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1/ L’atome
Un atome : a une structure ………………………. :entre le noyau et les électrons, il n’y a que du vide !
est électriquement ………………….. : il y autant de protons que d’électrons.
a une masse concentrée dans le …………… :La masse des électrons est négligeable devant cette du noyau
a une taille d’environ ……………m
a un noyau de ……………m(100 000 fois plus petit)
Le noyau de l’atome est représenté par le symbole :
:
Carte d’identité des constituants de l’atome
Noyau composé de ……………….. noté Constituants
masse me = 9,109 x 10-31 kg mp =1,673 x 10-27 kg mn =1,673 x 10-27 kg
Remarque sur la masse La masse est quasiment entièrement concentrée dans le …………………
Charge électrique -e = -1,602 x 10-19 C +e = +1,602 x 10-19 C 0 (neutre)
Remarque sur la charge électrique
Vu que l’atome doit être électriquement …………………., il doit comporter autant de charges + portées par les
……………………….. que de charges – portées par les ……………………………….
Nombre Autant que de ………………………,
C'est-à-dire ………. électrons
Z : C’est le ………………………………… (aussi le nombre de charges positives dans le
noyau)
N neutrons
Remarque Occupent un espace de ……………. On appelle « ……………………………….»A le nombre de nucléons du noyau
A = …….+………….
Chapitre 3 : structure de l’atome et formation des molécules
2/ L’élément chimique
Définition : ………………………………………………………………………………………...
A chaque élément chimique correspond un symbole composé d’une lettre (C, N, O, F ) ou de deux lettres, avec la
première en majuscule et la deuxième en minuscule (Cl, Ca, Mg, Co, Fe, Cu).
Aujourd’hui, nous connaissons 118 éléments chimiques numérotés de Z = 1 à Z = 118 :
94 sont dans le milieu naturel.
24 sont totalement artificiels (technétium+ tous les éléments à partir du Polonium) Exemples :
.
Symboles de quelques éléments chimiques
Les isotopes Voir Activité « medecine nucléaire »
Définition : …………………………………………………………………………………………
……………………………………………………………………………………………………….
Exemple : Proportions des différents isotopes dans la nature
Hydrogène H Cuivre Cu Carbone C Oxygène O Uranium
: 99,985 %
: « Deutérium » : 0.015 %
: « tritium » : traces
: 69,17 %
: 30,83 %
: artificiel
: 98.89 %
: 1.11 %
: traces
: 99,759 %
: 0.037 %
: 0.204 %
: 0,72 %
: 99,28 %
Tous les isotopes ne sont pas stables : Il n’existe environ que ………………. isotopes stables dans l’univers.
Conservation : Il y a ………………………………………………………………………………….. car les noyaux
ne sont pas modifiés. Seuls les électrons périphériques peuvent varier.
Remarque: Il n'est pas possible de transformer un élément chimique en un autre dans une transformation
chimique, mais c'est possible dans une transformation nucléaire.
Atome Hydrogène Hélium Lithium Béryllium Bore Carbone Azote Oxygène Fluor Néon Sodium Magnésium Aluminium
Z 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13
Symbole
Atome Silicium Phosphore Soufre Chlore Argon Potassium Calcium Cuivre Fer Zinc argent Iode
Z 14 15 16 17 18 19 20 29 26 30 47 53
Symbole
Elément chimique : ……. Z = ………
Symbole : …..
Exemples :
métal ………
ions ………………………..
ions ………………………….
Elément chimique : ………….
Z = ……..
Symbole : ……..
Exemples :
Métal ………..
ions……………………………….
ions……………………………….
Elément chimique : ………….
Z = ….
Symbole : …….
Exemples :
métal ……….
ions……………………………
ions…………………………….
3/ Structure électronique
Structure électronique d’un atome : Cette représentation montre l’atome d’hydrogène, possédant un électron. On voit
que la probabilité de présence de l’électron est maximale sur une sphère centrée sur le
noyau. On dit alors que l’électronappartient à une ……………………………………….
Pour les autres atomes, les électrons s’organisent en couches électroniques : c’est
ce qu’on appelle la …………………………………. d’un atome. En seconde, nous ne
verrons que les trois premières couches notées…………., ……….. et ………..
