1

1.1 Composition de l’atome

L’évolution du modèle atomique

Démocrite

Philosophe grec (460-370 av. J.-C.)

« Le monde est formé du vide et d’atomes » (première théorie atomique)

Nomme l’atome particule invisible (atomos), indivisible et indestructible

Pas de schéma de l’atome

Dalton (John)

Scientifique (chimiste) anglais (1766-1844)

Élabore 4 postulats qui ont formé la base de la théorie atomique moderne

(1809) (p.35)

o Toute la matière est constituée de minuscules particules appelées des

atomes. Il est impossible de créer un atome, de le détruire ou de le

diviser en particules plus petites.

o On ne peut pas transformer les atomes d’un élément en atomes d’un

autre élément.

2

o Tous les atomes d’un élément possèdent les mêmes propriétés, par

exemple la même masse et la même taille. Ces propriétés diffèrent de

celles des atomes de tout autre élément.

o Les atomes d’éléments différents peuvent se combiner dans des

proportions précises pour former des composés.

Premier modèle atomique (pas de noyau, p+, n0 et e-)

Goldstein (E.)

Physicien allemand

Découvre les protons (1885)

Thomson (Joseph John)

Physicien anglais (1856-1940)

Découvre les électrons (1897)

Modèle atomique « Plum-pudding » (pas de noyau, pas de n0, MAIS p+ et e-)

3

Rutherford (Ernest)

Physicien britannique (1871-1937)

Découvre le noyau situé au centre de l’atome

Découvre qu’il existe un vide entre le noyau et les électrons

L’expérience de la feuille d’or de Rutherford (1911)

But: Vérifier la position des particules dans l’atome.

Marche à suivre : Bombarder une très mince feuille d’or avec des particules

alpha (He2+).

4

Cueillette des données:

La plupart des particules traversèrent la feuille d’or sans

être déviées et vinrent frapper un écran fluorescent placé

derrière la feuille d’or.

Quelques particules avaient été déviées.

Interprétation des données :

Il conclut que les atomes d’or devaient contenir beaucoup

d’espaces vides.

Qu’au centre de l’atome, qu’il devait y avoir un noyau très

petit et très dense chargé positivement.

5

Modèle atomique nucléaire

(noyau avec p+, vide entre noyau et e-, pas n0)

Soddy (Frederick)

Chimiste anglais (1877-1956)

Découvre les isotopes (1902)

Bohr (Neils)

Physicien danois (1885-1962)

Propose un modèle atomique nucléaire avec des niveaux d’énergie où circulent

les électrons C’est le modèle planétaire

Modèle planétaire (noyau avec p+ et e- qui circulent sur des niveaux d’énergie, pas n0)

Chadwick (James)

Physicien anglais (1891-1974)

Découvre les neutrons (1932)

6

Structure atomique

L’atome est composé de particules subatomiques (3);

proton (p+) dans noyau

neutron (n0)

électron (e-)

Schéma d’un atome :

Masse des particules subatomiques

masse p+ = masse n0 = 1u

masse e- = 0u

Symbole chimique

Abréviation utilisée pour représenter les éléments

(nombre de masse) A charge

(numéro atomique) Z indice

X

La masse d’un proton ou d’un neutron

est 1840 fois celle d’un électron.

u = unité de masse atomique

7

Exemples :

sodium 23 Na A =

11 Z =

chlore 35 Cl A =

17 Z =

eau H2O

Indice (signifie qu’il y a 2 atomes d’hydrogène

dans une molécule d’eau)

Z = nombre de p+ A = p+ + n0 nombre de n0 = A – Z

Dans un atome NEUTRE, le nombre de p+ est égal au nombre d’e-.

Exemples :

7 Li 3

32 S 16

56 Fe 26

8

Les isotopes

Nom donné aux atomes d’un même élément (même nombre de p+) qui a un

nombre différent de neutrons (différente masse).

