de l’électron.
En mécanique quantique, une particule comme l'électron est caractérisée par quatre paramètres : les
quatre nombres quantiques n, l, m, s.
Sans entrer dans le détail, il suffit de savoir que :

n est le nombre quantique principal; il correspond au numéro de la couche électronique. Il
définit la taille de l’orbitale et l’énergie qui lui est associée.

l est le nombre quantique secondaire ou le nombre quantique azimutal, il se définit par
rapport à n : l est un nombre entier positif qui peut prendre les valeurs comprises en 0 et n 1. Il définit la forme de l’orbitale. Chaque valeur porte un nom désigné par une lettre
minuscule : il correspond aux sous-couches : s, p, d ou f

m est le nombre quantique magnétique. Il se définit par rapport à l : m est un nombre entier
qui peut prendre (2.l + 1) valeurs encadrées en l et -l :
Ce nombre traduit l'orientation spatiale de l'orbitale.

s est le nombre quantique de spin. Dans le cas de l'électron, il peut prendre les valeurs 1/2
représenté par et -1/2 représenté par , conséquence de la rotation de l'électron sur luimême.
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Les orbitales atomiques (OA)
A chaque valeur de (n, l, m, s) correspond une orbitale atomique (OA) c’est-à-dire la probabilité de
distribution des électrons (max 2 par orbitale) :
n
1
2
3
l
s
s
p
m
0
0
1
0
s
p
-1 0
1
d
0
-1 2
1
0
-1 -2
s

Une orbitale est notée par la valeur de n suivi du nom de la sous-couche.
Ainsi l'orbitale 2p correspond à n = 2 et l = 1.

Les orbitales s, p, d, f et g peuvent accueillir un nombre particulier d’électron qui dépend des
valeurs possible du nombre quantique m.
Ainsi, l’orbitale atomique p est composée de 6 orbitales, correspondant aux 3 valeurs de m et
peut donc accueillir 6 électrons.
Pour les autres orbitales :
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Nombre et nom de
l'orbitale atomique
1s
3p
3d
4f
5g
Nombre d'électrons
que peut contenir
chaque OA
2 e-
6 e-
10 e-
14 e-
18 e-
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Forme des OA
Les OA sont le résultat de la résolution d'une
équation complexe (dite de Shrödinger) qui
donne la probabilité de présence d'un
électron à un endroit donné. Les orbitales
de type s sont des sphères centrées sur le
noyau (1s étant plus proche que 2s, etc.). Les
orbitales de type p forment des lobes autour
de l'axe x, y ou z.
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Energie des orbitales
Dans l’atome d’hydrogène, toutes les sous-couches une couche principale donnée possèdent la même
énergie. Les niveaux d’énergie des orbitales dépendent uniquement de nombre quantique principal n.
C’est ce que prédit le modèle de Bohr.
Par contre, la complexité les atomes possédant plusieurs électrons s’explique par le fait que ceux-ci
sont attirés par le noyau, tout dans se repoussant les uns les autres. Ainsi, les niveaux d’énergie des
orbitales sont moins élevés dans les atomes à plusieurs électrons que dans l’atome d’hydrogène.
De plus, tous les états d’énergie associée à des forces d’attractions sont négatifs. La force d’attraction
qui s’exerce entre le noyau l’électron de n’importe quelle orbitale augmente avec le nombre de
protons présent dans le noyau.
Par ailleurs, dans les atomes possédant plusieurs électrons, les sous-couches d’une couche principale
donnée se trouvent à des niveaux d’énergie différents mais toutes les orbitales d’une sous-couche ont
la même énergie (par exemple, toutes les orbitales 3p ont la même énergie).
Dans les couches principales supérieures des atomes à plusieurs électrons, on trouve des sous-couches
qui sont presque au même niveau d’énergie, bien qu’elles appartiennent à des couches principales
différentes (par exemple : les couches 4s et 3d)
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Remplissage des OA
Les électrons remplissent les orbitales atomiques en suivant 3 règles :
a) Principe d’exclusion de Pauli
Dans un atome, deux électrons ne peuvent avoir leurs quatre
nombres quantiques identiques. Il n'y a donc qu'un électron de
chaque spin par orbitale.
b) Règle de Madelung ou principe de stabilité de
Aufbau
Les électrons d'un atome (ou d'un ion) occupent dans l'état
fondamental les orbitales atomiques de plus basse énergie, c'est-àdire dans l'ordre : 1s - 2s - 2p - 3s - 3p - 4s - 3d - ...
c) Règle de Hund
Lorsque
les
orbitales
atomiques sont de même
énergie, les électrons en
occupent le maximum (avec
leur spin parallèle). Une
orbitale atomique p se remplit
donc ainsi :
px
py
pz
1 électron : p1
2 électrons : p2
3 électrons : p3
4 électrons : p4
5 électrons : p5
6 électrons : p6
Exemple de configuration électronique
Oxygène : Z = 8, on a les orbitales 1s2 2s2 2p4
Chlore : Z = 17, on a les orbitales 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Manganèse : Z = 25, on a les orbitales 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
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Remarques
1. Les exposants représentent des nombres d’électrons ; l’ordre de remplissage s’arrête lorsque la
somme des exposants atteint le numéro atomique de l’élément.