Symbole de la
couche Nombre maximal
d’électrons qu’elle
peut contenir
Représentation
des couches les
unes par
rapport aux
autres
La couche (….)est la plus proche du
noyau.
Viennent ensuite
la couche (…….)
et enfin
la couche (…….)est la plus éloignée
Le remplissage des couches électroniques obéit à deux principes(règles) :
1/ Principe de « Pauli » :
« …………………………………………………………………………………………….. » :
Couche électronique
Nombre maximum d’électrons
Lorsqu'une couche est pleine, elle est dite …………….. Dans ce cas, le remplissage se fait sur la couche suivante.
Un électron n’occupe la couche supérieure que si la couche précédente est saturée.
2/ Principe de Klechkowski :
« ………………………………………………………………………………………………………….. »
Exemple : Structures électroniques d’atomes
Les ions monoatomiques
Définition : Ce sont des atomes qui ont perdu ou gagné un ou plusieurs électrons.
Cation : Ion ayant perdu un ou des électron(s).
Anion : Ion ayant gagné un ou des électron(s).
Exemples : Structures électronique d’ions monoatomiques
Atome Numéro atomique
Structure
électronique de
l’atome
Ion
Nombre
d’électrons
dans l’ion
Structure
électronique
de l’ion
Atome de H Z = 1
Ion H+
Atome de Li Z = 3 Ion Li
Atome de Cl Z = 17 Ion Cl-
Atome de Al Z = 13
Ion Al3+
Atome de S Z = 16
Ion S2-
4/ Les règles du « duet » et de « l’octet »
Constat : Stabilité chimique des gaz nobles :
Partons d'un phénomène naturel assez exceptionnel: L’hélium He (Z = 2), Le néon Ne (Z = 10), L’argon Ar (Z = 18) sont tous
des gaz très stables, très peu réactifs et n’existent qu’à l’état atomique. Ils sont appelés « ……………………….. » .
La couche électronique externe est ……………………………………………………………..
Si on regarde la structure électronique des gaz nobles :
Gaz Noble Numéro
atomique Structure électronique
Nombre d’électrons sur
la couche externe
He Z=2
Ne Z=10
Ar Z=18
La structure électronique des atomes des gaz nobles montre qu’ils ont soit:
Une structure électronique externe en « ………… » : ……… électrons sur la couche externe
Une structure électronique externe en « ………….. » : ………. électrons sur la couche externe.
Ces souches sont ……………..et dites ………………….
Règles de duet et de l’octet :
Dans la nature et au cours de toutes transformations chimiques, tout élément chimique tend à devenir le plus stable
possible. Pour cela, ils perdent ou gagnent des électrons pour acquérir une structure électronique en duet ou octet.
Règle du duet :
Règle de l’octet :
Exemple : Structure électronique des Ions monoatomiques stables
Atome Z
Structure
électronique de
l’atome
Structure
électronique de
l’ion
correspondant
Gain ou perte
de combien
d’électron ?
Formule de l’ion
Li 3 (K)2(L)
1
Be 4 (K)2 (L)
2
O 8 (K)2 (L)
6
F 9 (K)2 (L)
7
Na 11 (K)2 (L)
8 (M)
1
Mg 12 (K)2 (L)
8 (M)
2
Al 13 (K)2 (L)
8 (M)
3
S 16 (K)2 (L)
8 (M)
6
Cl 17 (K)2 (L)
8 (M)
7
Exemple : Structure électronique des Ions monoatomiques stables
Atome Z
Structure
électronique de
l’atome
Structure
électronique de
l’ion
correspondant
Gain ou perte
de combien
d’électron ?
Formule de l’ion
Li 3 (K)2(L)
1
Be 4 (K)2 (L)
2
O 8 (K)2 (L)
6
F 9 (K)2 (L)
7
Na 11 (K)2 (L)
8 (M)
1
Mg 12 (K)2 (L)
8 (M)
2
Al 13 (K)2 (L)
8 (M)
3
S 16 (K)2 (L)
8 (M)
6
Cl 17 (K)2 (L)
8 (M)
7
Exemple : Structure électronique des Ions monoatomiques stables
Atome Z
Structure
électronique de
l’atome
Structure
électronique de
l’ion
correspondant
Gain ou perte
de combien
d’électron ?
