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Cours de Chimie 1 Structure de la matière

1er Cours : Chapitre 1. Généralités : - Introduction - Atome, - noyau, - isotope, - Stabilité et cohésion du noyau, - énergie de liaison par nucléon

1) Introduction:

La chimie est une science qui a pour but d’étudier et de comprendre les propriétés chimiques, physiques et dynamiques des substances qui forment la matière qui nous entoure. Toutefois, une question subsiste, par où commencer ?. Pour cela, il faut tout d’abord acquérir un certain vocabulaire et notions fondamentales qui permettent de comprendre le monde de la chimie.

➢ La matière : est tout ce qui est substance, de la plus petite poussière à la plus

gigantesque étoile. ➢ La matière est constituée de tous ce qui possède une masse et qui occupe un volume

dans l’espace. ➢ La matière est naturellement présente de façon courante sous forme solide, liquide ou

gazeuse et ces états de la matière possèdent des propriétés physiques propres.

L’état solide : possède un volume et une forme définis. L’état liquide : possède un volume définis mais aucune forme précise, il prend la forme

de son contenant L’état gazeux : n’a ni volume ni forme définis, il prend le volume et la forme de son

contenant. La glace l’eau liquide vapeur de l’eau

Le Plasma

À de très hautes températures, les constituants de l’atome se séparent, noyaux et électrons se déplacent indépendamment et forment un mélange globalement neutre : on parle alors de plasma.

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Ce quatrième état de la matière, que l’on retrouve dans les étoiles et le milieu interstellaire (النجوم بين ما وسط), constitue la majorité de notre univers (autour de 99 %). Sur Terre, on ne le rencontre pas à l’état naturel mais on le produit artificiellement en appliquant des champs électriques suffisamment puissants pour séparer le noyau de ses électrons dans les gaz.

Changements d’états de la matière : (Transformation de la matière)

La matière subit des transformations de façon permanente, celles-ci peuvent être de nature physique (changement d’état physique), nucléaire (transformation du noyau des atomes), ou chimique (modification de l’enchaînement des atomes au sein des entités chimiques présentes). Changement physique Un changement physique est une transformation qui ne change pas la nature d’une

substance, il implique simplement un changement dans son état, sa forme ou ses dimensions physiques.

un changement d'état est le passage d'un état à un autre sous l'effet d'un changement de température ou de pression. La matière peut en général, passer d'un état à l’autre :

Les différents changements d’états de la matière

Fusion : passage de l’état solide à l’état liquide. Vaporisation : passage de l’état liquide à l’état gazeux. Liquéfaction : passage de l’état gazeux à l’état liquide. Solidification : passage de l’état liquide à l’état solide.

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Sublimation : passage de l’état solide à l’état gazeux. Condensation : passage de l’état gazeux à l’état solide Exemple: l'eau qui se transforme en glaçon dans le congélateur. L'exemple le plus classique de sublimation est celui que l'on peut parfois observer

en hiver, lorsque l'atmosphère est sèche. La neige (forme solide de l'eau) finit par s'évaporer (forme gazeuse de l'eau) sans laisser de flaque (forme liquide de l’eau) au sol. Autre exemple

La naphtaline, ces boules blanches à l'action antimite (Anti-acariens) que nos grands-mères avaient pour habitude de déposer dans les placards, est également sujette à la sublimation. Elle finit par disparaître sans laisser la moindre trace. À l'exception de son odeur caractéristique qui prouve sa volatilité. Changement chimique

Un changement chimique est une transformation qui change la nature d’une substance, au moyen d’une réaction chimique.

Exemple : 1) Corrosion : le fer donne la rouille. 2) Combustion : le bois brule pour donner de la cendre et des gaz.

On peut reconnaitre un changement chimique à certains indices : ➢ Formation d’un gaz ➢ Formation d’un précipité ➢ Changement de couleur ➢ Production de l’énergie se forme de lumière et de chaleur.

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Exercice d’application: Déterminez si chacun des énoncés suivants exprime un changement physique ou chimique.

