L’EAU POTABLE – LA DÉFORESTATION – L’ÉNERGIE – LES CHANGEMENTS CLIMATIQUES

LA PRODUCTION ALIMENTAIRE - LES MATIÈRES RÉSIDUELLES

UNIVERS MATÉRIEL

Chapitre 1 : Les éléments

Partie B : Les éléments (Note de cours D.Renaud – D.Bouchard)

2. La classification périodique des éléments

2.1 Les métaux, les non-métaux et les métalloïdes

2.2 Les familles du tableau périodique

2.3 Les périodes du tableau périodique

· La périodicité des propriétés

2.4 Le numéro atomique

2.5 La masse atomique relative

· Le nombre de masse

2.6 Les isotopes

3. La représentation des atomes

3.1 La notation de Lewis

3.2 La représentation de l’atome selon le modèle atomique de Rutherford-Bohr

3.3 La représentation de l’atome selon le modèle atomique simplifié

3.4 Le modèle atomique « boules et bâtonnets »

4. La notion de mole

4.1 La masse molaire

4.2 Le nombre d’Avogadro

Verdict - Devoirs- Diagnostic- Mini test – Examen(s)

Un peu d'histoire....

1

Mendeleïev, Dimitri Ivanovitch, chimiste russe, né à Tobolsk (1834-1907) obtint une bourse pour aller étudier en Allemagne, il y devint l'un des plus grands théoriciens chimiques de son temps. Rentré à Saint-Pétersbourg pour y occuper un poste de professeur d'université, il acheva la classification périodique des éléments en 1869, tout en rédigeant un manuel de chimie minérale. Mendeleïev fut le premier à mettre en évidence la nature périodique des éléments en les classant par ordre croissant de masse atomique. Dans sa loi, il énonçait que la périodicité des éléments variait de manière systématique, et était en relation avec la masse atomique. Il disposa les éléments qu'il connaissait dans un tableau de 8 colonnes et 12 lignes, réservant des blancs là où la masse atomique d'un élément coïncidait pas avec sa classification. Ces vides furent comblés ultérieurement par des éléments nouvellement découverts. Les idées de Mendeleïev n'étaient pas totalement correctes en ce que les propriétés d'un élément dépendent de son nombre atomique - le nombre de proton de son noyau - plus que de sa masse atomique.

2. La classification périodique des éléments

Qu’est-ce que la classification périodique des éléments?

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

1869 - Le chimiste russe Dimitri Ivanovitch Mendeleïev arrive à faire une classification brillante des éléments.

Il les place en ordre croissant de masse atomique puisque c'était le seul critère objectif et quantitatif dont il disposait.

Aujourd'hui, les éléments sont classés en ordre croissant de ____________________________________________

Définition : Tableau périodique  des éléments 

· Rangée (horizontale) = période numérotées de 1 à 7

No de la période = nombre de couches électroniques

· Colonne (verticale) = famille numérotées de 1 à 18

No de la famille = nombre d'électrons de valence (uniquement pour IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA et VIIIA)

2.1 Les métaux, les non-métaux et les métalloïdes

IA VIIIA

1

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

2

B

3

Si

4

Famille

Ge

As

5

Sb

Te

6

Période

At

7

Métaux

Métalloïdes (7)

Non-métaux

De façon générale:

· Bons conducteurs de chaleur et d'électricité

· Réagissent avec les acides pour former de l'hydrogène (H2)

· Ductiles (peuvent être étirés sans casser)

· Malléables (peuvent être pliés ou aplatis sans casser)

· Éclat brillant

· Tous solides à 25 oC sauf le mercure (Hg)

· Aussi appelés SEMI-MÉTAUX

· Sept éléments qui ont à la fois des propriétés des métaux et des non-métaux

Bore (B)

Silicium (Si)

Germanium (Ge)

Arsenic (As)

Antimoine (Sb)

Tellure (Te)

Astate (At)

De façon générale:

· Mauvais conducteurs de chaleur et d'électricité

· Ne réagissent pas avec les acides.