Formule de l’ion
Li 3 (K)2(L)
1
Be 4 (K)2 (L)
2
O 8 (K)2 (L)
6
F 9 (K)2 (L)
7
Na 11 (K)2 (L)
8 (M)
1
Mg 12 (K)2 (L)
8 (M)
2
Al 13 (K)2 (L)
8 (M)
3
S 16 (K)2 (L)
8 (M)
6
Cl 17 (K)2 (L)
8 (M)
7
5/ La classification périodique des éléments
1/ Classification de Mendeleïev
La classification périodique des éléments est l’outil de référence du chimiste. On y classe tous les éléments chimiques connus à ce
jour dans l’univers. Comment a-t-elle été construite ? Comment en est-on arrivé à la classification actuelle ?
Avant 1700, seuls 12 corps simples avaient été isolés (antimoine, arsenic, argent, carbone, cuivre, étain, fer, mercure, or, phosphore, plomb
et soufre). En 1800, le nombre d’éléments connus est multiplié par 5 : les chimistes cherchent donc une classification pertinente de ces
éléments…
En 1829, Johann Döbereiner identifie des ensembles de trois éléments chimiques similaires et les nomme triades : la triade des halogènes
(chlore, brome, iode), la triade des métaux alcalins (lithium, sodium, potassium), la triade des métaux alcalino-terreux (calcium,
magnésium, baryum)…
De son côté, l’italien Stanislao Cannizzaro établit pour tous les éléments connus (63) leur « poids atomique » m (l’équivalent de la masse
atomique actuelle). Dès lors, toute classification périodique se fait par ordre croissant de poids atomiques.
Et les chimistes se succédèrent, proposèrent leurs classification (vis tellurique de Chancourtois en 1862, tableau avec la règle des octaves
de Newlands, tableau de Meyer…), sans vraiment satisfaire le milieu scientifique.
17 ème enfant de la famille, un jeune professeur de chimie dans une lointaine université, à Saint-
Pétersbourg,Dimitri Ivanovitch MENDELEÏEV (1834-1907) cherche en vain un manuel acceptable
pour former sesétudiants à la chimie générale. Le premier congrès international de chimie de Karlsruhe
en 1860 l’informesur toutes ces tentatives de classification.
Intéressé, il se met au travail en préparant des fiches pour les 63 éléments connus. Il indique :
Leur poids atomique.
Les formules des principales combinaisons chimiques auxquelles il participe.
Les principales propriétés chimiques et physiques.
Le 17 février 1869, Dimitri Mendeleïev classe les 63 éléments par poids atomiques croissant :
Sur une même ligne horizontale, appelée famille, il place tous les éléments ayant des
propriétés chimiques semblables.
Sur une même colonne, appelée période, il place les éléments chimiques par poids atomiques croissant. Il change de colonne à
chaque fois qu’une grosse modification de comportement chimique intervient…
Et le génie de Mendeleïev intervient :
Il n’hésite pas à inverser le tellure (m = 128) et l’iode (m = 127), pensant qu’il s’agit d’une erreur de détermination du poids
atomique afin de mettre sur une même ligne les éléments ayant les mêmes propriétés chimiques.
Il laisse en outre des places vides : entre le potassium K et le brome Br, Mendeleïev ne dispose que de 12 éléments connus pour
15 cases disponibles.Le génie de Mendeleïev consiste à prédire l’existence de trois éléments à découvrir (éka-bore de masse m =
45, éka –aluminium de masse m = 68 et éka-silicium de masse m = 70), ainsi que leurs masses et propriétés chimiques.
Lecoq de Boisraudan, en 1875, mit en évidence le
Gallium Ga (correspondant aux propriétés de
l’éka-aluminium), Winkler le germanium en 1886
(correspondant aux propriétés de l’éka-silisium) et
Nilson le scandium en 1879 : ce fut la confirmation
de l’efficacité du système de Mendeleïev.
T.Leparoux
Questions : (Répondre sur le cahier)
1/ Quel est le critère de classification utilisé par tous les scientifiques dans les années 1850-1870 ?
2/ Quels sont les deux critères utilisés par Mendeleïev pour établir sa classification ?