A) La glace fond. (Physique)

B) Un morceau de papier brûle. (Chimique)

C) Les feuilles des arbres changent de couleur à l’automne. (Chimique)

D) Le chlorure de calcium(KCl) se dissout dans l’eau. (Chimique)

Lorsqu’un sel est ajouté à de l’eau il se dissocie, ce qui est bien différent de simple

dissolution ou solubilisation. Ce processus est une transformation chimique et non pas une

transformation physique, puisque l’espèce de départ KCl solide est présente dans l’eau sous

une forme chimique différente, les ions K+ (cation potassium) et les ions Cl- ( anion

chlorure). La transformation physique consisterait à faire passer l’espèce de départ de

l‘état solide à l’état liquide. (en faisant fondre le sel à haute température) ou à état gazeux (

en le portant à l’ébullition)

KCl ⎯⎯→ K+ + Cl-

E) L’explosion d’un feu d’artifice. (Chimique)

Exemple de la poudre noire

Dans le cas de la poudre noire, la réaction est la suivante (Bunsen 1875) :

2 KNO3 + 3C + 2S ⎯⎯→ K2S + 3 CO2 + N2

L'oxydant est le nitrate de potassium, les réducteurs sont le soufre et le carbone. Les

gaz produits sont le dioxyde de carbone et le diazote.

F) L’attraction d’un clou en fer par un aimant. (Physique)

G) Du lait qui surit. (Chimique) (surir: aigre حامض)

H) L’eau qui s’évapore. (Physique)

I) La fabrication d’un fil de cuivre à partir d’un lingot de cuivre. (Physique)

J) Une vitre qui casse. (Physique)

K) La combustion d’une chandelle. (Chimique)

L) Une tomate qui mûrit au soleil. (Chimique). (cuire)

Modèle de l’atome

➢ La chimie est l’une des sciences qui nous permet de comprendre le monde qui nous

entoure, le fonctionnement de tout ce qu’il y a autour de nous et de répondre aux

questions posés depuis des centaines ou des milliers d’années.

➢ L’étude de cette science nécessite l’élaboration de modèles qui ne permettent de

décrire et comprendre la complexité de ce qui compose notre univers.

➢ Un modèle est une représentation simplifiée de la réalité. Il aura fallu 25 siècles pour

que le modèle de l'atome soit suffisamment satisfaisant et qu'il permette d'expliquer

les réactions chimiques possibles et observables.

➢ De l'Antiquité à nos jours, de grands physiciens et chimistes ont étudié le constituant

universel de toute chose : l'atome.

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1. L'antiquité

➢ Pour Démocrite (460 - 370 av. J.-C.), la matière est constituée de minuscules et

indivisibles particules appelées « atomes » qui pouvaient se lier par l'intermédiaire de

« crochets » pour donner à un corps, un objet, son existence. Mais pour Aristote (384 -

322 av. J.-C.), la matière peut être divisée et résulte de la combinaison de quatre

éléments : l'eau, l'air, le feu et la terre.

➢ A défaut de preuve expérimentale, les idées émises par Démocrite restent, à cette époque,

purement philosophiques.

➢ D'ailleurs l'alchimie, au Moyen-Age, se développe sans se préoccuper des conceptions

atomistiques des grecs.

2. Le 19e siècle

Au cours de ce siècle, toutes les théories mises de côté sont exhumées et approfondies

grâce aux progrès techniques qui permettent de plonger au cœur de la matière.

John Dalton (1766 - 1844), scientifique anglais, est le premier à poser les bases

scientifiques de la théorie ébauchée(élaborée) par Démocrite. Elles sont au nombre de

cinq :

1) Toute matière est constituée d'atomes.

2) Les atomes d'un « élément » sont identiques.

3) Les atomes d'éléments différents ont des masses différentes.

4) Un composé est un mélange spécifique d'atomes d'un ou de plusieurs

éléments.

5) Lors d'une réaction chimique, les atomes ne sont ni créés ni détruits mais

se réarrangent pour donner de nouveaux composés.

J.J. Thomson (1871 - 1937) découvre que les rayons émis par une cathode

métallique, quel qu'en soit le métal, dans un tube de Crookes (identique à celui des

téléviseurs dans lequel le vide a été fait), sont constitués de particules chargées

négativement qu'il appelle « électrons » : il en déduit que c'est un élément constitutif

de l'atome.

