Chapitre 1 : Atome, ions et molécules

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Chapitre 1 :
Atome, ions
et molécules
GCI 190 - Chimie
Hiver 2011
© Hubert Cabana, 2011
Contenu
1. La matière
2. Structure de l’atome
3. Molécules et ions
4. Formulation chimique
5. Masse atomique et moléculaire
Lectures recommandées
Chimie générale
Chapitre 1
Chapitre 2
Objectifs
Se familiariser avec la classification de la matière;
Comprendre la théorie atomique moderne;
Comprendre la structure atomique;
Différencier un atome, une molécule et un ion;
Comprendre le tableau périodique des éléments chimiques
et être en mesure de l’utiliser;
Être en mesure de nommer des composés chimiques
simples et complexes.
La matière : Substances?
Éléments? Composés?
Substance pure: matière qui a une composition fixe et des
propriétés qui lui sont propres (ex. éléments et composés).
Élément: substance pure qui ne peut être décomposée en
substance plus simple par des procédés chimiques
ordinaires (110 éléments; voir tableau périodique).
Composé: deux ou plusieurs éléments unit chimiquement
dans des proportions définies; les propriétés d’un composé
diffèrent des éléments constituants.
Mélange: combinaison de deux ou plusieurs substances;
les propriétés d’un mélange ne diffèrent pas de leurs
constituants. homogène→ uniforme; hétérogène→ non
uniforme
Substances? Éléments?
Composés?
Les états de la matière
La base de la matière : l’atome
Structure de l’atome
Origine de la matière
Big bang (± 13 -14 milliards d’années)
• Condensation de la matière élémentaires
• Formation des protons, des électrons
et des neutrons;
Proton :
Charge: +1
Masse :
1.672*10-24 g
Charge
électrique :
+1.602*10-19 C
Électron :
Charge : -1
Masse :
9.108*10-28 g
Charge
électrique :
-1.602*10-19 C
Neutron :
Charge : 0
Masse :
1.675*10-24 g
Charge
électrique : 0
C
± 400 000 ans après le Big bang
Diminution de la température (et de l’énergie cinétique
des particules)
• Attraction des protons et des électrons
atome d’hydrogène
Malone, L.J. et Dolter, T.O. (2010)
Les atomes présents dans ces nuages soumis à
de fortes pressions et températures
Perte des électrons périphériques
Répulsion entre les noyaux de même charge (+)
La température et la pression élevées ont permis
ont éléments de se rapprocher infinitésimalement
Fusion des éléments présents
Génération des éléments plus complexes
Les propriétés intrinsèques des atomes dépendent
de leur constitution atomique (nombre de proton,
d’électron et de neutron);
Chaque atome a des propriétés différentes des autres
éléments
John Dalton
Théorie atomique de Dalton :
(1766-1844)
un élément est composé de petites particules semblables
et indivisibles, les atomes;
les atomes d’un élément à un autre diffèrent;
les atomes ne peuvent être créés, transformés ou
détruits;
les composés se forment dans des rapports simples;
dans un composé, le rapport entre les atomes de
différents éléments demeure constant.
John Dalton
(1766-1844)
Chang et Papillon, 2009
John Dalton
(1766-1844)
Modèle atomique
1897 - J.J. Thompson a identifié l’électron
• Particule chargée
• Commune à l’ensemble des éléments
• Nature « électrique » de la matière
• Forces électrostatiques
Modèle Plum pudding
Particules négatives
Réparties dans un environnement
positif.
