2 Les éléments et les atomes - théorie

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2.1 Vocabulaire à apprendre à maîtriser après ce chapitre
L’atome
Atome
Elément
Proton
Neutron
Nucléons
Electron
Nuage
Particule (subatomique)
Symbole (complet)
Charge électrique relative
Tableau périodique
Masse
Numéro atomique
Masse atomique
Nombre de masse
Isotope
Isotope naturel
Isotope radioactif
Isotope artificiel
Abondance (relative)
Stable
La structure électronique de l’atome
Structure électronique
Orbitale
Couche (électronique)
Couche externe
Période
Colonne
Ligne
Nombre romain
Electron périphérique
Electron externe
Elément de transition
Type d’élément
Famille de l’élément
Métal
Non métal
Gaz rare
Gaz inerte
Halogène
Métal alcalin
Métal alcalino-terreux
Formule de Lewis
2.2 Compétences à acquérir au cours de ce chapitre
A la fin de ce chapitre vous devrez être capable de
•
Citer et situer dans l’atome, les particules subatomiques.
•
Citer et reconnaître les caractéristiques des particules subatomiques.
•
Différencier un élément, d’un atome et vice-versa.
•
Citer et reconnaître le symbole du numéro atomique et du nombre de masse.
•
Associer le numéro atomique d’un élément/atome avec sa place dans le tableau
périodique, son nombre de proton et son nombre d’électron.
•
Calculer le nombre de neutron ou de proton d’un atome à partir de son nombre de
masse.
•
Déterminer, à l’aide du tableau périodique, le nombre de proton, d’électron, la
masse atomique, le nom, le symbole, le type et la famille d’un élément.
•
Définir les termes : isotopes, isotope naturel, isotope artificiel, isotope radioactif.
•
Trouver dans la table CRM, lire et utiliser les tableaux intitulés :’’Quelques isotopes
naturels’’ et ’’Quelques isotopes radioactifs’’.
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•
Calculer la masse atomique moyenne d’un élément à partir de sa composition
isotopique.
•
Déterminer le nombre de couches d’électrons d’un élément/atome.
•
Déterminer, à l’aide du tableau périodique, le nombre d’électrons sur la couche
externe d’un élément, ainsi que la combinaison (paires ou célibataires) des
électrons.
•
Représenter de façon simplifiée (orbitales + électrons) la couche externe des
éléments.
•
Citer les noms des familles d’éléments suivants : métal alcalin, métal
alcalinoterreux, halogène, gaz rares.
•
Associer les noms des familles d’éléments avec les éléments qui correspondent à
ces familles.
•
Dessiner les formules de Lewis de tous les éléments du tableau périodiques à
l’exception des éléments (métaux) de transition.
2.3 Composition et structure des atomes
L'atome est la plus petite partie d'un élément possédant les propriétés chimiques de cet
élément. En chimie, les atomes sont les ‘’briques’’ de base qui constituent la matière. Ils
forment les molécules.
Autrement dit un élément peut être composé de un ou plusieurs atomes différents.
Pour comprendre les propriétés chimiques des éléments, il est nécessaire de connaître la
structure de l'atome. Le modèle suivant, tout en ne représentant pas vraiment l'atome réel,
nous permet de comprendre les grandes lignes de sa structure.
L'atome de n'importe quel élément comprend deux
parties :
1) le noyau : il se trouve au centre de l'atome et en
contient presque toute la masse.
Il se compose de nucléons qui sont:
a) protons (symbole "p+") particules positives
b) neutrons (symbole "no") particules neutres.
2) Les électrons (symbole "e- "), particules négatives
et très légères, qui se déplacent
autour du noyau.
Les électrons sont en nombre égal à celui des protons, ce qui rend l'atome
électriquement neutre.
Le diamètre de l'atome est environ 10 000 (mais cela peut aller jusqu'à 100 000`) fois
plus grand que celui de son noyau, ce qui implique que la plus grande partie de l'atome
est constituée de VIDE ! Ainsi, si on représentait par une orange le noyau d'un atome de
zinc, ses électrons périphériques tourneraient à 5 km de son centre.