2. Il existe des exceptions à cette logique de remplissage ! Le chrome et le cuivre en sont 2 :

Cr : 1s²2s²2p63s²3 p63d54s1

Cu : 1s²2s²2p63s²3 p63d104s1
Dans ces 2 cas, un électron a été réquisitionné dans l’orbitale 4s de manière à pouvoir remplir à
moitié ou complètement l’ensemble des orbitales 3d, ce qui confère à l’atome un supplément de
stabilité.
Réexaminons le tableau périodique
1. Périodes : les configurations électroniques de valence (la couche la plus externe) commence
respectivement par 1s, 2s, 3s, 4s… ; ce sont les périodes 1, 2, 3, 4…
2. Famille : les configurations électroniques de valence sont similaires ; le comportement
chimique de ces éléments est comparable. Dans la famille VII : 2s² 2p5 ; 3s² 3p5 ; 4s² 4p5 ;;;
3. Bocs s, bloc p, bloc d, bloc f sont des ensembles d’éléments qui se caractérisent par le
remplissage final d’un type particulier d’orbitale : s, p, d, f
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11 Structure électronique et réactivité chimique
Modèle de Bohr et classification périodique
Confrontons les théories de Bohr et de Mendéléev.
Dimitri Ivanovitch Mendéleïev a proposé son tableau périodique en 1869 sans avoir connaissance de
l’existence de l’électron et Niels Bohr a élaboré son modèle de l’atome dans les années 1913. Ces
deux théories sont–elles en accord ou en désaccord ? Les activités faites en classe vont te permettre
de répondre à cette question.
Classification périodique
Début de l’année 1869. Cela fait deux années déjà que Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (Tobolsk 1834
– Saint-Pétersbourg 1907) enseigne la chimie à l’université de Saint-Pétersbourg. La chimie ! Une
science en pleine expansion : on vient encore de découvrir de nouveaux éléments et ce n’est
certainement pas fini. On parle même d’électron, ce mirage des fantaisies alchimistes. Comment
passionner les étudiants pour cette discipline ? Tous ces éléments qui se ressemblent et qui, pourtant,
sont très différents. Si seulement on pouvait les classer
Evidemment, au premier congrès international de chimie, organisé par Kékulé à Karlsruhe en
Allemagne, les plus grands chimistes s’étaient enfin mis d’accord sur les « poids atomiques ».
Mendeleïev y a rencontré la plupart des grands chimistes du moment. Il y avait, entre autres, Julius
Lothar Meyer, professeur comme lui, à l’université de Karlsruhe et intrigué, comme lui, par cette
foule d’éléments que personne ne parvient à catégoriser. Bien sûr, les congressistes avaient indiqué
que les éléments devaient être classés selon leur « poids atomique » mais les retenir à la file indienne
n’aura guère de sens pour les étudiants, il faut absolument trouver un autre critère. Quelques idées
ont déjà germé mais aucune n’a été retenue.
Le français Alex Béguyer de Chancourtois a proposé en 1862 un système intéressant : c’est une hélice
qui porte sur son axe vertical la suite des nombres entiers correspondant aux « poids atomiques » des
éléments. Son auteur l’appelle la vis tellurique parce que le tellure y occupe une position centrale et
parce que l’adjectif tellurique rappelle qu’on trouve les éléments dans la terre. Mais les académiciens
français n’y croient pas, peut-être parce que de Chancourtois n’est pas chimiste.
L’anglais John Alexander Newlands a énoncé en 1865 la loi des octaves : il remarque que les
propriétés chimiques se répètent tous les sept éléments. Cette observation l’amène à prévoir un
élément de «poids atomique» 73, entre le silicium et l’étain. Mais lorsqu’il soumet son idée à la
Chemical Society of London, son directeur lui demande si un classement par ordre alphabétique
n’aurait pas été tout aussi intéressant. Cet humour ridicule fera tomber le système dans l’oubli.
Puis vient le déclic chez Mendeleïev. Tous les halogènes connus s’unissent à un seul hydrogène :
peut-être font-ils partie d’une même famille ? Tous les métaux alcalins se mettent par deux pour s’unir
à l’oxygène pour former, par exemple, Na2O : une autre famille ? Six autres groupes vont ainsi
apparaître, selon leur mode d’union avec l’hydrogène ou avec l’oxygène. Certes, il faudra inverser
l’ordre de quelques éléments (iode et tellure, par exemple, comme l’avait déjà fait Newlands). Des
cases vides apparaissent dans ce tableau si elles étaient occupées par des éléments inconnus
aujourd’hui ? On peut prévoir leurs caractéristiques à partir de leur position dans le tableau. D’autres
chimistes pourraient les découvrir. Ce qui ne tarda pas ! Entre 1872 et 1886, de Boisbaudran, Nilsen
et Winkler découvrirent Ga, Sc et Ge, trois éléments prévus par Mendeleïev en 1872.