Il imagine, en 1902, un modèle de l'atome :

une sphère électriquement neutre remplie d'une substance chargée positivement dans

laquelle les électrons sont figés :

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Modèle de Thomson

Le modèle Rutherford

E. Rutherford (1871 - 1937) démontre expérimentalement que la structure de l'atome

d'hydrogène se compose d'un noyau très petit entouré d'électrons en mouvement. Pour

prouver l'existence du noyau, Rutherford bombarde une feuille d'or de 0,1 μm

d'épaisseur avec un faisceau de particules α de charge positives( 𝐻𝑒24 2+) et observe que

:

➢ La feuille d’or n’a pas été endommagée.

➢ La plus part des particules α traversent sans déviation.

➢ Ces particule provoque une tache lumineuse,

➢ le reste des particules sont déviées(1%) et provoque des scintillations en divers points.

❖ Rutherford conclue donc à l'existence de particules chargées positivement dans

l'atome d'or qui repoussent les particules α. Ces particules sont confinées dans une

petite partie de l'atome appelée « noyau ».

❖ Le modèle du système solaire est alors adopté : le noyau central est associé au Soleil,

et les électrons gravitant autour, aux planètes.

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Modèle de Rutherford

L’atome ( neutre) = noyau (positive) +électron(négative),

Noyau= protons (positive) + neutron(neutre)

𝒓𝒂𝒕𝒐𝒎𝒆

𝒓𝒏𝒐𝒚𝒂𝒖 =

𝟏𝟎−𝟏𝟎

𝟏𝟎−𝟏𝟓 = 𝟏𝟎+𝟓 𝒓𝒂𝒕𝒐𝒎𝒆 = 𝟏𝟎+𝟓 . 𝒓𝒏𝒐𝒚𝒂𝒖

La quasi-totalité de l’atome est vide, sa structure est lacunaire.

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Mais au 20e siècle, ce modèle couramment utilisé est déclaré faux avec l'avancée de la

physique quantique.

N. Bohr, W. Pauli et E. Schrödinger établissent que le noyau est entouré d'un

« nuage d'électrons » plus ou moins dense selon la probabilité de présence de ces

derniers.

Mais pour l'étude de l'atome et de ses propriétés, il est plus aisé de conserver le

principe d'un nuage électronique composé d'orbitales ou couches électroniques sur

lesquelles gravitent les électrons.

Atome, molécule, élément

➢ Un atome (grec ancien, ἄτομος [atomos], « insécable ») est la plus petite partie d'un

corps simple pouvant se combiner chimiquement avec un autre.

➢ « Un atome est la plus petite partie d’un corps susceptible d’intervenir dans une

réaction chimique. »

➢ La matière est constituée par des particules infiniment petites ou des grains

élémentaires appelé atome.

➢ Il existe 118 espèces d’atomes ou éléments désignés chacun par un symbole nucléide

𝑿𝒁𝑨

➢ A : nombre de masse ( nbre de nucléons)

➢ Z : nombre de proton ( nbre de charge) ou numéro atomique.

➢ N : nombre de neutron

➢ C’est à partir de ces symboles qu’on peut écrire les formules chimiques .exp : H2O (

on appelle cette écriture formule chimique. 2 atomes d’hydrogène et un atome

d’oxygène).

❖ La masse de l’atome est de l’ordre de 10-26 Kg et sa taille et de l’ordre de quelque

(Angstrœms) Å.

❖ 1 Å = 10-8 cm = 10-10 m.

❖ Touts les éléments ayant le même numéro atomique Z correspondent au même

élément chimique noté .

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Molécule

Une molécule est un ensemble d’atomes (au moins deux) identiques ou non, unis les

uns aux autres par le biais de liaisons chimiques. Ces dernières sont les résultats de la

mise en commun d’un certain nombre d’électrons gravitant sur la couche externe des

atomes.

La constante d'Avogadro NA

Le nombre d'Avogadro est nommé en l'honneur du physicien et chimiste

italien Amedeo Avogadro (1776 - 1856).