· Plusieurs d'entre eux sont gazeux

· Ceux qui sont solide sont friables (peuvent être facilement réduits en poudre) et on un éclat non-métallique (terne)

N.B. Ne pas oublier l'hydrogène (H) qui fait partie des non-métaux

2.2 Les familles du groupe principal

Définition de FAMILLE CHIMIQUE : _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

· Les ALCALINS (famille 1A ou IA)

· Ont tous ________ électron sur leur dernière couche (e- de valence)

· Métaux mous (certains se coupent au couteau)

· Réagissent violemment avec l'______ et l'_________ (doivent être conservés dans l'huile)

· Ne se trouvent jamais à l'état d'élément dans la nature, mais plutôt sous forme de ________________

· Forte tendance à donner leur __________ électron de valence aux non-métaux

· Les Alcalino-terreux

(famille 2A ou IIA)

· Ont tous ________ électrons sur leur dernière couche (e- de valence)

· Métaux très _______________ un peu plus durs que les alcalins.

· Réagissent avec l'_________ mais moins violemment que les alcalins (peuvent être conservés à l'air libre)

· Ne se trouvent jamais à l'état d'élément dans la nature, mais plutôt sous forme de __________________

· Il brûle facilement en présence de chaleur

· Forte tendance à donner leurs __________ électrons de valence aux non-métaux

· Les Halogènes

(famille 7A ou VIIA)

· Ont tous ________ électrons sur leur dernière couche (e- de valence)

· Non métaux réactifs et corrosifs

· Plusieurs sont des __________________________ puissants (bactéricides).

· Ils forment souvent des _______ avec les métaux (d'où leur nom qui vient du grec halo= sel et gene= qui crée)

· Seul famille où l'on retrouve deux représentants gazeux, un liquide et deux solides.

· Forte tendance à arracher _________ électron de valence aux métaux

· Les gaz inertes (aussi appelés "gaz nobles" ou "gaz rares")

(famille 8A ou VIIIA)

· Ont tous leur dernière couche électronique ____________________ (pleine)

· Très stables chimiquement et ne réagissent pratiquement avec___________ du tout

· On ne les retrouve jamais sous forme de composés, mais plutôt sous forme d'élément aux molécules monoatomiques.

2.3 Les périodes du tableau périodique

Qu'est ce que la PÉRIODICITE ?

_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Voir annexe 1 à la fin du manuel

Le tableau des éléments est dit PERIODIQUE (PERIODICITE)

parce que certaines propriétés se répètent de façon périodique, c'est à dire de ligne en ligne.

A chaque ligne ou PERIODE, la propriété revient.

Examinons, en consultant le tableau périodique de la page 128, quelques propriétés pour savoir si elles sont périodiques ou non.

Les propriétés étudiées seront le rayon, la masse, l'électronégativité et l' activité chimique.

Le rayon:

Le rayon est une propriété ______________________

La masse:

La masse est une propriété ______________________

Toute la masse de l’atome est concentrée dans le noyau.

L'électronégativité:

Définition : _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

L'électronégativité est une propriété _______________

L'activité chimique:

Comportement dans le tableau périodique :Réactivité chimique :

L'activité chimique est une propriété ______________

En conclusion, le ________________________________, l'______________________ et l'____________________ sont des propriétés _____________________________. La __________________________ n'est pas une propriété ____________________________.

STEProgression de certaines propriétés.

N.B. Les flèches indiquent le sens de

l’augmentation (verticales pour les familles, horizontales pour les périodes).

Rayon atomique :

Électronégativité & pot. d’ionisation:

Pt de fusion & d’ébullition :

Masse volumique :

Réactivité chimique :

2.4 LE NUMÉRO ATOMIQUE

Que représente le numéro atomique?

___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Chaque case du tableau périodique renferme au moins trois renseignements importants concernant l'élément qui y est inscrit :

NUMÉRO ATOMIQUE :

Indique le nombre de protons ou d'électrons de l'élément.