Sir Joseph John
Thompson
(1856-1940)
Structure de l’atome : l’électron
Structure de l’atome : l’électron
Modèle atomique
Présence de noyaux solides dans les atomes;
Entourés d’électrons
Ernest Rutherford
(1871 – 1937)
Ernest Rutherford
(1871 – 1937)
Représentation des éléments, le numéro
atomique, le nombre de masse et les isotopes
Représentation symbolique des
atomes
Tous les éléments sont représenté par un symbole
alphabétique;
Les premières lettres (en anglais, latin ou allemand) du
nom du composé
Argent = Ag
Cuivre = Cu
Carbone = C
Bismuth = Bi
Baryum = Ba
Uranium = U
Numéro atomique, nombre de
masse et les isotopes
Tous les atomes peuvent être identifiés par le
nombre de protons et de neutrons qu’ils
contiennent
Numéro atomique (Z) : nombre de proton(s) dans le
noyau atomique
Nombre de masse (A) : nombre de proton(s) +
neutron(s)
Numéro de masse (A) :
Protons + neutrons
7
3
Li
Numéro atomique (Z) :
Nombre de protons
À l’état naturel, la majorité des éléments existent
sous forme d’isotopes
Deux atomes sont dits isotopes s'ils ont le même
nombre de protons mais un nombre de neutrons
différent
1
1
H
Protium
(99.9885%)
2
1
H
Deutérium
(0.0115%)
3
1
H
Tritium
(traces)
Classification des atomes : le tableau
périodique
Le tableau périodique : une
classification des éléments
Classification des éléments
métaux qui sont de bons conducteurs de la chaleur et de
l’électricité, qui sont malléables et ductiles;
non-métaux qui sont de mauvais conducteurs
Classification des éléments
métalloïdes qui possèdent des propriétés intermédiaires
•
•
•
•
•
•
•
bore (5B)
silicium (14Si)
germanium (32Ge)
arsenic (33As)
antimoine (51Sb)
tellure (52Te)
polonium (84Po)
À l’intérieur de ces classes, il y a des éléments qui
partagent des propriétés communes
Le Cu, l’Ag et l’Au sont difficilement oxydables;
Le Li, le Na et le K réagissent spontanément avec l’eau;
L’He, le Ne et l’Ar sont des gaz qui sont inertes.
La dépendance entre les propriétés des masses atomiques des éléments (1869) :
Dmitri Mendeleïev
(1834 – 1907)
Les éléments, lorsqu'ils sont disposés selon leur masse atomique, montrent une périodicité apparente
de leurs propriétés;
Les éléments qui sont semblables en ce qui concerne leurs propriétés chimiques ont des poids
atomiques qui sont relativement de la même valeur (ex : Pt, Ir, Os) ou qui augmentent régulièrement
(ex : K, Rb, Cs).
L'arrangement des éléments, ou des groupes d'éléments dans l'ordre de leurs poids atomiques,
correspond à leurs prétendues valences, aussi bien que, dans une certaine mesure, à leurs propriétés
chimiques distinctives.
Nous devons nous attendre à la découverte de nombreux éléments jusqu'ici inconnus. Par exemple
des éléments analogues à l'aluminium et au silicium dont la masse atomique serait comprise entre 65
et 75.
La masse atomique d'un élément peut parfois être modifiée par une connaissance de la masse de ses
éléments contigus. Ainsi, le poids atomique du tellure doit se trouver entre 123 et 126, et ne peut pas
être 128.
Certaines propriétés caractéristiques des éléments peuvent être prévues à partir de leur masse
atomique.
Le concept de périodicité élaboré par Mendeleïev
a évolué vers la loi de périodicité qui stipule que :
« Les propriétés des éléments sont des
fonctions périodiques de leur nombre
atomique (Z) »
Les propriétés des éléments sont fonctions du
nombre de protons et d’électrons des atomes
On classifie aussi les éléments selon leur
configuration électronique où les éléments dits
représentatifs appartiennent aux groupes A alors
que les éléments de transition appartiennent aux
groupes B.
Certains groupes ont aussi reçu une appellation
particulière, notamment:
le groupe IA, métaux alcalins;
le groupe IIA, métaux alcalino-terreux;
le groupe VIIA, halogènes;
le groupe VIIIA, gaz rares ou inertes.
Périodes
IA
IIA IIIB IVB VB VIB VIIB
VIIIB
IB
IIB
IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
LA CLASSIFICATION PERIODIQUE
1 1H
2He
2 3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
3 11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
4 19K
20Ca 21Sc 22Ti
23V
24Cr
25Mn 26Fe 27Co 28Ni
9F
10Ne
17Cl
18Ar
29Cu 30Zn 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br
36Kr
Famille des alcalins
Famille des alcalino-terreux
Famille des halogènes
Famille des gaz rares ou inertes
Molécules
Une molécule est un assemblage d’au moins 2
atomes maintenus ensembles, dans un
arrangement déterminé, par des forces
chimiques.
Les molécules sont électriquement neutres.
Éthanol (C2H5OH)
Dihydrogène (H2)
Ions
Un ion est un atome ou une molécule qui a soit
gagné ou perdu un ou plusieurs électrons, le
nombre de protons demeurant fixe.
Un ion de charge positive est appelé cation,
alors qu’un ion de charge négative est un anion.