Ex : Li73 (3p+, 4n0) Li8

3 (3p+, 5n0) Li63 (3p+, 3n0)

Il existe 3 isotopes de l’hydrogène

1H 2H 3H

1 1 1

protium deutérium tritium

1 proton 1 proton 1 proton

1 électron 1 électron 1 électron

0 neutron 1 neutron 2 neutrons

Il y a des isotopes qui sont très instables, ce qui amènent leurs noyaux à se

désintégrer. En se faisant, ils libèrent de l’énergie et des particules subatomiques.

C’est ce qu’on appelle la radioactivité.

9

Théorie atomique moderne

Copier l’information p.39 (Comparer avec celle de Dalton)

Dalton, en énonçant sa théorie atomique, ne connaissait pas les particules

subatomiques. Pourtant, la théorie atomique moderne conserve une bonne partie de

ses observations.

Même si on peut le diviser, l’atome reste la plus petite particule d’un élément

qui possède les propriétés de cet élément et qui permet de le reconnaître.

Les réactions nucléaires (qui modifient la composition du noyau atomique)

permettent en réalité de transformer les atomes d’un élément en atomes

d’un autre élément.

Les différents isotopes d’un élément ont des nombres différents de

neutrons et, par conséquent, des masses différentes.

Les atomes des différents éléments peuvent se combiner dans des

proportions données pour former des composés.

1.2 Le tableau périodique

1. Les métaux sont à gauche les non métaux à droite.

B

Si

Ge As

Sb Te

Po

10

2. Les colonnes verticales () sont les GROUPES (1 à 18) ou les FAMILLES (I à VIII).

Les éléments d’une famille ont des propriétés semblables.

Ils sont le même nombre d’électrons sur le dernier niveau d’énergie.

3. Les rangées horizontales () sont les PÉRIODES (1 à 7).

Ils ont le même nombre de niveaux d’énergie.

11

4. Les éléments de la famille I s’appellent les MÉTAUX ALCALINS excepté

l’hydrogène.

Ces métaux sont très réactifs.

5. Les éléments de la famille II s’appellent les ALCALINO-TERREUX.

6. Les éléments de la famille VII ou groupe 17 s’appellent les HALOGÈNES.

Ils sont très réactifs.

7. Les éléments de la famille VIII ou groupe 18 s’appellent les GAZ RARES ou les

GAZ INERTES.

Ils sont très stables.

Ils ne réagissent pas chimiquement.

8. Les ÉLÉMENTS DE TRANSITION sont dans le milieu du tableau périodique.

12

Propriétés des métaux

conduisent bien la chaleur et l’électricité

ont un éclat métallique (brille)

sont malléables et ductiles (plier, aplatir, etc.)

sont attirés par un aimant

Modèle atomique Bohr-Rutherford

Dans un atome, les électrons se déplacent dans des orbites autour du noyau.

Ces orbites sont appelées NIVEAUX d’ÉNERGIE.

Il y a 7 niveaux d’énergie.

Le 1er niveau d’énergie peut contenir 2 électrons.

Le 2e niveau d’énergie peut contenir 8 électrons.

Le 3e niveau d’énergie peut contenir 18 électrons.

Les 4e, 5e, 6e et 7e niveau d’énergie peuvent contenir chacun 32 électrons.

Voir tableau p.41 (figure 2.6)

Faire un dessin du tableau périodique avec le nom des familles à l’intérieur.

13

Exemples :

1 H 7 Li 16 O 27 Al 1 3 8 13

Note : Un élément chauffé dégage une couleur spécifique. On appelle spectre

d’émission la couleur dégagée.

Pour trouver le nombre maximal d’électrons par niveau, il suffit d’utiliser 2n2.

Exemples :

1er niveau d’énergie 2 (1)2 = 2 X 1 = 2 électrons

2e niveau d’énergie 2 (2)2 = 2 x 4 = 8 électrons

3e niveau d’énergie 2 (3)2 = 2 x 9 = 18 électrons

Les niveaux d’énergie peuvent être divisés en sous niveaux appelés ORBITAUX.