La quantité de la matière de la molécule est infiniment petite, elle est de l’ordre de

grandeur de celle de l’atome. Pour obtenir des quantités à notre échelle, on considère

un très grand nombre de molécules. Ce nombre est symbolisé par NA que l’on appelle

nombre d'Avogadro

NA = 6,02214076×1023 entités ( atomes, molécule, ions)

notée : NA = 6,02 × 1023 moI-1.

Exemples :

Dans une mole d'atomes d'oxygène, il y a 6,02 × 1023 atomes d'oxygène.

Dans une mole de molécules d'eau, il y a 6,02 × 1023 molécules d'eau.

Dans une mole d'ions sulfate, il y a 6,02 x 1023 ions sulfate.

Dans une mole de balles de tennis, il y a 6,02 x 1023 balles de tennis

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Définition de la mole

➢ Par convention, l’unité de la quantité de matière est la mole.

➢ Pour définir la mole, on a mesuré le nombre d’atomes présents dans 12 g de carbone 12

( C12), on a trouvé 6.02205 .1023 atomes qui est le nombre d’Avogadro.

➢ Une mole d'atomes, de molécules ou d'ions contient donc 6,02 × 1023 atomes,

molécules ou ions.

➢ Ce nombre est la constante d'Avogadro,

➢ Une mole est une quantité d'atomes ou de molécules.

➢ Un atome, une molécule, c'est quelque chose de microscopique. En prenant une grande

quantité d'atomes, une mole, on obtient un ensemble mesurable d'un point de vue

macroscopique. Nous pouvons peser, par-exemple, la masse d'une mole de sel de

cuisine (NaCl) avec une simple balance alors qu'on ne peut pas peser la masse d'une

molécule de NaCl.

Exemple:

Le nombre d'atomes de cuivre N représentés par 2,5 mol est

➢ N = 2,5 × 6,02 × 1023 = 1,5 × 1024 atomes.

➢ Le nombre de moles de cuivre représentées par 2 × 1022 atomes de cuivre est :

2 × 1022 / 6,02 × 1023 = 0.033 mole d'atomes de cuivre.

➢ Unité de masse atomique (u.m.a)

L'unité de masse atomique unifiée (symbole u ou u.m.a ) est une unité de mesure

standard, utilisée pour mesurer la masse des atomes et des molécules.

➢ En physique :

Cette unité n'appartient pas au système international (SI), et sa valeur est obtenue

expérimentalement. Elle est définie comme 1/12 de la masse d'un atome du nucléide 12C (carbone), non lié, au repos, et dans son état fondamental.

1 u.m.a = 1

12 𝑚 𝐶6

12 (1)

1 u.m.a = 1

12 . 12𝑔

𝑁𝐴 =

𝟏

𝑵𝑨 g =

1

6,022 . 1023 g

1 u.m.a = 𝟏

𝑵𝑨 g

1 u.m.a =1,66054 × 10-24 g = 1,66054 × 10-27 kg

de l’équation (1) la masse d’un seul atome de carbone 𝑚 𝐶612 = 12 u.m.a

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Autre correspondance utile (en chimie) :

1 u.m.a = 1 g.mol-1.

masse d'un atome en u.m.a. = masse molaire en g/mol

La masse moyenne d’un atome en uma et la masse molaire en gramme sont égaux,

M ( 𝑂816 ) = 16

𝑔

mol mO = 16

𝑔

NA = 16 uma

M ( 𝐶612 ) = 12 g/mol mC = 12 uma

Calcul de la masse de l’électron , proton et neutron en u.m.a

Masse molaire atomique :

La masse molaire atomique M d'un échantillon est la masse d'une mole de cet élément.

Son unité est le g.mol-1.

Exemples :

La masse d'une mole de carbone est 12 g.

La masse molaire du carbone vaut 12 g.mol-1.

C'est-à-dire la masse de 6.02205 .1023 atomes de carbone

la masse d’un seule atome de carbone :

mc = 12 / 6.02205 .1023 = 1.99 .10-23 g

Remarque : Le symbole d'un élément représente une mole d'atomes de cet élément.

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2me Cours De Chimie