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C’est Lecoq de Boisbaudran (1838-1912) qui fit la découverte du gallium. Ce ne fut pas une
découverte fortuite et 15 ans de labeur furent nécessaires pour produire les premiers grammes de
gallium. Les prédictions de Mendeleïev avaient pourtant été incroyablement précises. Le gallium est
un métal particulier, sa température de fusion peu éloignée de celle mesurée par de Boisbaudran est
étonnante : 29,8°c, il fond dans la main.
Lorsqu’on aligne des représentations du modèle de Bohr dans un tableau périodique on peut aisément
remarquer la cohérence entre la classification selon les propriétés (Mendéléev) et la structure
électronique (selon Bohr).
Classement selon
Mendéléev
Classement selon les
modèles de Bohr et des
orbitales
•Logique des propriétés dans le
tableau périodique
•Logique de structure dans le
tableau périodique
Il existe donc une relation entre la structure électronique des atomes et leurs propriétés atomiques
Quelles propriétés atomiques?
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Rayon atomique
Le rayon atomique représente la taille de l’atome. Il s’exprime en
Picomètre (1 pm = 10-12 m).
Observe et interprète l’évolution du rayon atomique covalent :
-
dans une période :
dans une famille :
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A l’intérieur d’une même période, la masse atomique relative augmente avec le nombre de nucléons
(protons et neutrons). La masse de l’atome est concentrée dans son noyau, positif. Ce noyau attire les
électrons d’autant plus fortement que le nombre de protons y est important. Par conséquent, on
observe un phénomène de contraction du rayon atomique de gauche à droite dans une période : plus
il y a de protons, plus le rayon atomique est petit. Par conséquent, l’électropositivité augmente de
gauche à droite dans une même période, ce qui se remarque par une diminution du caractère
métallique des éléments de gauche à droite dans le tableau.
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Le rayon ionique
Le rayon ionique est défini, comme le rayon atomique, en fonction de la distance séparant deux
noyaux mais, dans ce cas, il s’agit de la distance entre les noyaux des ions.
1. Compare le diamètre du cation et de l’atome dont il provient (Mg2+ et Mg):
2. Compare le diamètre de l’anion et de l’atome dont il provient (Cl- et Cl):
3. Compare le diamètre de deux ions isoélectroniques (Na+ et Mg2+) :
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L’énergie d’ionisation
Lorsqu’ils participent à des réactions chimiques, les atomes de métaux perdent généralement des
électrons de valence. Par contre, pour transformer des atomes en ions, pour extraire l’électrons, il faut
fournir un travail. Cette énergie nécessaire pour extraire un électron à un atome est l’énergie
d’ionisation.
1. Compare les énergies de
1ère et de 2e ionisation
entre les éléments Li et Be
entre les éléments Li et K
2. Comment évolue l’énergie
de 1ère ionisation
au sein d’une famille :
au sein d’une période :
Interprétation : voir livre
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Evolution de l’électronégativité au sein d’une famille
Voir laboratoire n°11 : Halogènes et électronégativité
Chaque élément est caractérisé par son électroaffinité (= affinité pour l'électron). Certains ont une
tendance plus ou moins marquée à gagner un ou plusieurs électrons, on les dit électronégatifs ou
non-métalliques, d'autres à en perdre, on les dit électropositifs ou métalliques.
L'ELECTRONEGATIVITE est une grandeur qui évalue la tendance qu'a un atome à gagner un ou
plusieurs électrons.
Principe de la manipulation :
La manipulation concerne le chlore, le brome et l'iode. Au laboratoire, ces éléments existent.
sous la forme élémentaire neutre (Z p+ et Z e-)
sous la forme ionique (ion provenant d’un sel en solution).
Le principe de la manipulation est de mettre en présence des atomes neutre et négatif et de voir lequel
va prendre (ou garder) l'électron supplémentaire. Ainsi par exemple, si on met en présence du chlore
neutre et du brome négatif, deux cas peuvent se présenter :
Cl- + Br2
Le chlore est plus électronégatif que le brome et lui prend l'électron.
Cl2 + BrCl2 + BrLe brome est plus électronégatif que le chlore et garde son l'électron.
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Conclusion
Travail sur Excell : réalisez les graphes ci-dessous sur base de données se trouvant dans le cours de
chimie, chapitre 2, sur Icampus : fichier « données atomiques ». Les graphes doivent être légendés
et porter un titre.
 Graphe du rayon atomique en fonction de Z
 Graphe de l’énergie de 1re ionisation en fonction de Z
Placez correctement ces graphes dans un document word (1 seule page) en précisant le titre du
document et vos noms. Placez le dit-document dans la rubrique travaux du cours sur Icampus.
Organisez votre page de façon à prévoir un espace pour une description de l’allure et une
interprétation de chaque graphique.
Analyse des graphes sur les documents Word imprimés
Proposez une interprétation en terme de configuration atomique selon le modèle des orbitales.