1er niveau d’énergie comprend 1 sorte d’orbital : s

2e niveau d’énergie comprend 2 sortes d’orbitaux : s et p

3e niveau d’énergie comprend 3 sortes d’orbitaux : s, p et d

4e niveau d’énergie comprend 4 sortes d’orbitaux : s, p, d et f

14

Une façon de décrire l’arrangement des électrons dans un atome s’appelle la

configuration électronique.

niveau d’énergie nombre d’électron

4s2

orbital

I VIII

1 II III IV V VI VII s

2

3

4 s p

5 d

6

7

f

15

Ordre de remplissage

___________________________________________________________

Nombre d’électrons

maximal par orbitale

Exemples:

F19

9 :

Cl35

17:

Cr52

24:

16

Diagramme de Lewis

Les e- sur le niveau d’énergie le plus élevé sont appelés électrons de valence.

C’est le nombre d’électrons de valence qui détermine les propriétés chimiques des

éléments. C’est pourquoi les éléments d’une même famille ont de propriétés

chimiques semblables.

Ces électrons sont représentés par des points autour du symbole.

Exemples : 1 H 1s1 H

1

7 Li 1s22s1 Li 3

12 C 1s22s22p2 C 6

23 Na 1s22s22p63s1 Na 11

28 Si 1s22s22p63s23p2 Si 14

19 F 1s22s22p5 F 9

35 Cl 1s22s22p63s23p5 Cl 17

V

Voir la règle de l’octet p.47

le numéro de la famille = nombre d’électrons de valence

17

Tendances périodiques

Variation du rayon atomique

Le rayon atomique est la distance entre le noyau et l’électron de valence dans

un atome.

En descendant dans une famille (groupe), le rayon atomique augmente. Ceci se

produit car, au fur et à mesure qu’on descend dans la famille, on ajoute un autre

niveau d’énergie.

Dans une période, le rayon atomique augmente de droite à gauche. C’est

parce qu’il y a plus de protons dans le noyau et plus d’électrons autour du noyau (en

se déplaçant vers la droite dans le tableau). Parce qu’il y a plus protons et

d’électrons, ces derniers s’attirent plus fortement et diminuent la distance qui les

sépare. Ce phénomène produit donc un rayon atomique plus petit.

18

Variation de l’énergie ionisation

L’énergie d’ionisation est l’énergie nécessaire qu’un atome doit utiliser pour

arracher un électron à un autre atome.

En descendant dans une famille (groupe) du tableau périodique, l’énergie

d’ionisation diminue. L’électron situé sur un niveau d’énergie plus loin du noyau

(grand rayon atomique) sera plus facile à arracher car il est moins attiré

fortement par le noyau. Donc, l’énergie d’ionisation sera plus petite.

En allant de gauche à droite dans une période, l’énergie d’ionisation augmente.

Le rayon atomique étant plus petit vers la droite, les électrons sont retenus plus

fortement par les protons du noyau. Ceci demandera plus d’énergie au 2e ’élément

qui essaie d’arracher un électron de valence au 1er élément.

19

Réactivité des éléments

Les métaux alcalins et les halogènes sont les éléments les plus réactifs.

Les gaz rares ne réagissent pas et ne forment pas de composés car ils sont

déjà stables (8 e- de valence).

Lorsqu’un atome neutre perd 1 ou des électrons, il devient un ion positif

appelé CATION. (Ex : Na1+, Mg2+, Al3+…)

Lorsqu’un atome neutre gagne 1 ou des électrons, il devient un ion négatif

appelé ANION. (Ex : F1-, O2-, N3-…)

Les atomes ont tendance à gagner ou à perdre des électrons pour avoir la

même configuration électronique que le gaz rare le plus proche (8 e- de valence).

Exemple : 23 Na

11

Pour devenir stable le Na perd 1 é 23 Na 1+

11

Sa nouvelle configuration électronique ressemble au gaz rare le plus proche

(le néon).