Ions
Malone et Dolter, 2010
Ions
Exemples de cations et d’anions
Nom
Formule
Cations métalliques
Aluminium
(III)
Al3+
Argent
Ag+
Baryum
Ba2+
Calcium
Ca2+
Chrome (II) Cr2+
Chrome (III)
Cobalt (II)
Cobalt (III)
Cuivre (I)
Cuivre (II)
Étain (II)
Étain (IV)
Fer (II)
Fer (III)
Cr3+
Co2+
Co3+
Cu+
Cu2+
Sn2+
Sn4+
Fe2+
Fe3+
Autres cations
Ammonium
NH4+
Nitronium
NO2+
Oxonium
ou
hydronium
H3O+
Hydrogène
H+
Pyridinium
C5H5NH+
Formule
Anions
monoatomiques
Bromure Br−
Chlorure Cl−
Fluorure F−
Hydrure H−
Nom
Formule
Anions issus d'acides organiques
Aluminate
Al(OH)3−
Iodure
Nitrure
Oxyde
Sulfure
Amidure
Cyanate
Cyanure
NH2−
OCN−
CN−
Diphosphate
P2O74-
Hydrogénosulfure
Hydroxyde
HS−
OH−
Permanganate
MnO4−
Bicarbonate
HCO3-
Carbonate
CO32-
Nom
I−
N3−
O2−
S2−
Acétate
CH3CO2−
Formiate
HCO2−
Autres Anions
Formulation chimique
Les formules chimiques servent à identifier la
composition et le rapport de chacun des éléments
d’une substance.
Utilisation de symboles chimiques
Éléments présents
Rapports entre ces éléments
C4H10
C2 H5
CaCO3
Une formule empirique ne tient compte que du
rapport du nombre d’atomes constituant la
molécule réduisant la formule à sa forme la plus
simple.
C2 H5
Une formule moléculaire indique non seulement
les éléments présents mais aussi le nombre
exacte d’atomes formant la molécule.
C4H10
C2 H5
C8H20
Les composés ioniques s’unissent dans les
rapports les plus simples et sont donc toujours
donnés par des formules empiriques.
Ag2CO3
BaCO3
Représentation moléculaire
Nomenclature
Composés organiques
Essentiellement des composés formés de C, H, O et N;
Composés inorganiques (chimie minérale)
Nomenclature –
Composés inorganiques
Composés binaires ionique
On nomme d’abord l’anion en ajoutant à la racine la
terminaison -ure suivi du cation, exception faite de l’anion
oxygène qui ne s’appelle pas oxure mais oxyde.
Pour les métaux pouvant former plusieurs type de cations
(ex : Fe2+, Fe3+), on fait suivre le nom du métal d’un
chiffre romain indiquant le nombre de charges positives.
Pour les ions polyatomiques qui se comportent comme
des ions simples, leurs composés seront nommés
comme tels.
Nomenclature –
Anions
Cations
(Al3+)
Aluminium
Ammonium (NH4+)
Argent (Ag+)
Baryum (Ba2+)
Cadmium (Cd2+)
Calcium (Ca2+)
Césium (Cs+)
Chrome (III) (Cr3+)
Cobalt (II) (Co2+)
Cuivre (I) (Cu+)
Cuivre (II) (Cu2+)
Étain(II) (Sn2+)
Fer (II) (Fe2+)
Fer (III) (Fe3+)
Hydrogène (H+)
Lithium (Li+)
Magnésium (Mg2+)
Manganèse (II) (Mn2+)
Plomb (II) (Pb2+)
Potassium (K+)
Sodium (Na+)
Strontium (Sr2+)
Zinc (Zn2+)
Bromure
Bicarbonate (HCO3-)
Carbonate (CO32-)
Chlorate (ClO3-)
Chlorure (Cl-)
Chromate (CrO42-)
Cyanure (CN-)
Dichromate (Cr2O72-)
Dihydrogénophosphate (H2PO4-)
Fluorure (F-)
Hydrogénocarbonate (HCO3-)
Hydrogénophosphate (HPO42-)
Hydrogénosulfate (HSO4-)
Hydroxyde (OH-)
Hydrure (H-)
Iodure (I-)
Nitrate (NO3-)
Nitrite (NO2-)
Nitrure (N3-)
Oxyde (O2-)
Permanganate (MnO4-)
Peroxyde (O22-)
Phosphate (PO43-)
Sulfate (SO42-)
Sulfite (SO32-)
Sulfure (S2-)
Thiocyanate (SCN-)
(Br-)
Nomenclature –
Composés binaires covalents (2 éléments non
métalliques)
Tout comme les composés ioniques, on nomme d’abord
le deuxième élément de la formule en ajoutant à la
racine la terminaison -ure suivi du premier élément. De
même, l’oxygène qui ne s’appelle pas oxure mais oxyde.