L’intérêt du tableau périodique est qu’il représente une synthèse structurée de la configuration
électronique des éléments chimiques, il peut donc être utilisé pour prévoir les propriétés de ces mêmes
éléments.
Exemples de prévisions :

Les éléments du bloc s ont une énergie d’ionisation peu élevée, ce qui signifie qu’ils peuvent
perdre aisément les électrons les plus externes, ce sont tous des métaux réactifs avec toutes
les caractéristiques liées au terme métal. Le Be qui a l’énergie d’ionisation la plus élevée du
groupe perd moins facilement ses électrons de valence et présente donc les caractéristiques
métalliques les moins prononcées.

Les éléments de la partie gauche du bloc p ont des énergies d’ionisation suffisamment peu
élevées pour conférer à ces éléments quelques unes des propriétés métalliques des éléments
du bloc s mais sont moins réactifs. Ceux de la partie droite, dont l’énergie d’ionisation est
plus élevée ont des affinités électroniques élevées : ils captent facilement des électrons pour
compléter leur couche de valence, ce sont des non métaux. A la frontière : Si, Ge, As, Sb, Te,
Po sont des éléments non métallique présentant certaines propriétés des métaux (certains sont
semi-conducteurs par exemple), ce sont les métalloïdes.

Tous les éléments du bloc d sont des métaux, leurs propriétés sont intermédiaires entre celles
du bloc s et celles du bloc p, ce sont des métaux de transition.
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8. Noyau atomique et réactivité atomique
Dimitri Ivanovitch Mendéleïev avait, en son temps, classé les éléments chimiques d’après leur masse
atomique relative et leurs propriétés chimiques. On sait à présent que cette similitude réactionnelle
est due à un même nombre d’électrons sur la dernière couche : ce sont les électrons les plus éloignés
du noyau de l’atome qui réagissent généralement ! Mais que sait–on de la structure nucléaire de
l’atome; de quoi est constitué le noyau ?
Avant de poursuivre, il s’avère indispensable de dire quelques mots sur les appareils mis au point
par les physiciens afin de mesurer les phénomènes entièrement nouveaux auxquels ils se
confrontaient.
Au tout début on mit à profit la propriété qu’avaient les nouveaux rayons de rendre conducteur l’air
qu’ils traversaient (d’où leur nom de rayonnements ionisants) et le vieil électroscope à feuilles fut
mis à contribution. Mais de nouvelles étapes, que l’on peut condenser en quelques dates, allaient vite
être franchies :
1. 1909 : Geiger, un élève de Rutherford invente un détecteur d’électrons et de particules alpha qu’il ne
cessera de perfectionner de 1913 à 1923.
2. 1911 : Wilson commence à visualiser les trajectoires des mêmes particules, par une suite de très
fines gouttelettes d’eau, dans sa "chambre de détente".
3. 1914 : Moseley, en exploitant les spectres de rayons X, classe les éléments selon la charge de leurs
noyaux, confirmant largement la classification de Mendeleïev.
4. 1918 : Aston construit le premier spectrographe de masse qui permet de classer les noyaux non plus
selon leur charge mais selon leur masse.
Les physiciens classaient alors les éléments selon leurs propriétés radioactives, ce qui donnait lieu à
une espèce de botanique dans laquelle seuls les spécialistes pouvaient se retrouver. On parlait ainsi
des actiniums A, B1, B2, C et X, du mésothorium, de l’ionium, du radio-uranium… etc.
Soddy, en étudiant le mésothorium, l’actinium X et le thorium X, constata que ces trois noyaux
possédaient la même charge et devaient donc partager, dans la classification de Mendeleïev, la même
case, déjà occupée d’ailleurs par le radium ! Ces noyaux, furent qualifiés d’isotopes, terme qui peut
se traduire approximativement par "au même endroit". De plus on s’aperçut que les noyaux isotopes,
quoi qu’ayant la même charge n’avaient pas la même masse. Cela remettait en cause l’idée que l’on
se faisait alors des éléments comme étant des agglomérats de noyaux d’hydrogène (1 noyau
d’hydrogène = 1 proton). Par exemple :
1 proton = hydrogène,… 2 protons = hélium,… 3 protons = lithium...et ainsi de suite jusqu’à 92
protons = uranium.
Cette théorie était d’ailleurs la consécration d’une idée du chimiste anglais Prout qui, en 1815,
pensait que toute la matière était construite à partir de "briques" d’hydrogène.
Les seuls à se réjouir vraiment de l’arrivée des isotopes furent les chimistes qui voyaient enfin
s’éloigner le casse-tête des éléments chimiques n’ayant pas une masse atomique "ronde", le plus
tristement célèbre étant le chlore avec 35,5. Des fantaisies de ce genre avaient contribué au 19ième
siècle à envoyer aux oubliettes la théorie atomique pendant plus de 40 ans. Or cette masse curieuse
de 35,5 s’explique par le mélange naturel d’un isotope 35 avec un isotope 37.