3/ A quoi correspond aujourd’hui le terme « poids atomique » ?
4/ Pourquoi le numéro atomique Z n’apparait-il pas dans les critères de classification des éléments ? (indice :le proton a été découvert en 1916 par
Rutherford)
5/ Pour quelle raison Mendeleïev inverse-t-il le tellure Te et l’iode I dans sa classification ?
6/ Comment Mendeleïev justifie-t-il les places vides (symbolisés par des « ? ») dans la classification ?
7/ A quel élément correspond l’éka-bore de masse 44 ? L’éka-aluminium de masse 68 ? L’éka-silicium de masse 70 ? Place-les dans la classification.
2/ Classification actuelle
Le tableau ci-dessous représente la classification périodique actuelle des 18 premiers éléments.
Dans la classification actuelle, les éléments sont classés par numéro atomique Z croissant.
Les atomes qui possèdent le même nombre d’électrons sur leur couche électronique externe sont regroupés dans une colonne
(FAMILLE)
Une nouvelle ligne appelée PERIODE est commencée dès que la couche électronique externe précédente est remplie.
1H
He
3Li
4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
11Na
12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
Questions : (Répondre sur le cahier)
1/ Que représentent les nombres associés aux éléments, en bas à gauche ?
2/ Dans quel ordre sont classés les éléments d’une même ligne ?
3/ Inscris dans chaque case la configuration électronique des atomes (du type (K) (L) (M))
4/ Quelle est la particularité de la configuration électronique des atomes dans une ligne ?
5/ A quoi correspond un changement de ligne ?
6/ Quelle est la particularité de la configuration électronique des atomes dans une colonne ?
7/ Complète le petit tableau ci-dessous donnant les différences essentielles entre la classification de Mendeleïev et la classification
actuelle.
Colonne Ligne
Classification de
Mendeleïev
Classement par ………………… croissant ;
Une colonne est appelée ………………..
Les éléments sont les mêmes
…………………………..;
Une ligne est appelée ………………
Classification
actuelle
Les éléments sont les mêmes
…………………………..;
Une colonne est appelée ………………..
Classement par …………………..
croissant ;
Une ligne est appelée ………………….
8/ Quelle famille d’éléments apparait dans cette classification actuelle mais dans celle de Mendeleïev ? Pourquoi ?
9/ Au début de son ouvrage, Mendeleïev se pose une question : « Quelle est la cause de l’analogie entre les éléments et quel est le rapport
des groupes d’éléments entre eux ? Mendeleïev pouvait-il le savoir avec les connaissances de l’époque ? »
B/ Conclusion : Complète la conclusion et colle là dans ton cahier (c’est le cours)
Mendeleïev a classé les éléments chimiques en colonne par …………………………………………croissant, en mettant en ligne les
éléments ayant des propriétés ……………………………semblables. Il n’hésita pas à prédire l’existence d’éléments non
découverts et à effectuer des …………………………. (Exemple de l’iode et du tellure).
Les éléments chimiques de la classification actuelle (au nombre de 118) sont rangés en ligne par
…………………………………croissant. Le remplissage d’une ligne, appelée aussi ………………………, correspond au remplissage d’une
……………………………électronique externe. Lorsque la couche électronique est ………………………, on passe à la ligne suivante.
Dans une même ligne, les atomes des éléments chimiques ont les mêmes ……………………………………………………………..occupées.
Dans une même colonne, les atomes des éléments chimiques ont le même …………………………………………….sur leur couche
externe.
2/ Utilisation de la classification périodique
La classification périodique est constituée de ……. colonnes appelées ………….. Dans une même famille, les
atomes des éléments chimiques possèdent le même nombre d’……… sur leur couche électronique …………...
La classification périodique est constituée de …. lignes appelées ………….. Dans une même ligne, les atomes des
éléments ont les mêmes couches électroniques externes en cours de remplissage.
