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 19/04/2017 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 2 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 3 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 4 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 5 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 6 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 19/04/2017 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. Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 7 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 8 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 9 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 10 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 11 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 12 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 ». 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 13 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 14 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) 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 15 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 16 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 ) 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 17 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 18 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 19 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 20 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) 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 21 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 22 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 23 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 24 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 25 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 26 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. 19/04/2017 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. Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 27 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= 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 28 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 29 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… 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 30 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 31 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 32 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 33 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 34 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 : 19/04/2017 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- Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 35 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 36 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) 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 37 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 38 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 39 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 40 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? 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 41 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 : 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 42 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 43 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+) : 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 44 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 45 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 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 46 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 47 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 48 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 49 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 50 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 … 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 51 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). 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 52 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 ? 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 53 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 54 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 19/04/2017 Ag nombre de n° nombre d’e– charge + 2– Ca 2+ Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 55 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) 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 56 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 ). 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 57 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) 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 58 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. 19/04/2017 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 Page 59 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 Total 19/04/2017 /40 Cours de chimie et didactique B1_S1410-Chapitre 4 /40 Page 60