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L’étude des isotopes permit de s’apercevoir que la plupart des noyaux "pesaient" plus lourd qu’ils
ne le devaient. Prenons un exemple précis et simple : le noyau d’hélium possède 2 charges, sa masse
atomique devrait donc être de 2 (2 protons), mais elle s’élève à 4. Pourquoi ? D’où vient la différence?
Pour contourner la difficulté, certains échafaudèrent une théorie subtile (théorie des électrons
nucléaires) selon laquelle les noyaux sont constitués non seulement de protons mais aussi d’électrons.
Reprenons l’exemple ci-dessus avec cette nouvelle donne : le noyau d’hélium possède 4 protons et 2
électrons. Sa masse est de 4 (les protons), mais sa charge n’est que de : (4+) + (2-) = 2+ . Elémentaire,
mon cher Watson ! … mais faux !
Pendant que l’on se débattait avec les isotopes et leurs mystères, Rutherford en 1919, réalisait une
expérience de tout premier plan (une de plus). Conservant pour projectiles les particules alpha qui lui
avaient déjà si bien servi, il bombarda avec elles des noyaux d’azote dans des conditions d’extrême
pureté des réactifs et démontra avec brio mais non sans difficulté qu’il obtenait ainsi des traces
d’oxygène et d’hydrogène. La première réaction de la chimie nucléaire (en fait la première
transmutation) créée artificiellement venait d’être réalisée et pouvait s’écrire :
14
N +
4
He
=>
17
O
+
1
H
L’expérience de Rutherford fut accueillie dans l’enthousiasme. Désormais, la chasse aux noyaux
était ouverte et ceux-ci allaient se faire copieusement canarder dans les années qui suivirent. Le
tableau de chasse fut impressionnant, mais c’est seulement en 1930 que deux allemands, Bothe et
Becker, levèrent le lièvre le plus intéressant. En exposant un échantillon de béryllium aux rayons
alpha ils mirent en évidence une nouvelle radiation très pénétrante qu’ils prirent pour une espèce
encore inconnue de rayons gamma.
Or à Paris, un couple de chercheurs, Frédéric Joliot et sa femme Irène (née Curie) s’intéressaient
prodigieusement à tout ce qui concernait les radiations. Dans une première étape, Frédéric et Irène
reproduisirent et confirmèrent les résultats de Bothe et Becker. Eux aussi se crurent en présence d’un
nouveau rayon gamma et pour pousser plus loin son analyse ils recherchèrent son influence sur les
atomes d’hydrogène. Pour cela ils utilisaient un solide riche en hydrogène, la paraffine. Or, à leur
profonde surprise, ils constatèrent, au cours de l’irradiation, que des protons (noyaux d’hydrogène)
étaient éjectés du bloc de paraffine bien qu’aucun rayon gamma ne soit susceptible d’y parvenir.
Sans pouvoir valablement les interpréter, ils publièrent néanmoins leurs résultats expérimentaux.
Lorsqu’il lut l’article de Frédéric et Irène Joliot, Chadwick, un physicien anglais du laboratoire
Cavendish à Cambridge, laissa exploser sa joie. Depuis presque dix ans il était sur la piste d’une
particule-fantôme, le neutron, sans jamais réussir à la coincer. D’abord il ne croyait pas que les
noyaux puissent contenir des électrons, cela lui semblait contre nature. Ensuite il avait constaté dans
sa chambre de Wilson que parfois des particules changeaient brusquement de direction, sans raison
apparente, comme si elles avaient buté sur un obstacle invisible. Maintenant, grâce à l’information
fournie par les Joliot, il tenait le bon bout et quelques expériences particulièrement bien montées et
interprétées lui permirent de prouver sans ambiguïté que le rayonnement de Bothe et Becker n’était
autre qu’un flux de neutrons, ces derniers ayant la même masse unitaire que les protons, mais
dépourvus de charge électrique.
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La découverte de Chadwick était capitale : non seulement elle fournissait une solution enfin
satisfaisante pour la structure du noyau et pour les isotopes (qui ne différent entre eux que par leur
nombre de neutrons) mais en plus elle offrait aux expérimentateurs une particule-reine qui allait
changer la face de la chimie nucléaire. La réaction découverte à leur insu par Bothe et Becker pouvait
s’écrire :
9
Be
4
+
He
12
=>
C
+
1
n
Les Joliot furent un peu déçus d’être passés si près du but sans toutefois l’atteindre mais, comme le
disait Chadwick lui-même, les expériences nucléaires sont une sorte de sport. Ils se consolèrent
largement en 1934 en faisant eux aussi une découverte sensationnelle (qui leur valut le Prix Nobel),
celle de la radioactivité artificielle. En bombardant dans des conditions appropriées l’aluminium par
des particules alpha, ils obtinrent du phosphore 30 radioactif :
27
Al
+
4
He
=>
30
P
+
1
n
Désormais la médecine et la recherche n’étaient plus tributaires des seuls radioéléments naturels,
rares et chers.
