Constitution de la Matière : Cours Complet
Seconde — Atomes, classification périodique, ions, molécules, moles et masse molaire
7. Les ions
2. Notation symbolique ᴬ_Z X
8. Liaisons et molécules
3. Isotopes
9. La mole et le nombre d'Avogadro
4. Configuration électronique
10. Masse molaire et quantité de matière
5. Classification périodique
11. Exercices types
6. Familles chimiques
12. Questions fréquentes
Structure de l'atome
L'atome est constitué de :
Un noyau (très petit, très dense) contenant des protons (charge +) et des neutrons (pas de charge).
Des électrons (charge −) qui gravitent autour du noyau dans un « nuage électronique ».
| Particule | Charge | Masse (kg) | Masse relative | Localisation |
|---|---|---|---|---|
| Proton (p) | +e = +1,6×10⁻¹⁹ C | 1,67×10⁻²⁷ | 1 | Noyau |
| Neutron (n) | 0 | 1,67×10⁻²⁷ | 1 | Noyau |
| Électron (e⁻) | −e = −1,6×10⁻¹⁹ C | 9,11×10⁻³¹ | ≈ 1/1836 | Nuage |
Notation symbolique
Z = numéro atomique = nombre de protons. C'est Z qui identifie l'élément chimique.
A = nombre de masse = nombre de nucléons (protons + neutrons). A = Z + N.
N = nombre de neutrons = A − Z.
¹²₆C (carbone 12) : Z=6 protons, A=12 nucléons, N=12−6=6 neutrons, 6 électrons.
⁵⁶₂₆Fe (fer 56) : Z=26 protons, A=56, N=30 neutrons, 26 électrons.
²³⁵₉₂U (uranium 235) : Z=92 protons, N=143 neutrons.
Isotopes
Des isotopes sont des atomes d'un même élément (même Z) mais avec un nombre de neutrons différent (donc A différent).
¹²₆C : 6 protons, 6 neutrons (stable, 98,9% du carbone naturel).
¹³₆C : 6 protons, 7 neutrons (stable, 1,1%).
¹⁴₆C : 6 protons, 8 neutrons (radioactif, utilisé pour la datation au carbone 14).
Les trois ont les mêmes propriétés chimiques (même nombre d'électrons) mais des masses différentes.
¹₁H : protium (0 neutron). ²₁H : deutérium (1 neutron). ³₁H : tritium (2 neutrons, radioactif).
Configuration électronique
Les électrons se répartissent en couches autour du noyau, de la plus proche à la plus éloignée :
| Couche | n | Capacité max |
|---|---|---|
| K | 1 | 2 électrons |
| L | 2 | 8 électrons |
| M | 3 | 18 électrons (8 en seconde) |
Règle de remplissage : on remplit K d'abord, puis L, puis M. La dernière couche occupée est la couche externe.
| Élément | Z | Configuration | Couche externe |
|---|---|---|---|
| Hydrogène H | 1 | (K)¹ | K : 1 e⁻ |
| Carbone C | 6 | (K)²(L)⁴ | L : 4 e⁻ |
| Oxygène O | 8 | (K)²(L)⁶ | L : 6 e⁻ |
| Néon Ne | 10 | (K)²(L)⁸ | L : 8 e⁻ (pleine) |
| Sodium Na | 11 | (K)²(L)⁸(M)¹ | M : 1 e⁻ |
| Chlore Cl | 17 | (K)²(L)⁸(M)⁷ | M : 7 e⁻ |
Classification périodique
Le tableau périodique (Mendeleïev) classe les éléments par numéro atomique Z croissant.
Ligne (période) = même nombre de couches électroniques occupées.