20 Ne

10

20

Tendance électronique

1. Les éléments de la famille I (groupe 1) perdent 1 électron pour devenir un

ion 1+. Ils sont très réactifs.

2. Les éléments de la famille II (groupe 2) perdent 2 électrons pour devenir un

ion 2+.

3. Les éléments de la famille III (groupe 13) perdent 3 électrons pour devenir

un ion 3+.

4. Les éléments de la famille IV (groupe 14) ne forment pas d’ions (partagent

leurs électrons).

5. Les éléments de la famille V (groupe 15) gagnent 3 électrons pour devenir un

ion 3-.

6. Les éléments de la famille VI (groupe 16) gagnent 2 électrons pour devenir

un ion 2-.

7. Les éléments de la famille VII (groupe 17) gagnent 1 électron pour devenir

un ion 1-. Ils sont très réactifs.

8. Les éléments de la famille VIII (groupe 18) ne forment pas d’ions (déjà

stables).

21

1.3 Classification des composés chimiques

Un composé est obtenu lorsque deux éléments ou plus du tableau

périodique s’unissent ensemble. On peut représenter un composé par une formule

chimique. (Ex : NaCl, H2O, …)

Les composés peuvent être classés en deux catégories :

les composés ioniques et les composés covalents.

Composés ioniques Composés covalents

M + NM NM + NM

(transfert d’électrons) (partage d’électrons)

Propriété Composé ionique Composé covalent

État (t0 de la pièce) Solide cristallin Liquide, gaz ou solide

Point de fusion (sl) Élevé Peu élevé

Conduit le courant électrique

(état liquide)

Oui Non

Soluble dans l’eau

(se dissout)

La plupart sont très solubles La plupart sont très peu

solubles

Conduit le courant électrique

(lorsque dissout dans l’eau)

Oui Généralement non

NaCl glucose

22

Comme il est difficile de distinguer un composé covalent d’un composé

ionique en regardant les propriétés physiques, on utilise l’électronégativité pour

nous aider.

Électronégativité

o La force avec laquelle les protons d’un élément attirent ses électrons de

valence

o En règle générale, plus le rayon atomique est grand, plus l’électronégativité

est faible. C’est pour cette raison que l’indice d’électronégativité des non

métaux est plus élevé que celui des métaux.

o Plus grande est l’indice d’électronégativité, plus forte est la tendance d’un

élément à attirer (arracher) les électrons des autres éléments. Plus faible

est l’indice d’électronégativité, plus l’élément a tendance à donner ses

électrons lors de la formation des composés.

En montant dans une famille (groupe), l’indice d’électronégativité

augmente.

Dans un élément qui a un grand rayon atomique, les protons

attirent moins fortement les électrons de valence car la distance

est plus grande entre les deux.

Dans une période, l’indice d’électronégativité augmente de gauche à droite.

L’attraction entre les protons et les électrons d’un élément plus petit (petit

rayon) sera plus forte, ce qui augmentera l’indice d’électronégativité.

23

Les liaisons chimiques sont des forces qui attirent les atomes l’un vers

l’autre dans un composé.

Ce sont les électrons de valence qui sont impliqués dans une liaison. Lors de

la formation de la liaison chimique, on obtient un composé plus stable que chacun

des atomes pris individuellement.

Exemple : La formation du NaCl (chlorure de sodium- sel de table)

Na (sodium) Cl (chlore) NaCl (chlorure de sodium)

Solide gris Gaz jaune Solide blanc

Métal Non métal Sel binaire

Explosif Explosif Comestible (on le mange)

+

Na(s) Cl2(g) NaCls

24

Comment prédire le type de liaison interatomique? (ionique, covalent polaire ou

covalente non polaire)

C’est avec les valeurs d’électronégativité!