2.5 LA MASSE ATOMIQUE RELATIVE

Qu’est-ce que la masse atomique relative?

___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Par suite d’un accord international conclu en 1961, l’atome de carbone 12 (6 protons, 6 neutrons) a été adopté comme point de référence. On lui a attribué une masse atomique de 12,00 u.m.a. L’unité de masse atomique 1 (u.m.a) est donc le douzième de la masse de l’atome de carbone 12.

NOMBRE DE MASSE :

Correspond au nombre de protons plus le nombre de neutrons dans le noyau. C'est le même chiffre que la masse atomique arrondie à l'unité.

CHARGE NUCLÉAIRE : Correspond au nombre de protons dans le noyau.

C’est le même chiffre que le numéro atomique en ajoutant la charge + .

La masse atomique d’un élément

La masse atomique de l’hydrogène est 1; l’atome d’hydrogène est donc 12 fois moins lourd que l’atome de carbone.

La masse atomique du magnésium est de 24; l’atome de magnésium est donc 2 fois plus lourd que l’atome de carbone et 24 fois plus lourd que celui de l’hydrogène.

Rappel:

Numéro atomique = nombre atomique = nombre = nombre d'électro = nombre de protons numéro dans le tableau de 1 à 105

Nombre de masse = nombre de particules pesantes = nombre de protons et de neutrons

= particules du noyau

= nombres de nucléons

= masse atomique = nombre A

N.B. nombre de neutrons = A - Z

2.6LES ISOTOPES

Qu'est-ce qu'un ISOTOPE?

Pourquoi la masse de plusieurs atomes n'est pas un nombre entier si elle provient de la somme des protons et des neutrons qui ont tous des masses égales à 1 unité de masse (1 U.M.A.)?

_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2

Étant donné que la masse d'un atome est due aux

particules pesantes dans l'atome (protons et

neutrons), et que ces particules ont une masse de 1

U.M.A., il est logique de penser que la masse de tous

les atomes sera entière.

Exemple: Na (11p+ 12 n0) donc masse de 23 u.m.a

Or si on consulte le tableau, ce n'est pas ce qui se passe. Plusieurs masses atomiques ne sont pas des nombres entiers. Ex.: masse du chlore = 35,5 U.M.A.

Ceci est dû aux ISOTOPES.

ISOTOPES =____

___________________________________________________________________________________

Un autre exemple :

Examinez la structure des atomes de chlore suivants :

 

ÉLÉMENT

NUMÉRO ATOMIQUE

NOMBRE DE MASSE

 

ÉLECTRONS

 

PROTONS

 

NEUTRONS

Chlore

17

35

17

17

18

Chlore

17

37

17

17

20

 Le deuxième atome de chlore possède 2 neutrons de plus que le premier. De tels atomes s’appellent des ISOTOPES.

Marche à suivre : On commence par remplir la première couche avant de passer à la suivante, jusqu’à ce qu’on ai réparti tous les électrons de l’élément donné.

N.B. Il existe en réalité des sous-couches (subdivisions) à partir de la 3e couche. Pour les éléments dont le nombre d’électrons est supérieur à 18, la règle 2n2 comporte des exceptions en raison de ces sous-couches. POTASSIUM 19K : )2é )8é )8é )1é CALCIUM 20Ca : )2é )8é )8é )2é

Ainsi, les ISOTOPES d’un élément possèdent un même numéro atomique mais un nombre de masse différent.

DONC ILS ONT 1) _______________________________

2) _______________________________

3) _______________________________

4) _______________________________

Les ISOTOPES ont des propriétés chimiques semblables. Cependant leurs propriétés physiques et nucléaires différent quelque peu.

Vous savez probablement que la formule de l’eau est H20. La plus petite particule d’eau est donc faite de deux atomes d’hydrogène et d’un atome d’oxygène. Or, il existe différentes sortes d’atomes d’hydrogène : des atomes d’hydrogène de masse 1, 2 et 3. Quand l’eau est faite d’atomes d’hydrogène de masse 1, c’est l’eau ordinaire et elle bout à 100 oC. Quand l’eau est faite d’atomes d’hydrogène de masse 2, c’est de l’eau lourde et elle bout à 101,6 oC.