Intéressons–nous au Gallium
Les éléments chimiques possèdent généralement plusieurs isotopes. Si certains n’en possèdent qu’un
seul, d’autres en ont 2, 3 voire 10. Le mot « isotope » vient du grec « iso » et « topos » qui signifient
respectivement « même » et « lieu ». Ils occupent en effet la même place dans le tableau périodique.
Exemple :
L’atome de gallium est composé de 31 électrons et de 31 protons. Sa masse atomique relative éloignée
du nombre entier (69,72) laisse présager l’existence de plusieurs isotopes. On en a découvert deux :
l’atome de gallium possédant 38 neutrons constitue 60% du gallium naturel et un autre de 40 neutrons
représentant les derniers 40%. La masse atomique relative du premier est de 69,92 et celle du second
est de 70,92. Ils contribuent tous deux à la masse atomique relative de l’élément que nous calculerons
comme suit :
Ar = 69,93 . 0,60 + 70,92 . 0,40 = 69,72
Pour représenter un isotope en précisant sa composition en particules fondamentales, on utilise les
conventions suivantes : autour du symbole de l’élément, le nombre de masse est en haut à gauche et
le numéro atomique (correspondant au nombre de protons) est en bas à gauche.
Remarque : la masse d’un noyau formé n’est pas égale à la somme des masses de ses constituants.
Cette curiosité a trouvé son explication dans la théorie de la relativité restreinte d’Einstein en 1905
(E=mc², Einstein, 1905). Nous ne pouvons pas approfondir cette théorie qui nécessite de plus amples
connaissances en physique et en mathématique.
Les isotopes sont peut–être une curiosité de la nature mais l’homme les utilise à son profit : en
médecine, dans l’industrie, en criminologie, en archéologie …
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Tableau 2.1. Isotopes
Elément
Masse
Be
9,0122
C*
12,01115
O
15,9994
Isotope(s)
9
Be
100
9,0122
12
98,892
12,0000
13
C
1,108
13,0034
16
O
99,759
15,9949
17
0,037
16,9991
18
O
0,204
17,9992
54
Fe
5,82
53,9396
56
91,66
55,9349
57
2,19
56,9354
58
0,33
57,9333
58
67,76
57,9353
60
26,16
59,9308
61
1,25
60,9311
62
3,66
61,9283
64
1,16
63,9280
C
O
Fe
55,847
Fe
Fe
Fe
Ni
58,70
Pourcentage sur Masse atomique
Terre
relative
Ni
Ni
Ni
Ni
Ni
* Le 14C est aussi un isotope du carbone mais vu son très faible pourcentage, il n’intervient pas dans le calcul
de la masse atomique relative (déterminée par spectrométrie de masse).
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9. Exercices sur la structure atomique
a) La théorie atomique
1. Dalton suppose que tous les atomes d’un même élément ont des propriétés identiques.
Expliquez pourquoi cette supposition n’est pas valide
2. Quelle distinction faut-il faire entre :
a. le numéro atomique et le nombre de masse ;
b. le nombre de masse et la masse atomique.
3. À partir des masses ci-contre et du diamètre, du
noyau et de l’atome, calculez la masse volumique
du noyau de l’hydrogène et celle de l’atome
d’hydrogène.
Masse des éléments
électron
9,11.10-31 kg
proton
1,67.10-27 kg
neutron
1,67.10-27 kg
4. Vous voulez préparer un modèle à l’échelle de l’atome d’hydrogène et vous décidez que son
noyau aura un diamètre de 1 mm. Quel serait le diamètre du modèle de l’atome.
5. Un élève vient d’apprendre en cours de chimie qu’un atome d’hydrogène est constitué d’un
noyau central sphérique, de diamètre d = 1,1.10-15 m, autour duquel un électron se déplace
dans une zone sphérique de rayon r= 5,3.10-11 m autour du noyau. Cette zone délimite le
rayon de l’atome. Pour se rendre compte de la constitution et des dimensions d’un atome
d’hydrogène l’élève envisage de construire une “maquette”. Pour cela il choisit une bille de
diamètre D= 1,1 cm pour représenter le noyau de l’atome et cherche à déterminer où il doit
placer une perle représentant l’électron dans sa maquette.
1) Quelle est la valeur du rayon R de la zone dans laquelle se déplace l’électron d’un atome
d’hydrogène sur la maquette (en cm) ?
2) Exprimer cette valeur dans une unité appropriée.
3) Compléter la phrase suivant : la maquette est …………fois plus grande que l’atome.
4) La construction d’une telle maquette est-elle envisageable ?
5) Pourquoi dit-on que l’atome a une structure lacunaire ?
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b) Structure atomique : choix multiple
Pour chacune des questions ci–dessous, choisis la seule et unique réponse correcte.
1. Quelle est la caractéristique commune aux éléments de la 2e période ?
1) ils ont le même nombre d’électrons sur le dernier niveau d’énergie ;
2) leurs électrons externes sont au même niveau d’énergie ;
3) ils ont tous le caractère métallique ;
4) le nombre de couches électroniques augmente pour chaque élément.