Les éléments et les atomes
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Caractéristiques des particules subatomiques (particules de l'atome)
Les protons, neutrons et électrons ont tous une masse qui peut être exprimées en kg ou
en g (voir la table CRM). Cependant les chimistes expriment les masses des particules
subatomiques en unité de masse atomique [u].
Il est possible de passer des unités de masse atomique en unité de masse par la relation
suivante :
1 [u] correspond à environ 1,66.10-24 g
Le proton et le neutron ont tous les deux une masse de 1 [u]. La masse de l’électron étant
environ mille fois plus petite que celle d’un proton et d’un neutron, les chimistes la
considère comme étant nulle.
particules
Noyau : protons
neutrons
Nuage électronique :
électron
(*)
(**)
symbole Masse (u)
p+
no
e-
1
1
≈ 0 (**)
Charge
électrique
relative (*)
+1
0
Nombre de
particules
-1
Z
Z
N
Conventionnellement, on utilise en chimie la charge d'un électron (e = 1,6022·10-19 C)
comme unité.
Note : la masse d'un électron est environ 1840 fois plus faible que celle d'un proton.
Autrement dit, elle est négligeable.
2.4 Historique des modèles de l'atome
Dans l'histoire des sciences, plusieurs modèles de l'atome ont été développés, au fur et à
mesure des découvertes des propriétés de la matière. Le modèle de l’atome le plus
proche de la réalité expérimentale actuelle a été élaboré, il y a moins d’une centaine
d’années, dans la première moitié du 20ème siècle. La complexité de ce modèle est telle
que l’atome n’est pas représentable par un dessin. Il ne peut qu’être décrit par une
équation mathématique. Cette équation est tellement complexe qu’elle n’a été, à ce jour
résolue, que pour un seul atome, le premier du tableau périodique, l’atome d’hydrogène.
A défaut de pouvoir utiliser le modèle le plus proche de la réalité, aujourd'hui encore, on
utilise d’anciens modèles de l’atome. Même s’ils sont partiellement faux, ils sont
cependant plus simples et ils facilitent la compréhension, donc l'apprentissage et la
réflexion.
C’est lors l'antiquité grecque, que les philosophes proposèrent, pour la première fois, le
principe selon lequel la matière pouvait se fractionner en petits morceaux jusqu'à obtenir
des grains insécables (qu’on ne peut pas casser). C’est d’ailleurs le mot grec ‘’atomos’’,
signifiant ‘’ qui ne peut être divisé ‘’, qui donna son nom aux atomes.
Noyau de l’atome d’hélium
proton
neutron
Les éléments et les atomes
Cependant il fallut attendre la fin du 19ème siècle,
pour que ce principe soit repris par les physiciens
de l’époque et que des études soient menées
pour déterminer si l’atome existait et que son
concept soit développé. Les premiers modèles
de l’atome, complètement erronés, le présentait
comme une sphère pleine parce que la matière
est continue à l’œil nue. Il fallut attendre le début
du 20ème siècle, avec l’expérience de Rutherford
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en 1911, pour qu’un modèle pertinent de l’atome soit enfin développé.
Rutherford bombarde une feuille d'or avec
des noyaux d'hélium appelés aussi particules
alpha (rappel le noyau est chargé
positivement).
Il constate que :
a) Une très faible proportion des particules
alpha émises traversent la feuille d’or. La
matière n’est donc pas continue, mais
contient donc des trous permettant le
passage des particules Autrement dit,
l’atome contient des zones de vide.
b) Certains
noyaux sont
déviés
et
rebroussent même chemin. Il en conclut
que les noyaux d’hélium chargés positivement rencontrent des îlots très concentrés de matière chargée positivement qui les
repoussent. Ainsi naitra le concept d’un noyau positif.
Combinant ces résultats expérimentaux avec ceux de J. J. Thomson qui établit en 1897
que la matière contient des électrons, Rutherford en déduit le modèle atomique
planétaire :
Modèle planétaire
L'atome est constitué d'un noyau positif très
petit et d'électrons tournant autour. Le reste
étant ‘’constitué’’ de vide.