 

Un autre exemple : l’uranium 238 et l’uranium 235. Dans la fission nucléaire (bris du noyau de l’atome) seul l’uranium 235 peut subir la fission (réaction nucléaire).

Liste de quelques isotopes

Il existe une centaine d’éléments. Presque tous ces éléments possèdent des isotopes. Certains éléments en ont deux, d’autres trois et même certains, un dizaine. Il y a environ 300 isotopes naturels et plus de 1200 isotopes artificiels. 

 

Numéro atomique

 

Élément

 

Symbole

 

Nombre de masse

 

Masse atomique

 

Abondance relative (%)

 

Masse atomique moyenne

 

1

 

Hydrogène

deutérium

tritium

 

H

D

T

 

1

2

3

 

1,007825

2,014102

3,016049

 

99,985

0,015

radioactif

1,0

 

3

 

Lithium

 

Il

 

6

7

 

6,015126

7,016005

 

7,5

92,5

6,94

 

5

 

Bore

 

B

 

10

11

 

10,012939

11,009305

 

18,7

81,3

10,82

 

6

 

Carbone

 

C

 

12

13

 

12

13,003354

 

98,89

1,11

12,01

 

7

 

Azote

 

N

 

14

15

 

14,003074

15,000108

 

99,635

0,365

14,00

 

8

 

Oxygène

 

O

 

16

17

18

 

15,994915

16,999134

17,999160

 

99,759

0,037

0,204

16,00

 

10

 

Néon

 

Ne

 

20

21

22

 

19,992441

20,993849

21,991385

 

90,92

0,25

8,82

20,18

 

17

 

Chlore

 

Cl

 

35

37

 

34,968855

36,965896

 

75,53

24,47

35,46

 

18

 

Argon

 

Ar

 

36

38

40

 

35,967548

37,962725

39,962384

 

0,34

0,06

99,60

40,0

 

36

 

Krypton

 

Kr

 

78

80

82

83

84

86

 

77,920368

79,916388

81,913483

82,914131

83,911504

85,910617

 

0,354

2,27

11,56

11,55

56,90

17,37

83,8

 

Le tableau suivant présente les nombres de masse possibles pour un élément donné avec, entre parenthèses, l’abondance dans la nature exprimée en %.

 

HYDROGÈNE

 

CARBONE

 

OXYGÈNE

 

NÉON

 

CHLORE

 

1 (99,98%)

2 (0,02%)

3 (traces)

 

12 (98,89%)

13 (1,11%)

14 (traces)

 

16 (99,76%)

17 (0,04%)

18 (0,20%)

 

20 (90,92%)

21 (0,25%)

22 (8,82%)

 

35 (75,77%)

37 (24,23%)

Dans le calcul, on néglige la présence de traces.

POUR TROUVER LA MASSE MOYENNE

Exemple du calcul pour trouver la masse moyenne isotopique en tenant compte du pourcentage de présence pour le chlore :

 

CHLORE

 

CARBONE

 

NÉON

 

 

 

Total : 35,4846

 

Ou : 35,48

 

 

 

Total : 12,0003

 

Soit : 12

 

 

 

 

 

 

Total : 20,1769

 Soit : 20,18

La moyenne des masses isotopiques s’appelle

la masse atomique

En conclusion :

La masse atomique d'un élément est parce qu'elle

constitue une moyenne des des isotopes de

ce même élément.