Colonne (famille/groupe) = même nombre d'électrons de valence.
| Période | Couches remplies | Éléments (Z) |
|---|---|---|
| 1 | K | H (1) → He (2) |
| 2 | K, L | Li (3) → Ne (10) |
| 3 | K, L, M | Na (11) → Ar (18) |
Familles chimiques
| Famille | Colonne | e⁻ valence | Exemples | Propriétés |
|---|---|---|---|---|
| Alcalins | 1 | 1 | Li, Na, K | Très réactifs, forment des ions +1 (Na⁺, K⁺) |
| Alcalino-terreux | 2 | 2 | Mg, Ca | Réactifs, forment des ions +2 (Mg²⁺, Ca²⁺) |
| Halogènes | 17 | 7 | F, Cl, Br, I | Très réactifs, forment des ions −1 (Cl⁻, Br⁻) |
| Gaz nobles | 18 | 8 (ou 2 pour He) | He, Ne, Ar | Couche externe pleine → très stables, quasi inertes |
Les ions
Un ion est un atome (ou groupe d'atomes) qui a gagné ou perdu des électrons. Il n'est plus neutre.
| Type | Processus | Charge | Exemples |
|---|---|---|---|
| Cation (+) | L'atome perd des e⁻ | Positive | Na⁺ (perd 1e⁻), Ca²⁺ (perd 2e⁻), Fe³⁺ |
| Anion (−) | L'atome gagne des e⁻ | Négative | Cl⁻ (gagne 1e⁻), O²⁻ (gagne 2e⁻) |
Na (Z=11) : (K)²(L)⁸(M)¹. Il perd son 1 e⁻ de valence → Na⁺ : (K)²(L)⁸.
Configuration du néon (gaz noble). 11 protons, 10 électrons → charge +1.
Cl (Z=17) : (K)²(L)⁸(M)⁷. Il gagne 1 e⁻ → Cl⁻ : (K)²(L)⁸(M)⁸.
Configuration de l'argon (gaz noble). 17 protons, 18 électrons → charge −1.
Liaisons chimiques et molécules
Deux atomes mettent en commun des électrons pour compléter leur couche externe. Chaque mise en commun de 2 électrons (1 par atome) forme une liaison covalente (un trait —).
(Pour H : nombre de liaisons = 1 car il suit la règle du duet.)
| Atome | e⁻ valence | Liaisons | Exemples |
|---|---|---|---|
| H | 1 | 1 | H—H, H—O, H—C |
| C | 4 | 4 | CH₄, CO₂, C₂H₆ |
| N | 5 | 3 | NH₃, N₂ (triple liaison) |
| O | 6 | 2 | H₂O, CO₂ (double liaison) |
| Cl | 7 | 1 | HCl, Cl₂ |
H₂O : O fait 2 liaisons (avec 2 H). Formule développée : H—O—H.
CO₂ : C fait 4 liaisons (2 doubles avec O). O=C=O.
CH₄ : C fait 4 liaisons (avec 4 H). Méthane.
N₂ : N fait 3 liaisons. N≡N (triple liaison).
La mole et le nombre d'Avogadro
La mole est l'unité de quantité de matière. Une mole contient exactement :
« Entités » peut être des atomes, des molécules, des ions, des électrons, etc.
1 mole de carbone = 6,022×10²³ atomes de carbone.
1 mole d'eau = 6,022×10²³ molécules d'eau.
2 moles d'eau = 2 × 6,022×10²³ = 1,204×10²⁴ molécules.
n = quantité de matière (en mol). N = nombre d'entités. NA = 6,022×10²³ mol⁻¹.
Masse molaire et quantité de matière
La masse molaire M d'un élément est la masse d'une mole d'atomes, en g/mol (ou g·mol⁻¹). Elle est indiquée dans le tableau périodique.
| Élément | M (g/mol) |
|---|---|
| H | 1,0 |
| C | 12,0 |
| N | 14,0 |
| O | 16,0 |
| Na | 23,0 |
| Cl | 35,5 |
| Fe | 55,8 |
Pour une molécule, on additionne les masses molaires atomiques :
M(H₂O) = 2×M(H) + M(O) = 2×1 + 16 = 18 g/mol.
M(CO₂) = M(C) + 2×M(O) = 12 + 32 = 44 g/mol.
M(C₆H₁₂O₆) = 6×12 + 12×1 + 6×16 = 72+12+96 = 180 g/mol (glucose).
n en mol, m en g, M en g/mol.
On a 36 g d'eau. n = m/M = 36/18 = 2 mol.
Nombre de molécules : N = 2 × 6,022×10²³ = 1,204×10²⁴ molécules.
• n = N / NA (quantité ↔ nombre d'entités)
• n = m / M (quantité ↔ masse)
• n = C × V (quantité ↔ concentration × volume, vu plus tard)