Cependant ce modèle pose un gros
problème : Selon les lois de la physique
connues à l’époque, en tournant autour du
noyau, les électrons devraient perdre de
l'énergie au cours du temps et se rapprocher
progressivement, pour finir par s'écraser sur
le noyau, après quelques années. Hors les
atomes qui nous entourent existent depuis
des milliards d’années !
En 1913, Niels Bohr élabore un nouveau modèle ; le
modèle atomique quantique:
Modèle atomique quantique
Dans ce modèle, les électrons sont toujours sur des
orbites, mais ces dernières ont des rayons définis et
il n'existe que quelques orbites ’’autorisées’’;
Autrement dit les électrons ne peuvent plus se
rapprocher progressivement du noyau, au cours du
temps, mais seulement sauter d’une orbite à l’autre;
et lorsque l'électron est sur l'orbite la plus basse, il ne
peut ni descendre plus bas et ni s'écraser sur le
noyau. Ainsi, les échanges d'énergie correspondent à
des sauts entre les orbites définies.
Même si ce modèle est en adéquation avec les
résultats expérimentaux, il ne peut pas être expliqué
par les lois de la physique classique.
Les éléments et les atomes
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Bien que loin de représenter la réalité, le modèle quantique est celui le plus couramment
utilisé pour représenter un atome.
Représentation simpliste de l’atome
d’hélium selon le modèle de
Schrödinger
C’est seulement après le développement de
la mécanique quantique (par opposition à la
mécanique de la physique classique) dans la
première moitié du 20ème siècle, permettant
d’expliquer certaines observations expérimentales sur la matière, en contradiction
avec certaines lois de la physique classique,
que l’atome pourra être modélisé au plus
près de la réalité. En effet, en 1926,
Schrödinger modélise l'électron non pas
seulement comme une particule, mais aussi
comme une onde. Les électrons dans
l'atome, ne sont donc plus des boules
tournant autour du noyau, mais ils forment un
‘’nuage’’ qui entoure le noyau.
2.5 Le nombre ( ou numéro ) atomique Z
Le numéro atomique correspond au nombre de protons contenus dans le noyau de
l'atome. Puisque l'atome est électriquement neutre, il indique aussi le nombre
d'électrons.
Dans le tableau périodique, chaque élément est caractérisé par un nombre atomique Z
(numéro d'ordre) qui représente le nombre de protons de chacun de ses atomes.
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Numéro atomique Z
= nombre de protons
Symbole de l'élément
Cl
35,453
Nom de l'élément
Masse atomique
(masse moyenne des
isotopes de l'élément)
CHLORE
2.6 Le nombre de masse A (nombre de nucléons)
Le nombre de masse A correspond à la somme du nombre de protons et du nombre de
neutrons d'un noyau.
Le nombre de masse est un nombre entier qui ne figure pas dans le tableau
périodique. On utilise le nombre de masse pour connaître la composition du noyau d’un
atome et déterminer son nombre de neutron (ou son nombre de proton si on connaît le
nombre de neutron).
Les éléments et les atomes
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Voilà comment procéder :
A = nombre de protons + nombre de
neutrons
Z = nombre de protons
N = A - Z = nombre de neutrons
Puisque les masses du proton et du neutron, très voisines l'une et l'autre, sont de 1 unité
de masse atomique, le nombre de masse A d'un atome sera proche de la masse de
l'atome en u (la masse des électrons étant négligeable).
Exemples :
particules
Fluor
Z= …..
A= 19
N= 19 - 9 = 10
masse ≈ 19 u
9p+, 9é-, 10no
Calcium
Z= …..
A= 40
N= ………………………. masse ≈ 40 u
……………….
Chlore
Z= …..
A= 35
N= ………………………. masse ≈ 35 u
...………….….
Chlore
Z= …..
A= 37
N= ………………………. masse ≈ 37 u
………….……
2.7 Le symbole complet
En langage chimique le nombre de masse d'un atome s'écrit en haut à gauche du symbole
de l'atome et son numéro atomique en bas à gauche. On parle alors de symbole
complet.