A retenir :
N° de colonne 1 2
Colonnes 3 ;
4 ; 5 ; 6 ; 7 ;
8 ; 9 : 10 ;
11 ;
12 ;
(non étudiées)
13 14 15 16 17 18 H He
Li Be B C N O F
Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Br I
Nom de la famille
Alcalins H n’en fait
pas partie
Alcalino-
terreux Chalcogènes halogènes
Gaz
nobles
Ou
Terres
rares
Nombre d’électrons sur
la couche externe
1 2 6 7 8
(2 pour
He)
Ions monoatomiques
formés
H+
Li+
Na+
K+
Be2+
Mg2+
Ca2+
O
2-
S2-
F-
Cl-
Br-
I-
Pas
d’ions
Généralisation pour les ions de
la colonne X
+ X
2+ X
2- X
- rien
Nombres de liaisons
formées dans une molécule
4 3 2 1 0
Remarque : L’hydrogène H n’appartient à aucune famille, même s’il est placé dans la première colonne.
La dernière ligne du tableau est d’importance car elle permet de comprendre
car elle permet de savoir comment les atomes vont s’associer entre eux pour
former des molécules…
6/ Les molécules
1/ Définitions et formules des molécules
Molécule : C’est un assemblage d’atomes connectés entre eux par des liaisons chimiques.
Liaison chimique : C’est la mise en commun de deux électrons, un de chacun des deux atomes qui se lient.Elles
peuvent être simple , doubles ou triples .
On peut représenter une molécule à l’aide d’un modèle moléculaire pour mieux visualiser sa structure et sa
géométrie en 3D: un bâtonnet représente une liaison et une boule représente un atome.
On peut aussi fabriquer à l’ordinateur :
Des modèles éclatés : Ils permettent de voir la nature des liaisons.
Des modèles compacts : Ils sont plus proches de la réalité et moins volumineux.
1/ Construis les modèles moléculaires présentés ci-dessous :
Modèle
moléculaire
Modèle
éclaté
Modèle
compact
2/ Chaque atome de la classification périodique des éléments établit toujours le même nombre de liaison chimiques :
En regardant la notice de la boite et le nombre de trous des différentes boules de couleurs, complète le tableau :
Ligne 1 Couleur de la
boule Blanche Noire Bleue Rouge Verte
Ligne 2 Atome(s)
modélisé(s)
Ligne 3 Nombre de
trous
Ligne 4
Nombre de
liaisons par
atome
3/ En chimie, on dit souvent : « La formule de la molécule est… ». Il en existe 3 types :
La formule brute : C’est la plus générale et ne permet de
connaitre QUE la nature et le nombre d’atomes qui composent la
molécule.
La formule développée : Tous les symboles des atomes sont
écrits et chaque liaison est indiquée par un trait. (S’il s’agit d’une
double liaison, 2 traits et 3 traits s’il s’agit d’une triple liaison)
La formule semi-développée : Les liaisons avec un atome
d’hydrogène ne sont plus indiquées.
En prenant comme exemple l’éthanol ci-contre, établis la formule brute, la formule développée et la formule semi-
développée des deux autres molécules construites :
Molécule Chlorure de vinyle Acrylonitrile
Formule brute
Formule développée
Formule semi-développée
Application : Avec 3 boules noires, 8 boules blanches et 1 boule rouge, construis un modèle moléculaire d’une
molécule et complète UNE colonne du tableau
Nom de la molécule
Formule brute
Formule développée
Formule semi-développée
Deux molécules de même formule brute ont-elle nécessairement la même formule développée et semi-développée ?
2/ Les isomères
Dans l’application, nous avons vu qu’une même formule de molécule pouvait mener à plusieurs agencements
d’atomes.
Des isomères sont des molécules ayant la même formule brute mais des enchainements
d’atomes et/ou des structures spatiales différents.
Les isomères n’ont pas les mêmes propriétés physiques et chimiques
et correspondent à des molécules différentes.
Exemples : Faire les modèles moléculaires des 4 isomères
Formule
brute : Formules développées
Formules semi-
développées Nom et propriétés
C4H10
C2H6O
C2H7N
C2H4O2
Exercice : Le glucose (a) et le fructose (b) sont 2 sucres représentés avec leur formule topologique.
1/ Détermine la formule brute du fructose et du glucose.
2/ Combien de liaisons covalentes simples et de liaisons covalentes doubles possèdent chaque molécule.
3/ Quelle est la particularité de ces deux molécules ? Ont-elles les mêmes propriétés chimiques ?