2. Deux isotopes ont les mêmes propriétés
1) chimiques ;
2) physiques ;
3) chimiques et physiques.
3. Quel est le critère qui fixe l’ordre des éléments (le numéro) dans le tableau périodique?
1) le nombre de protons
2) le nombre d’isotopes
3) le nombre de neutrons
4) la masse du noyau
4. La masse atomique relative du magnésium est 24,31 ; il est formé de 78,70 % de 24Mg , 10,13 % de 25Mg
et 11,17 % d’un troisième isotope.
Quelle est le nombre de nucléons* de ce troisième isotope ?
1) 23
2) 26
3) 27
5. Parmi les caractéristiques suivantes : nombre de protons, nombre de neutrons, nombre d’électrons, quelles
sont celles qui sont identiques pour deux isotopes du même élément ?
1) le nombre d’électrons et le nombre de neutrons ;
2) le nombre de protons et le nombre d’électrons ;
3) le nombre de protons et le nombre de neutrons.
6. Combien de protons, de neutrons et d’électrons y a–t–il dans un atome de fluor (Z=9, A=19) ?
1) 9 protons, 19 neutrons et 9 électrons ;
2) 19 protons, 19 neutrons et 9 électrons ;
3) 9 protons, 10 neutrons et 9 électrons ;
4) 10 protons, 10 neutrons et 9 électrons.
c) La structure atomique
1. Dans le tableau périodique, combien y a-t-il d’éléments
a. dans la 2e période ?
b. Dans la 4e période ?
c. Dans la 6e période ?
d. Dans la famille VIIa ?
e. Dans la famille VIIb ?
2. Les 2 familles les plus réactives du tableau périodique sont les halogènes et les alcalins mais en quoi
leur réactivité diffère-t-elle ?
3. À partir de la position des éléments dans le tableau périodique, prévois la valence du gallium, du
plomb et vérifie dans une encyclopédie.
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4. Complète le tableau ci-dessous par des nombres selon le modèle de la première ligne.
Isotope
238
94
Pu
65
29
Cu
52
24
Cr
4
2
nombre de p+
nombre de n°
nombre d’e–
A
94
144
94
238
nombre de n°
nombre d’e–
A
He
Co
59
27
5. Complète le tableau ci-dessous
Isotope
nombre de p+
7
15
47
107
26
42
33
16
16
30
6. Complète le tableau ci-dessous
nombre de p+
symbole
107
47
32
16
S
195
78
Pt
40
20
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Ag
nombre de n°
nombre d’e–
charge
+
2–
Ca
2+
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7. Nomme chacun des éléments (dont le symbole X est l’inconnue) suivants :
17
8
X X
9
4
60
28
X
31
15
X
8. L'empoisonnement suspect au polonium 210, agent hautement radioactif, d'un ex-espion russe
jeudi dernier fait souffler un vent de panique à Londres. Établissez la composition en proton,
neutron et électron et écrivez le symbole de l’élément entouré des nombres qui lui sont propre.
9. On obtient souvent la couleur bleue des feux d’artifice en chauffant du chlorure de cuivre (I)
à environ 1 200°C. Le composé émet alors de la lumière bleue de 450 nm de longueur d’onde.
Calculez l’énergie du quantum émis à 450 nm par le chlorure de cuivre (I).
10. Calculez la longueur d’onde du photon émis lors d’une transition n=6 à n=1 d’un électron.
11. Calculez l’énergie nécessaire pour arracher l’électron d’un atome d’hydrogène à l’état
fondamental.
12. Dans le courant du XXe siècle, de nombreuses expériences de chimie nucléaire consistaient à
bombarder des éléments avec un rayonnement. Complétez les équations nucléaires
correspondant à ce type d’expérience.
a.
14
7
b.
9
4
N  24He 178O  ...
Be  24He 126C  ...
13. Identifiez la nature des rayonnements  et  à l’aide des équations ci-dessous. Justifiez
clairement
a.
226
88
b.
31
14
222
Ra 86
Rn  
Si 1531P   
14. Si un atome de 235U , après absorption d’un neutron lent, subit une fission pour former un
atome de 139 Xe et un atome de 94 Sr , déterminez quelles autres particules sont produites et en
quel nombre.
Exercices on line…
(consultés en février 2010)
Structure atomique
http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/carrefour/multiples/chap3.htm (Carrefour atomique)
http://membres.lycos.fr/stefg1971/quizz/quizz1.htm (Christophe David)
http://membres.lycos.fr/stefg1971/quizz/quizz6.htm (Christophe David)
http://phys.free.fr/exatomes.htm (Christophe David)
http://phys.free.fr/decatome.htm (Christophe David)
Tableau périodique
http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/carrefour/multiples/chap4.htm (Carrefour atomique)
http://school.discovery.com/quizzes/cc_plachance/obj5mod1.html (Pierre Lachance)
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10.Exercices sur les configurations électroniques
1. Combien y a-t-il d’orbitales dans la couche n=4 ?
2. Dessine la répartition des électrons sur les orbitales selon leur état d’énergie des atomes
suivants :
a. Bore
b. Carbone
c. Azote
d. Néon
3. Écris la configuration électronique des ions suivants
a. O²b. Fc. Mg2+
d. N34. Écris la configuration électronique des éléments suivants dans leur état fondamental
a. Sodium
b. Chlore
c. Krypton
d. Étain
e. Iode
f. Tungstène
5. Établis un lien entre le nombre maximal d’électrons par couche selon Bohr et la configuration
électronique selon le modèle des orbitales.