Exemples d'isotopes:Hydrogène:

Hydrogène-1

Hydrogène-2

Hydrogène-3

Autre nom

Hydrogène

Deutérium

Tritium

Nombre de protons

1

1

1

Nombre d'électrons

1

1

1

Nombre de neutrons

0

1

2

La présence de ces trois isotopes d'hydrogène explique pourquoi la masse atomique n'est pas de 1 u.m.a mais 1,0079

QUELQUES UTILISATIONS DES ISOTOPES RADIOACTIVES Production d’électricité

Les centrales nucléaires possèdent des réacteurs capables d’accélérer la fragmentation des atomes d’un certain type d’uranium, soit l’uranium 235. Cette réaction dégage une grande quantité de chaleur qu’on utilise pour activer les turbines génératrices d’électricité. L’utilisation des centrales nucléaires, génératrices d’énergie électrique, est de plus en plus répandue dans le monde.

Médecine

L’activité des centrales permet également de produire de grandes quantités d’isotopes artificiels. Ces radio-isotopes sont des atomes instables qui émettent de l’énergie pendant une période variant selon l’élément. Pendant cette période d’activité, alors que les atomes se «désintègrent», on peut utiliser leur énergie.

Depuis les années 1950, ON UTILISE EN MÉDECINE

Cobalt 60:

Sodium 22:

Iode:

Recherche

En physiologie animale ou végétale, on utilise des substances radioactives (oxygène 18, carbone 14) pour suivre la répartition, le rythme de distribution ou l’utilisation d’un élément dans les activités métaboliques.

 En paléontologie, connaissant la proportion habituelle du carbone 14 (sa demi-vie est de 5 730 ans) dans un organisme vivant, on peut, par comparaison, établir l’âge d’un fossile en calculant le taux de carbone radioactif restant dans ses tissus.

Industrie

 L’industrie utilise les radio-isotopes dans la fabrication de certains produits de consommation (détecteurs de fumée, cadrans lumineux, etc.) et pour améliorer la qualité et la sécurité de multiples produits. On s’en sert également pour détruire les micro-organismes qui causent la détérioration normale des aliments. L’irradiation alimentaire permet ainsi de prolonger la durée de certains aliments.

ARGUMENTS EN FAVEUR DE L’UTILISATION DES ISOTOPES

 

1.        Comparativement aux barrages hydroélectriques qui perturbent l’écologie d’une région et aux centrales thermoélectriques qui engendrent des déchets polluant l’atmosphère, une centrale nucléaire produit de l’électricité en modifiant «visiblement» moins l’environnement.

1.        Le combustible utilisé dans les réacteurs canadiens est de l’uranium naturel, disponible en grande quantité au Canada. Son utilisation comme source d’énergie représente un réel avantage économique et diminue la dépendance du Canada à l’égard des pays producteurs de combustibles. De plus, les centrales nucléaires peuvent s’établir à proximité des centres urbains, ce qui réduit les coûts liés au transport de l’énergie électrique.

1.        Les radio-isotopes (isotopes radioactifs) produits dans les centrales nucléaires ont de multiples applications bénéfiques, particulièrement dans les domaines médical et industriel.

1.        L’énergie nucléaire est probablement le phénomène moderne le plus réglementé. Les règles de sécurité y sont très strictes et les contrôles très fréquents.

 

ARGUMENTS CONTRE L’UTILISATION DES ISOTOPES

 

1.        La sécurité des centrales nucléaires n’a pas été prouvée de façon indiscutable. Lorsqu’un accident survient dans une centrale (Three Miles Island, Tchernobyl), les conséquences pour l’environnement sont désastreuses.

1.        La santé des travailleurs qui participent à toutes les phases de l’industrie nucléaire (extraire, broyage, transport et raffinage du minerai, fabrication du combustible, gestion et élimination des déchets) risque d’être mise en danger par suite de l’exposition régulière à des radiations.

1.        L’industrie nucléaire met en œuvre une technologie centralisée et complexe qui exige de gros capitaux sans pour autant être génératrice de beaucoup d’emplois.

1.        La gestion des déchets radioactifs présente des risques. Ces déchets restent longtemps radioactifs. Ils constituent une menace pour l’environnement et les générations futures.