3/ Famille de molécules et groupes caractéristiques.
Il existe plusieurs millions de molécules, découvertes pour la plupart récemment (on en découvre encore tous les jours). Afin
de s’y retrouver, le chimiste a classé les molécules dans des familles :
Voici un jeu de 7 familles de molécules très très très simples (très peu d’atomes).
1/ S’agit-il de formules :
brutes semi-développées développées
2/ Dans le tableau ci-dessous, classe les molécules qui se ressemblent dans une même ligne. Quel critère utilises-tu
pour les classer.
Famille Nom des molécules
1ère
famille :
2ème
famille
3ème
famille
4ème
famille
5ème
famille
6ème
famille
7ème
famille
3/ En quoi diffèrent les molécules d’acide méthanoïque et de méthanoate de méthyle ?
…………………………………………………………………………………………………………………………
………………………………………………………………………………………………………………………….
4/ Ajoute une molécule supplémentaire par famille. (Voir tableau)
Tu les placeras sous le jeu des 7 familles.
5/ On appelle groupe caractéristique ou groupe fonctionnelun ensemble d’atomes liés entre eux dont au moins
un n’est pas un atome de carbone (on l’appelle hétéroatome) :
Tous les atomes d’hydrogène H liés à un hétéroatome font partie du groupe caractéristique
Tous les atomes de carbone liés à un atome d’oxygène avec une double liaison fait partie du groupe
caractéristique.
Le groupe caractéristique donne à la molécule des propriétés chimiques et physiques bien particulières. C’est pour
cette raison que les chimistes les classent selon ce groupe caractéristique
a/ recopie les formules des molécules de méthanol, de méthanamine, de propanone, d’éthanol, de propanal,
d’acide éthanoïque et de méthanoate de méthyle et entoure le groupe caractéristique (dans la deuxième ligne)
Nom méthanol méthanamine propanone éthanol propanal
d’acide
éthanoïque
méthanoate
de méthyle
Formule
Nom du
groupe
caractér.
c/ A l’aide de la fiche Groupes fonctionnel et groupes caractéristiques, complète la 3ème
ligne du tableau (Nom des groupes caractéristiques)
d/ Dans toutes les molécules représentées ci-dessus, existe-t-il de molécules ne possédant pas de groupe
caractéristique. Si oui, lesquels.
e/ Entoure sur les modèles éclatés ci-dessous les groupes caractéristiques :
Atome C N O H Cl
Nombre de liaisons 4 3 2 1 1
Fiche : Groupes fonctionnels et groupes caractéristiques
En chimie organique, un groupe fonctionnel est un assemblage d’atomes bien spécifiques qui donnent à la molécule une
réactivité et des caractéristiques particulières.
Cette classification permet de créer des familles de molécules ayant des propriétés chimiques semblables.
Les groupes fonctionnels comportant au moins un atome différent du carbone ou de l’hydrogène (oxygène, azote, chlore,
soufre, iode, fluor, brome que l’on appelle HETEROATOMES ) sont appelés groupes caractéristiques.
Dans tout ce qui suit, R, R’, R1 ou R
2 représentes une chaine carbonée formée de liaisons simples entre atomes de carbone et
hydrogène. (Ce peut être aussi un atome d’hydrogène H)
Groupes caractéristique et fonctionnel
Formule représentation
Alcane (Ce n’est pas un groupe caractéristique)
Alcène (Ce n’est pas un groupe caractéristique)
Alcyne (Ce n’est pas un groupe caractéristique)
Aryle (Ce n’est pas un groupe caractéristique)
Alcool (primaires, secondaires,
tertiaires)
R- CH2 - OH (1aire
)
R- CH-OH-R’ (2aire
)
R, R’- COH - R1 (3
aire)
Aldéhyde
R-CHO
Cétone R-CO-R’
Acide carboxylique
R - COOH
Halogènes
(X = Cl, Br, F ou I) R-X
Halogénure d’acyle (X = Cl ou Br ou I ou F) R-CO-X
Ester
R-COO-R’
Amine (primaires, secondaires,
tertiaires)
Nitrile Amide(primaires, secondaires,
tertiaires)
Etheroxyde
Thiol
Thioéther