Exemples :
Souvent pour distinguer les atomes d’un même élément, on laisse de côté le numéro
atomique.
Exemple : Atomes de l’élément carbone : 12C, 13C, 14C
2.8 Les isotopes
Un élément peut être formé de plusieurs atomes différents. Tous ces atomes ont le même
numéro atomique (sinon ils ne pourraient pas appartenir au même élément) et donc le
même nombre de protons et d’électrons. Ces atomes se différencient uniquement les
uns des autres par leur nombre de neutrons.
Comme ces atomes correspondent au même élément, ils se trouvent dans la même case
du tableau périodique. On appelle ces atomes des isotopes. Leur nom provient du grec :
avec iso qui signifie identique et topos qui signifie lieu.
Les éléments et les atomes
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ISOTOPES : atomes du même élément (ils possèdent donc tous le même nombre de
protons, ainsi que le même nombre d’électrons) qui possèdent un nombre de
neutrons différent.
Dans un élément, la répartition des isotopes est très rarement équitable. On trouve
l’abondance relative des isotopes de certains éléments dans la table CRM dans les tables
intitulées : ‘’Quelques isotopes naturels’’ et ‘’Quelques isotopes radioactifs’’
Exemple : Les trois isotopes de l'élément hydrogène
Dans l'élément hydrogène naturel, sur 5000 atomes il y a environ 1 atome d'hydrogène
lourd 2H appelé aussi Deutérium.
Parmi la centaine d'éléments, la plupart possèdent un ou plusieurs isotopes naturels.
•
On peut fabriquer des isotopes d'à peu près tous les éléments. On les appelle
isotopes artificiels.
•
Les isotopes qui ont un noyau instable, c’est-à-dire un noyau qui change de
composition au cours du temps, s’appellent des isotopes radioactifs.
•
Les isotopes radioactifs peuvent être aussi bien naturels qu’artificiels.
Les éléments dont tous les isotopes sont radioactifs sont signalés dans le tableau
périodique par une étoile en haut à droite de la case de l’élément.
2.9 Masse atomique d'un élément
Pour déterminer la masse d'un élément, on tient compte de l'abondance relative, ainsi que
du nombre de masse de chacun des isotopes qui le compose et qui sont présent dans la
nature : cette moyenne s'appelle la masse atomique de l'élément et elle est exprimée en
unités de masse atomique, [u].
Exemple : la masse atomique de l'élément brome
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2.10 La structure électronique de l’atome
Niels Bohr
Une étude approfondie de la lumière émise par les atomes à haute
température, complétée par les recherches théoriques du physicien
danois Niels Bohr (prix Nobel en 1922) a montré que les électrons sont
disposés autour du noyau sur des « couches », un peu comme s’ils
étaient sur les écailles d’un oignon. Les électrons d’une même couche
sont en moyenne à la même distance du noyau.
On distingue les couches internes, proches du noyau, de la couche externe qui contient
les électrons externes, les plus éloignés du noyau.
Nuage électronique
noyau
Couche électronique
externe : contient les
électrons externes
Couches électroniques
internes
Chaque couche ne peut contenir qu'un nombre limité d'électrons, mais ce nombre
d’électrons est variable d’une couche à l’autre. Ainsi
- la première couche (n = 1), contient au maximum 2 électrons
- la deuxième couche (n = 2), contient au maximum 8 électrons etc.
Exemple d’orbitale : les orbitales p
Un principe fondamental de la physique atomique (formulé par Heisenberg en 1927)
montre qu'il est impossible de localiser de façon précise un électron à l'intérieur de
l'atome.
Les éléments et les atomes
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Par contre, on peut délimiter une région de l'espace dans laquelle un électron d'une
énergie donnée a un maximum de chance de se trouver. Cette région est appelée
orbitale, elle peut contenir deux électrons au maximum (principe d'exclusion de Pauli).
Une orbitale est symbolisée par un carré appelé case électronique. Elle peut contenir
deux électrons au maximum représentés par des flèches qui indiquent le sens de rotation
de l'électron sur lui-même (spin).
