CHIMIE GENERALE

Chapitre 1 : Atomistique
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Chapitre 1 : Atomistique
I – GENERALITE SUR L’ATOME :
A – DEFINITION DE L’ATOME :
L’atome est la plus petite particule obtenue par fragmentation de la matière hors fision du noyau.
C’est le constituant élémentaire de la matière qui résulte de l’assemblage de particules
fondamentales. L’atome est formé d’un nuage électronique négatif qui gravite autour d’un noyau
positif.
B - LES CONSTITUANTS DE L’ATOME :
1 - LES ELECTRONS :
C’est le constituant universel de la matière, découvert par Jean Perrin en 1901 (physicien Français)
qui a alors reçu un prix Nobel.
L’expérience des rayons cathodiques : On observe une fluorescence du côté de l’anode. En réalité ce
n’est pas un rayonnement mais un flux de particules issues de la cathode accélérés par la différence
de potentiel qui frappent l’anode quelque soit le matériau
2 caractéristiques physiques :
- Charge de l’électron (q = -e) négative, c’est la plus petite charge qui puisse exister. e = 1,602
x 10-19 coulombs.
Le coulomb : quantité d’électricité transportée en 1 seconde par un courant de 1 ampère, souvent
utilisé comme unité de charge.
- Masse de l’électron : m = 9,1094 x 10-31 kg, c’est très faible.
Comparons la masse de l’électron à celle de l’atome d’hydrogène (H) :
Masse de l’hydrogène : mH = 1,6736 x 10-27 kg
La masse de l’électron est donc 1837 fois plus petite que la masse du plus petit atome de la
classification des éléments.
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2 - LES PARTICULES DU NOYAU :
Le noyau : découvert par Rutherfort en 1911 (Physicien anglais). Structure de la matière : les noyaux
laissent un vide.
(Z) protons
Nucléons (A) + A = Z + N
(N) neutrons
Z = numéro atomique, A = nombre de masse. 
Les protons portent la charge, ce sont les seuls particules chargées du noyau, elles sont chargées
positivement (q = e).
Neutralité de la matière : pour tout atome neutre la charge du noyau : q = Z x e (>0)
Autour du noyau (nuage électronique) q’ = -Z x e (<0), il y a forcement Z électrons.
La masse du proton : mp = 1,67262 x 10-27 kg. 
Le proton a une masse 1836 fois plus grande que celle de l’électron.
Les noyaux denses : la matière est concentrée au niveau du noyau. Les neutrons (N) particules
neutres du noyau, mn  mp.
3 - DEFAUT DE MASSE DU NOYAU :
NOYAU
Z protons (mp) N neutrons (mn)
Masse théorique du noyau différente de la masse réelle
La masse réelle du noyau est inférieure à la masse calculée. La différence de masse Δm = défaut de
masse. Δm est lié à une perte d’énergie lors de la formation du noyau.
La relation de relativité : E = Δm x c² = Energie de cohésion (avec c = célérité de la lumière (3 x 108
m.s-1)).
4 - LE RAYON ATOMIQUE :
Structure de la matière :
- La matière est concentrée au niveau du noyau.
- Entre le noyau et les électrons, et même entre deux noyaux la majeure partie de la distance
est du vide.
Le rayon du noyau est 10 000 fois plus petit que le rayon de l’atome entier.
5 – DEFINITION DU NUCLEIDE :
Le noyau atomique est caractérisé par son nombre de proton et de neutrons. Notation 
 et N = A-Z.

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6 - LES ISOTOPES :
Chacun des différents types de noyaux atomiques d’un même élément (de même espèce chimique)
seront représentés par le même symbole chimique ayant le même nombre de protons Z et diffèrent
seulement par leur nombre de neutrons N.
Un même nombre de protons signifie :
- un même nombre d’électrons (neutralité).
- la même position dans la classification.
- des propriétés chimiques identiques.
Pour un nombre de neutrons différents, on a une structure du noyau qui est différente, et des
proprités physiques différentes.
Hydrogène (H) 
 Le noyau de l’hydrogène léger, isotope stable, prédominant en plus grande proportion (99,985%).
 Le noyau de l’hydrogène lourd (deutérium,  ), isotope stable : proportion (0,015%).
 Le noyau de l’hydrogène radioactif (Tritium,  ).
Il y a environ 2900 nucléides ( 
)
- 264 (<10% des noyaux connus) sont stables  isotopes naturels.
- Radioactifs et de synthèse (artificiel et naturels).
7 - LES IONS :
- Espèce chimique chargée positivement ou négativement. Espèce chimique  atome ou
molécule. Exemple : Na+, CO3
2-
- Charges positives : cation (perte d’électron).
- Charges négatives : anion (gain d’électron).
- Il peut y avoir un ou plusieurs électrons mis en jeu. Anions ou cation monovalents,
bivalents, trivalents, tétravalents.
8 - LES MASSES ATOMIQUES : 3 ECHELLES
a - MASSE ATOMIQUE REELLE : NOYAU + ELECTRON
Masse en kg (SI) ou en g d’un seul atome  quantité de matière très faible.
- Oxygène naturel, m = 2,65682 x 10-23 g.
L’oxygène naturel est un mélange de 3 isotopes.
 prédominant : 99,757%, m = 2,65008 x 10-23 g
 0,038 %, m = 2,82284 x 10-23g
 0,205%, m = 2,98890 x 10-23g

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b - MASSE ATOMIQUE RELATIVE :
Nouvelle échelle, par rapport à un atome de référence, le 
 depuis 1961.
Le carbone naturel contient : 
Le carbone 12 est prédominant. Il a une masse exacte de 12 qui est égale à son nombre de masse (A).
L’uma = 1 douzième de la masse atomique réelle du carbone 12.
 = 6,022 x 10-23 = Na (nombre d’Avogadro).
1g = Na uma et 1 uma = 
Masse atomique : 15,9949 uma  proche de 16.
 = 16,9991 uma (proche de 18).
La masse d’un nucléon est d’environ 1 uma.
c - MASSE MOLAIRE ATOMIQUE : MASSE D’UNE MOLE D’ATOME
Mole : nombre d’atome dans 12g de carbone 12. Quel est ce nombre ? 
La masse molaire de l’atome d’oxygène : N x m = 15,9994.
1 atome d’oxygène  15,9994 uma
1 mole d’atome 15,9994 g.mol-1.
Remarque : sur la molécule, molécule : groupement d’atomes (ex : H2O).
3 atomes pour cette molécule. La masse d’une molécule = masse de ces 3 atomes très faibles en
grammes. Travailler sur 1 mole de molécule, sur N molécules, sur 3xN atomes. La masse molaire
moléculaire est la somme des masses molaires de chaque atome.
2 x (1) + 1 x (16) = 18 g.mol-1.