6. Détermine la position occupée par l’ensemble des éléments caractérisés par le remplissage de
a. la sous-couche s
b. la sous-couche p
c. la sous-couche d
d. la sous-couche f
7. Recherche deux éléments qui, comme le Cu et le Cr, font exception à la règle de Madelung.
(D’autres que Nb, Tc, Ru, Rh, Pd ).
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11.A SAUVEGARDER
1. Décrire le modèle de la matière selon :
a. Démocrite
b. Aristote
2. Décrire les particularités de l’alchimie
3. Décrire et interpréter les expériences de Thomson et expliquer en quoi elles remettent en cause
le modèle de Dalton
4.  Décrire de modèle atomique de selon Thomson
5.  Décrire et interpréter l’expérience de Rutherford et expliquer en quoi elle modifie le modèle
de Thomson
6.  Décrire le modèle atomique selon Rutherford ainsi que ses lacunes
7. Décrire la suite des expériences qui amènent Chadwick est à suggérer l'existence du neutron
8. Distinguer spectre continu et discontinu
9. Etablir le lien entre la longueur d’onde, la fréquence et l’énergie d’un rayonnement
10.  Décrire le modèle de l'atome de Bohr
a. niveau d'énergie
b. énergie d'un niveau en fonction de la valeur de n (E est proportionnel à 1 n2 )
c. nombre maximum d'électrons par niveau
d. excitation puis désexcitation par émission de lumière (relation de Planck : E2 – E1 =
E = h)
11. Interpréter l'allure du spectre de l'hydrogène (notion de série)
12. Expliquer pour quelle raison le modèle de Bohr est insatisfaisant pour les atomes
polyélectroniques
13. Définir les quatre nombres quantiques :
a. n
b. l
c. ml
d. ms
14. Ecrire la configuration électronique d'un atome (répartition des électrons sur les diverses
orbitales et donc connaître la succession des orbitales) en respectant :
a. le principe de Pauli,
b. la règle de Madelung,
c. la règle de Hund.
15. Expliquer le lien entre la configuration électronique et le tableau périodique
16. Expliquer le lien entre réactivité et structure électronique
17. Expliquer le lien entre réactivité et électronégativité ou électropositivité
18.  Calculer :
a. masse atomique relative moyenne à partir de des pourcentages des différents isotopes
b. la masse atomique relative à partir de données expérimentales
c. la composition en particules atomiques à partir de A et de Z
d. la masse volumique
19.  Définir :
a. atome : plus petite partie de la matière qui puisse se combiner lors des réactions
chimiques (unité de combinaison chimique) ou encore plus petite partie d'un corps
intervenant dans une réaction chimique
b. molécule : plus petite partie caractéristique d’un corps pur ou encore plus petite
quantité d'une substance qui puisse exister à l'état libre
c. nombre atomique : nombre de protons que possède un élément (Z)
d. nombre de masse : somme du nombre de neutrons et de protons d'un élément (A)
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e. masse atomique : nombre de protons et de neutrons dans le noyau de l’atome
f. isotopes : atomes possédant le même numéro atomique mais des nombres de masse
différents
g. unité de masse atomique : 1/12 de la masse de 126 C (Z = 6, A = 12)
h. corps pur : ensemble de molécules de même espèce
i. corps pur simple : ensemble de molécules constituées de deux ou plusieurs atomes
d'une même espèce (exception : les gaz rares qui sont des molécules monoatomiques)
j. corps pur composé : ensemble de molécules formées par l'association d'atomes
d'espèces différentes
k. élément : entité immatérielle dénuée de propriétés physiques ou chimiques et
caractérisé par deux données : un symbole et un numéro atomique. D’après Lavoisier :
dernier terme auquel parvient l'analyse
l. Electronégativité et électropositivité
20.  Ainsi qu’utiliser correctement les unités du SI, et bien entendu connaître les symboles des
éléments et le nom des familles.
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Nom des membres du groupe :
EVALUATION DE LA LIGNE DU TEMPS
Critères
auto-éval Evaluation
( /4)
( /4)
Adéquation du modèle avec la réalité
Proportion et nom des périodes
Justesse des dates et événements clés
Adapté au niveau du régendat
Liens entre les contextes historique et scientifique
Justesse des modèles de la matière
Justesse des informations scientifiques
Pertinence des informations présentes
Précision et soin dans la réalisation
Propreté
Lisibilité
Choix des couleurs et des matériaux
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