Pour déterminer quel type de liaison relie deux atomes donnés, il suffit de

calculer :

Si X 0,4 liaison covalente non polaire

0,4 X 1,7 liaison covalente polaire

X 1,7 liaison ionique

X = Indice d’électronégativité --- indice d’électronégativité

du 1er atome du 2e atome

Exemples :

1) Sr et O

2) NF3

3) Br et I

25

Pour représenter la liaison ionique, nous pouvons utiliser le diagramme de

Lewis et l’équation ionique.

Pour représenter la liaison covalente polaire ou non polaire, nous pouvons

utiliser le diagramme de Lewis et la formule développée.

C et Cl N et N

Diagramme de Lewis Diagramme de Lewis

Formule développée Formule développée

Li et Cl Al et O

Diagramme de Lewis Diagramme de Lewis

Équation ionique Équation ionique

26

1.4 Liaisons interatomiques

Il existe trois sortes de liaisons interatomiques.

a) liaison ionique

o métal réagit avec non métal

o transfert d’é

o doit suivre la règle de l’octet (8é périphériques)

b) liaison covalente

o entre deux non métaux

o partage d’é

c) liaison métallique

o à l’intérieur d’une sorte d’élément métallique

o attraction entre les cations et les électrons qui entourent le métal

o é de valence n’appartiennent à aucun atome métallique en particulier

o voir figure 3.21 p.83

Lorsque 2 atomes ou ions ont la même configuration électronique, on dit qu’ils

sont isoélectriques. Exemples : Cl 1-, Ar et K1+

Conductivité des composés ioniques

o À l’état solide ne conduit pas l’électricité

o À l’état liquide ou en solution conduit bien l’électricité grâce aux électrons

o Voir figures 3.13 et 3.14 p.79

27

Il existe deux types de liaisons covalentes

a) liaison covalente non polaire (pure)

o la force d’attraction entre le noyau d’un 1er atome et les électrons

d’un 2e atome sont à peu près semblable à celle entre le noyau du 2e

atome est les électrons du 1er atome

o les électrons partagés ne sont pas plus d’un côté que de l’autre

b) liaison covalente polaire

o la force d’attraction entre le noyau d’un 1er atome et les électrons

d’un 2e atome NE SONT PAS semblable. (un attire plus fort que

l’autre)

o les électrons qui sont partagés sont plus près de l’atome ayant la plus

forte électronégativité

o Voir figures 3.24 et 3.25 p.86

Certains atomes, à l’intérieur d’une même molécule, partagent plus qu’une

paire (doublet) d’électrons. Ce sont des liaisons covalentes multiples.

Exemples : O2 liaison double

N2 liaison triple

Conductivité des composés covalents

o faible conductivité que ce soit à l’état solide, liquide ou gazeux

o raison : les liaisons ne se brisent pas pour former des ions

28

Les composés covalents à connaître :

H2O eau NO2 dioxyde d’azote

CO monoxyde de carbone CH4 méthane

CO2 dioxyde de carbone NH3 ammoniac

SO2 dioxyde de soufre C3H8 propane

SO3 trioxyde de soufre

Il y a 7 éléments diatomiques qui existent comme molécules : H2, N2, O2,

F2, Cl2, Br2, I2 (dihydrogène, diazote, dioxygène, difluor, etc.)

1.5 Les forces intermoléculaires

o liaison chimique entre 2 molécules

o déterminent l’état (s, l ou g) de certaines substances

o exemple : HCl --- HCl

o voir figure 3.20 p.83

Il existe deux types de forces intermoléculaires :

a) forces van der Waals

o faible force (+ faible qui liaison interatomique)

o entre atomes de molécules rapprochés

o proviennent de l’attraction exercée sur les é d’un atome par les p+ d’un

autre atome

29

b) liaison hydrogène (pont hydrogène)

o faible force entre 1 molécule qui contient de l’hydrogène et une 2e

molécule qui contient soit de l’azote(N), de l’oxygène(O) ou du fluor(F)

o type de liaison retrouvé dans la molécule d’ADN

o explique plusieurs propriétés de l’eau (faible mV de la glace, tension

superficielle et capillarité)