1.        L’utilisation de l’énergie du noyau atomique met à la disposition des gouvernements une puissance utilisable à des fins destructrices. La tentation d’utiliser la puissance nucléaire comme moyen de défense ou d’agression terroriste peut augmenter lorsque les produits nécessaires à la fabrication des bombes sont disponibles.

DES CHOIX DIFFICILES

Gérer, c’est choisir en considérant les besoins, les coûts économiques, les conséquences environnementales et les risques d’accidents. On ne peut pas facilement renoncer à l’énergie nucléaire dans ses aspects pacifiques. Nos besoins en énergie grandissent avec l’augmentation de la population et la diversification de la technologie moderne. Si l’on veut éviter la prolifération des centrales nucléaires et la pollution de l’environnement il nous faudra s’engager dans des programmes visant à diminuer nos besoins énergétiques, à promouvoir une utilisation plus rationnelle et à exploiter d’autres formes d’énergies renouvelables.

3.0La représentation des atomes

Il existe quatre façons de représenter les atomes :

a) Le modèle atomique de Rutherford-Bohr

b) Le modèle atomique simplifié

c) La notation de Lewis

d) Le modèle atomique « boules et bâtonnets »

3.1La notation de Lewis

La notation de Lewis est une façon de représenter un atome d’un élément en illustrant les électrons de sa couche périphérique (électron de valence) à l’aide de points disposés autour de son symbole chimique.

LES ÉLECTRONS DE VALENCE

Les électrons de valence sont les électrons situés sur le niveau d’énergie le plus élevé (ou couche périphérique) d’un atome.

Exemple :

Dans la notation de Lewis, seuls les électrons de valence sont représentés; le noyau et les électrons des autres couches ne sont pas considérés. Lorsqu’on utilise la notation de Lewis, il suffit d’inscrire le symbole chimique de l’atome et tracer un point pour chaque électron de valence sur un carré imaginaire.

a) Leur distribution peut commencer sur l’un ou l’autre des côtés représentant, par convention, les quatre points cardinaux. Quand l’atome possède 4 électrons de valence ou moins, on les répartir un à un sur les côtés en faisant le tour du symbole chimique, en commençant par exemple, par placer un électron au nord, puis un à l’est, et ainsi de suite.

b) Si l’atome possède plus de quatre électrons de valence, les points sont doublés. On dispose d’abord les points représentant les quatre premiers électrons de valence. Puis on refait un deuxième tour pour disposer les électrons de valence supplémentaire en faisant des pairs de points. Ces pairs de points sont appelées « doublets d’électrons ». Les points qui ne sont pas en doublets d’électrons représentent les électrons « célibataires ».

Électrons

célibataire

Doublets d’électrons

Exercices :

Représente en notation de Lewis, les vingt premiers éléments du tableau périodique.

3.2 Le modèle de RUTHERFORD-BOHR

Pour représenter correctement l’atome selon ce modèle, il faut habituellement connaître trois renseignements : La période, la famille et le numéro atomique.

Exemple : Atome de SODIUM (Période 3, famille IA, numéro atomique 11

Na

23

11

POUR CONNAÎTRE LE NOMBRE DE NEUTRONS :

A – Z = nb de neutrons

Ex : 23-11 = 12 neutrons

Nombre A :

__________________________________________________________

Nombre Z :

__________________________________________________________

P+

no

Nombre maximal d’électrons par couche = 2 n2

où n est le numéro de la couche

Na

N.B. La dernière couche ne peut jamais contenir plus de 8é.

3.3 La représentation de l’atome selon le modèle atomique simplifié

Conventionnellement, on représente les atomes selon ce modèle, à l’aide de chiffres, de symboles et d’arc de cercles. Cette représentation permet de repérer facilement le nombre de protons et de neutrons de l’atome. Elle permet également de visualiser le nombre d’électrons présents sur chacune des couches.

3.4Le modèle atomique « boules et bâtonnets »

Dans cette représentation, l’atome est symbolisé par une boule et les liens qui l’unissent aux autres atomes sont montrés à l’aide de bâtonnets. En générale la taille des boules est proportionnel au nombre de couches électroniques des atomes.