Utilisation des préfixes di-, tri-, tétra-, penta-, hexa-,
hepta-, etc. lorsqu’il y a plusieurs atomes.
Nomenclature –
Acides
Acides (H + élément non métallique)
On remplace le suffixe -ure par le suffixe -hydrique à
l’anion qui accompagne l’hydrogène précédé du nom
acide;
Pour les oxacides (combinaison d’une molécule d’eau),
on utilise la racine du nom de l’anion suivie de la
terminaison -ique le tout précédé du mot acide.
• Si le nombre d’atomes d’oxygène de l’oxacide en -ique diffèrent de
-1, la terminaison devient -eux; de -2, la terminaison devient -eux
accompagné d’un préfixe hypo-; de +1, on ajoute le préfixe per-.
Nomenclature –
Acides
Pour les anions des oxacides,
lorsque tous les H sont retirés de la forme -ique, la
terminaison de l’anion prend la forme -ate;
lorsque tous les H sont retirés de la forme -eux, la
terminaison de l’anion prend la forme -ite;
Pour les anions où tous les H n’ont pas tous été
retranchés; le préfixe doit indiquer le nombre
d’hydrogènes présents.
Nomenclature –
bases
Bases (libère des anions OH- en solution
aqueuse)
Le mot hydroxyde précède le nom du cation si l’ion
hydroxyde est en évidence dans la formule
Quelques propriétés des atomes
Masse atomique et moléculaire
La masse atomique est la masse relative des
atomes, rapportées à l’isotope du carbone 12 fixé
à 12,0000 uma.
• La masse atomique moyenne
représente la masse moyenne
tenant compte du pourcentage
relatif de chacun des isotopes de
l’élément. Les différents tableaux
périodiques présentent en
général cette valeur.
La mole
En pratique, nous travaillons avec des
« échantillons » d’éléments qui contiennent
une grande quantité d’atomes ou de
molécules;
Une mole est donnée par la quantité
Amedeo Avogadro
carbone (1776-1856)
d’atomes contenue dans 12g de
12 qui a été déterminé par Avogadro
comme étant 6,022045x1023 atomes/mol
La masse molaire (Mw)
Nous avons vu que 1 mole de carbone a
exactement une masse de 12 g. Il s’agit de sa
masse molaire.
La Mw est la masse d’une mole d’entités
élémentaire (atomes ou molécules) d’une
substance
Pour les atomes, la Mw est égale à la masse atomique
de ces derniers;
Pour les molécules, il faut faire la somme des masses
atomiques des atomes les constituants pour déterminer
leur Mw.
La masse molaire (Mw)
1 atome de Cl
35.45 uma
1 mole de Cl
35.45 g
1 molécule de Cl2
70.90 uma
1 mole de Cl2
70.90 g
Un mole de….
Carbone (C)
Soufre (S)
Mercure (Hg)
Cuivre (Cu)
Fer (Fe)
La masse molaire
Malone et Dolter, 2010
En résumé…
En résumé…
La matière est constituée de l’unité de base qu’est
l’atome;
Différents modèles et théories ont permis de
décrire l’atome;
Un atome est constitué d’un noyau central
composé de neutrons et de protons et d’électrons
circulant à une grande distance p/r au noyau;
En résumé…
Les particules fondamentales que sont les protons
(+) et les électrons (-) participent aux réactions
chimiques.
La masse de l’atome est due aux protons et aux
neutrons. Le volume de l’atome est dû à la
présence des électrons;
Les atomes sont électro-neutres. Ils sont
caractérisés par leur nombre atomique et leur
nombre de masse;
En résumé…
La matière est représenté par des formules
chimiques;
Molécules ioniques et covalentes;
Les composés chimiques sont nommés à partir de
leur composition, de leur structure chimique;
En résumé…
1 mole correspond à 6.022*1023 éléments (atomes,
molécules, etc.)
Chaque élément a une masse molaire qui lui est
propre.
Lectures recommandées
Chang et Papillon (2009)
Chapitres 1 et 2
Chapitre 3 : pp. 84 @ 94
Exercices suggérés
Pour le prochain cours : site web Chapitre 1
Chang et Papillon (2009) (supplémentaires)
Chapitre 2 : 2-7, 2-10, 2-116, 2-31, 2-37, 2-48, 2-49;
Chapitre 3 : 3-5, 3-13, 3-17, 3-24, 3-27;

Chapitre 1 : Atome, ions et molécules

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