= orbitale vide
= 1 célibataire (c)
= 1 paire (p)
Avec la notion d'orbitale, on peut symboliser les couches électroniques des premiers
atomes de la classification périodique de la manière suivante :
Notes : Pour former des paires d'électrons il faut, en priorité, que toutes les orbitales d'une
même couche soient occupées au moins par un électron célibataire.
(**) l'hélium a sa couche externe complète avec deux électrons, ses propriétés chimiques
sont semblables à celles des éléments de la colonne VIIIA qui ont leur couche externe
complète avec 8 électrons.
Atome Z
Couche électronique n°
1
H
1
He
2
Li
3
Be
4
B
5
C
6
N
7
O
8
F
9
Ne
10
Na
11
2
3
Ligne
du
tableau
périodique
nb.
e
externes
(p, c)
colonne
du
tableau
périodique
(**)
Dans le cours de chimie, on s'intéressera principalement à la couche externe
d’électrons car ce sont ces électrons qui interviennent dans les liaisons entres atomes
ou lors des réactions chimiques.
Les éléments et les atomes
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Dans la classification périodique des éléments, les éléments sont classés par numéro
atomique croissant et une nouvelle ligne du tableau, appelée aussi période, est utilisée
chaque fois que le remplissage électronique fait intervenir une nouvelle couche.
•
Le numéro de la ligne du tableau périodique dans laquelle se trouve l'élément,
indique donc le nombre total de couches de l’élément, ainsi que le numéro de sa
couche externe.
•
Dans une même colonne, se retrouvent les éléments possédant un nombre
identique d'électrons externes. Ce nombre correspond au numéro de la colonne du
tableau périodique en chiffre romain.
La seule exception est l'hélium. Celui-ci, bien qu’il n’ait que 2 électrons externes,
est classé dans la colonne VIIIA.
•
En outre, au sommet des colonnes du tableau, on trouve la répartition des électrons
externes en (p)aires et (c)élibataires.
Nous appliquerons les raisonnements précédents uniquement aux colonnes A, car les
éléments de transition (colonnes B) ont un comportement chimique particulier (ils ne
mettent pas toujours en jeu le même nombre d'électrons externes),
2.11 Les familles d’éléments
Les éléments d'une même colonne ont le même nombre d'électrons externes et ils forment
une famille d'éléments avec des propriétés chimiques voisines.
Certaines familles ont des noms :
- colonne IA
: les métaux alcalins
- colonne IIA : les métaux alcalino-terreux
- colonne VIIA : les halogènes
- colonne VIIIA : les gaz rares ou inertes
2.12 Les formules de Lewis
Gilbert Newton Lewis (1875-1946)
Une formule de Lewis est la représentation du symbole
de l’élément avec ses électrons externes.
• Les électrons sont répartis en utilisant les 4 faces du
symbole.
• Le tableau périodique indique si les électrons externes
sont sous forme de paires (= 2 électrons associés) ou
de célibataire (1 électron seul).
• Un électron célibataire est représenté par un point et
une paire d’électrons par un trait.
• La formule de Lewis est l’outil de base pour représenter les molécules dans les
formules développées que nous verrons plus tard.
Les éléments et les atomes
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Exemples:
Colonne IA :1 électron externe = 1 célibataire
Exemple : Sodium
Colonne IIA : 2 électrons externes = 2 célibataires
Exemple : Magnésium
Colonne IIIA :3 électrons externes = 3 célibataires
Exemple : Aluminium
Colonne IV A : 4 électrons externes = 4 célibataires
Exemple : Carbone
Colonne VA : 5 électrons externes = 3 célibataires et 1 paire
Exemple : Azote
Colonne VIA : 6 électrons externes = 2 célibataires et 2 paires
Exemple : oxygène
Colonne VIIA : 7 électrons externes = 1 célibataire et 3 paires
Exemple : Fluor
Les éléments et les atomes
Na.
.
Mg
.
. Al .
.
.
. C.
.
_
.N.
.
_
.O
.
_
F
.
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