1 LES CONSTITUANTS DE LA MATIÈRE

Objectifs

  • Définir : atome, molécule, ion ;
  • Introduire la notion de mole ;
  • Entrainer à l’utilisation de la classification périodique des éléments.

1. Les atomes, les molécules et les ions

1.1. Les atomes

1.1.1. Définition

L’atome est une entité extrêmement petite qui entre dans la constitution de la matière.

1.1.2. Structure de l’atome

L’atome est constitué d’un noyau chargé positivement autour du quel gravitent des électrons chargés négativement.

L’ensemble des positions occupées par les électrons au cours de leur mouvement de rotation constitue le nuage électronique ou cortège électronique.

nuage

Dans un atome, la charge positive du noyau est toujours compensée par la charge négative des électrons du cortège électronique : On dit que l’atome est électriquement neutre. Dans un atome, le nombre d’électron est appelé numéro atomique de l’élément considéré il est noté Z. Exemple Z(H) = 1 ; Z(O) = 8.

1.1.3. Représentation symbolique d’un atome

On représente un atome par le même symbole que l’élément correspondant Exemple :

Atome Symbole
Hydrogène H
Azote N
Oxygène O
Chlore Cl
Soufre S
Carbone C

Remarque

On va noter ici que le noyau d’un atome est pratiquement 100.000 fois (105) plus petit que l’atome. Cependant, la quasi-totalité de la matière d’un atome est concentrée dans le noyau cet-à-dire-que la masse d’un atome est pratiquement celle de son noyau.

 

1.2. Les molécules

1.2.1. Définition

Une molécule est un assemblage ordonné d’atomes liés entre eux par des liaisons covalentes.

Une liaison de covalence est une liaison qui lie (unie) deux atomes. Elle résulte de la mise en commun de leurs électrons périphériques et célibataires.

1.2.2. Présentation d’une molécule

L’on peut représenter une molécule soit par le modèle moléculaire, soit par sa formule brute. Le modèle moléculaire est un assemblage de maquettes ou de boules colorées symbolisant les atomes.

Boule verte Boule noire Boule bleue Boule blanche Boule rouge Boule jaune
Chlore Carbone Azote Hydrogène Oxygène Soufre

La formule brute est une formule de composition qui met en exergue les symboles des atomes constituant la molécule, en indiquant (en indice, en bas et à droite) le nombre d’atome correspondant.

Exemple de formule brute. CO2 (dioxyde de carbone), H2 (dihydrogène), Cl2 (dichlore), SO2 (dioxyde de soufre), N2 (diazote), O2 (dioxygène).

  • La molécule d’eau a deux atomes d’hydrogènes et un atome d’oxygène sa formule brute est  H2
  • La molécule de butane a 4 atomes de carbones et 10 atomes d’hydrogène, sa formule brute est C4H
  • La molécule d’éthanol a 2 atomes de carbones, 6 atomes d’hydrogène et 1 atome d’oxygène, sa formule brute est C2H6
  • La molécule d’ammoniaque a un atome d’azote et 3 atomes d’hydrogène, sa formule brute est NH3.

Remarque

On peut déduire la formule brute d’une molécule à partir des modèles moléculaires.

Exemple

ex

1.3. Les ions

1.3.1. Définition

Un ion, est un atome ou un groupe d’atomes, ayant perdu ou gagné un ou plusieurs électrons.

Lorsqu’un atome perd des électrons, il se charge positivement. L’ion positif formé est un cation (ion portant une ou plusieurs charges positives).

Exemple

Lorsque l’atome de sodium perd un électron, il donne l’ion sodium (Na+).

La charge s’écrit en exposant en haut et à droite du symbole de l’atome.

La formule de l’ion aluminium est Al3+. L’atome dont provient cet ion a perdu trois électrons

Lorsqu’un atome gagne des électrons, il se charge négativement. L’ion négatif formé est appelé un anion (ion portant une ou plusieurs charges négatives). Exemple : L’atome de chlore gagne un électron pour devenir l’ion chlorure (Cl). L’atome d’oxygène gagne deux électrons il devient l’ion oxygène de formule O2-.

 

1.3.2. Ions monoatomiques, ions polyatomiques

Un ion est dit monoatomique lorsqu’il est formé d’un seul atome Exemple : Ion sodium (Na+), ion chlorure (Cl), ion calcium (Ca2+), ion oxygène (O2-) ion aluminium (Al3+), ion potassium (K+).

Un ion est dit polyatomique lorsqu’il est formé de plusieurs atomes. Exemple : ion nitrate (NO3-), ion sulfate (SO42-), ions hydronium (H3O+), ions hydroxyde (HO), Ion ammonium (NH4+), ion phosphate (PO43-).

2. Classification des éléments

On dénombre à ce jour plus d’une centaine d’éléments chimiques. Chaque élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Les éléments chimiques sont regroupés dans un tableau appelé tableau de classification périodique ou tableau périodique des éléments.

La première classification a été réalisée par le chimiste russe DIMITRI MENDLEIV en 1869. La version actuelle de la classification périodique est un tableau de 18 colonnes et de 7 lignes. Chaque ligne est appelé période et chaque colonne est appelée groupe. Les atomes d’une même ligne sont rangés dans l’ordre croissant de leur numéro atomique.

Les atomes d’une même colonne forment une famille chimique. Exemple des éléments du 1er groupe forment la famille des alcalins, ceux du 2ème les alcalino-terreux, ceux de la 17ème colonne la famille des halogènes et ceux de la 18ème colonne la famille des gaz rares ou gaz nobles.

3. La mole

3.1. Définition et unité

 La mole désigne la quantité de matière d’une substance contenue dans un système qui possède autant d’entité élémentaires qu’il y’a d’atomes dans 12g de carbone 12.

La mole est une unité de compte qu’utilisent les chimistes pour exprime les quantités de matière. Son unité est la mole (mol). Le nombre d’entités élémentaires contenu dans une mole est appelé nombre d’Avogadro noté א sa valeur est 6,02×1023mol.

Exemple

Une mole d’atome renferme 6,02×1023 atomes, deux moles d’ions renferment 12,04×1023 ions.

3.2. Les masses molaires

La masse molaire atomique d’un élément chimique est la masse d’une mole d’atome de cet élément prit à l’état naturel. Elle s’exprime en g/mol ou g.mol-1 et est notée par la lettre M. Les différentes valeurs de M sont lues dans la classification périodique.    Exemple:          MH = 1g/mol, MO = 16g/mol, MAg = 108g/mol.

La masse molaire moléculaire ou masse d’une substance chimique est la masse d’une mole de molécule de cette substance. Elle se détermine en faisant la somme de toutes les masses molaires atomiques de touts les éléments chimiques présents dans la molécule.

Exemple : Déterminer les masses molaires moléculaires de : H2O, C22H22O11, C6H5NO2, CO(NH2)2. On donne en g/mol : C = 12, H = 1, O = 16, N = 14.

3.3. Notion de quantité de matière n

La quantité de matière n d’un échantillon s’obtient en divisant la masse m de cet échantillon par la masse molaire M de l’espèce chimique considérée.

n = m/M   n (mol), m (g), M(g/mol).

Exercice d’application

A- Un grain de sable d’une masse d’environ 8×10-5 Calculer la masse d’une mole de grains de sable.

B- Une substance organique a pour formule brute C6H5NO2.

  • Quels sont les éléments chimiques dans cette molécule ?
  • Calculer sa masse molaire moléculaire.
  • En déduire sa quantité de matière dans 12g.
  • Quelle masse contient 0,25mol de cette substance ?

 

 

 

License

Commentaires/Errata

Les commentaires sont clos.