Atome ou molécule :

Dalton, dans sa théorie atomique, avait dit que les atomes se combinaient pour former des atomes composés. Nous appellerons ces atomes composés des MOLÉCULES que nous définissons comme suit :

MOLÉCULE : ___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Ne confondez pas l’Atome et la molécule. On pourrait définir l’atome comme suit :

ATOME : __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

L’atome est donc plus petit que la molécule puisque celle-ci est faite d’Atomes. Vous verrez cependant plus-tard qu’il arrive qu’une molécule soit constituée d’un seul atome.

Modèle  « boulles et bâtonnets »

Dans cette représentation, l’atome est symbolisé par une boule et les liens qui les unissent aux autres atomes sont montrés à l’aide de bâtonnets. En général la taille des boules est proportionnelle au nombre de couches électronique des atomes illustrés.

De plus, on représente les boules de différentes couleurs.

Élément

Boule

Symbole

Couleur

Nombre de trous

Hydrogène

H

Oxygène

O

Azote

N

Carbone

C

Soufre

S

Chlore

Cl

Metal(alcalin)

Na

Pour vous familiariser avec ce code de couleur des billes, coloriez les boules de l’arbre de Noel de la première page de ce document.

· On forme les molécules en reliant les billes à l’aide de chevilles.

· Chaque trou doit être occupé par une cheville.

· Chaque cheville doit entrer un trou.

· Si vous respectez les deux conditions précédentes, la molécules ainsi fabriquée existe ou pourrait exister.

LABO des MOLÉCULES

5195

,

26

100

77

,

75

35

=

x

9651

,

8

100

23

,

24

37

=

x

856

,

11

100

8

,

98

12

=

x

1443

,

0

100

11

,

1

13

=

x

184

,

18

100

92

,

90

20

=

x

0525

,

0

100

25

,

0

21

=

x

9404

,

1

100

82

,

8

22

=

x

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LA PRODUCTION ALIMENTAIRE

-

LES MATIÈRES RÉSIDUELLES

(Note de cours D.Renaud

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2.

La classific

ation périodique des éléments

2.1

Les métaux, les non

-

métaux et les métalloïdes

2.2

Les familles du tableau périodique

2.3

Les périodes du tableau périodique

·

La périodicité des propriétés

2.4

Le numéro atomique

2.5

La masse atomique relative

·

Le nombre de masse

2.6

Les isoto

pes

3.

La représentation des atomes

3.1

La notation de Lewis

3.2

La représentation de l’atome selon le modèle atomique de Rutherford

-

Bohr

3.3

La représentation de l’atome selon le modèle atomique simplifié

3.4

Le modèle atomique «

boules et bâtonnets

»

4.

La notion de mole

4.1

L

a masse molaire

4.2

Le nombre d’Avogadro

Verdict

-

Devoirs

-

Diagnostic

-

Mini

test

–

Examen

(s)

L’EAU POTABLE – LA DÉFORESTATION – L’ÉNERGIE – LES CHANGEMENTS CLIMATIQUES

LA PRODUCTION ALIMENTAIRE - LES MATIÈRES RÉSIDUELLES

(Note de cours D.Renaud – D.Bouchard)

2. La classification périodique des éléments

2.1 Les métaux, les non-métaux et les métalloïdes

2.2 Les familles du tableau périodique

2.3 Les périodes du tableau périodique

La périodicité des propriétés

2.4 Le numéro atomique

2.5 La masse atomique relative

Le nombre de masse

2.6 Les isotopes

3. La représentation des atomes

3.1 La notation de Lewis

3.2 La représentation de l’atome selon le modèle atomique de Rutherford-Bohr

3.3 La représentation de l’atome selon le modèle atomique simplifié

3.4 Le modèle atomique « boules et bâtonnets »

4. La notion de mole

4.1 La masse molaire

4.2 Le nombre d’Avogadro

Verdict - Devoirs- Diagnostic- Mini test – Examen(s)