Cours de Chimie Partie 1 - Chapitre 1 - 2024 PDF

Plan du cours 1ère partie : De l'atome d'hydrogène à la classification périodique Chapitre 1 : Atomistique - la structure de l’atome Chapitre 2 : Introduction à la mécanique quantique Chapitre 3 : L’atome d’hydrogène et les hydrogénoïdes Chapitre 4 : Structure électronique des atom...

Plan du cours 1ère partie : De l'atome d'hydrogène à la classification périodique Chapitre 1 : Atomistique - la structure de l’atome Chapitre 2 : Introduction à la mécanique quantique Chapitre 3 : L’atome d’hydrogène et les hydrogénoïdes Chapitre 4 : Structure électronique des atomes et tableau périodique 2ème partie : Molécules et liaisons intermoléculaires Chapitre 5 : Structure électronique des molécules; liaisons chimiques Chapitre 6 : Mésomérie Chapitre 7 : Liaisons faibles, liaisons intermoléculaires 3ème partie : Structure à l’état solide, initiation à la cristallographie Chapitre 8 : Notions de base en cristallographie Chapitre 9 : Etude des mailles cubiques Chapitre 10 : Application aux cristaux métalliques et ioniques  Vu d’ensemble de la progression dans la description de la matière Pré-19e siècle : Fin du 19e – première moitiée du 20e siècle : Un noyau Une molécule Un édifice supramoléculaire Un cristal Atome ~ 0,1 à 0,5 nm (membrane plasmique) (sel de table) (hydrogène ici)  1ère partie : De l’atome d’hydrogène à la classification périodique  Plan du cours 1ère partie : De l'atome d'hydrogène à la classification périodique Chapitre 1 : Atomistique - la structure de l’atome Chapitre 2 : Introduction à la mécanique quantique Chapitre 3 : L’atome d’hydrogène et les hydrogénoïdes Chapitre 4 : Structure électronique des atomes et tableau périodique 2ème partie : Molécules et liaisons intermoléculaires Chapitre 5 : Structure électronique des molécules; liaisons chimiques Chapitre 6 : Mésomérie Chapitre 7 : Liaisons faibles, liaisons intermoléculaires 3ème partie : Structure à l’état solide, initiation à la cristallographie Chapitre 8 : Notions de base en cristallographie Chapitre 9 : Etude des mailles cubiques Chapitre 10 : Application aux cristaux métalliques et ioniques  Les constituants élémentaires de l’atome Atome : « indivisible » en grec ancien. Concept formulé il y a 2400 ans par Démocrite, selon lequel les atomes sont les constituants élémentaires (les plus petits) de toute matière. Jusqu’en 1869, l’atome est conçu comme une brique « Lego » indivisible. On sait qu’il y a des atomes plus ou moins lourds. Ils sont vus comme des pièces de légo plus ou moins grosses. L’hydrogène Un atome plus lourd  Les constituants élémentaires de l’atome … jusqu’en 1869 et la découverte des « rayons cathodiques » par l’expérience de Hittorf et l’interprétation de cette expérience par J. J. Thomson en 1897. Les tubes de Crookes : Vide de 10-6 atm  Les constituants élémentaires de l’atome L’expérience de Hittorf (1869) : Vide de 10-6 atm de qq kV à 100 kV Les « rayons cathodiques »  Les constituants élémentaires de l’atome Que sait-on des rayons cathodiques ? Ils se déplacent en ligne droite Mais peuvent être déviés par un champ magnétique. (rayons)… Les rayons cathodiques sont constitués de particules chargées. Mais de quelle nature ?  Les constituants élémentaires de l’atome Que sait-on des rayons cathodiques ? Ils se déplacent en ligne droite Mais peuvent être déviés par un champ électrique. (rayons)… Les rayons cathodiques sont constitués de particules chargées. Mais de quelle nature ?  Les constituants élémentaires de l’atome L’interprétation de J. J. Thomson (1897) Ce sont les premières Thomson montre que les particules chargées sont les mêmes quelque soit le métal de la cathode. Il en déduit qu’elles sont particules subatomiques des constituants de tous les atomes : les électrons. découvertes ! En les déviant avec un champ électrique, il montre que ces particules sont négativement chargées et mesure leur rapport charge/masse. Par la suite, on parvient à mesurer leur masse : ce sont des particules 1800 fois plus légères que l’atome d’hydrogène. Une nouvelle description de l’atome : le modèle du « pudding aux prunes » (plum pudding model, Thomson, 1904) électrons englués dans une « pâte » de charges positives, comme les prunes dans un christmas pudding  Les constituants élémentaires de l’atome Retour sur l’expérience de Hittorf (1869) : Des électrons sont arrachés à la cathode… Vide de 10-6 atm et viennent percuter la surface de verre, qui dissipe l’énergie du choc de qq kV à 100 kV en émettant de la lumière (fluorescence).  Les constituants élémentaires de l’atome Des applications des rayons cathodiques Vide de 10-6 atm de qq kV à 100 kV  Les constituants élémentaires de l’atome Tubes de Geissler et tubes néon : Le même montage, sauf qu’il reste davantage de gaz résiduel dans le tube. → collisions entre électrons et atomes de gaz Vide de 10-3 atm → c’est le gaz qui fluoresce et pas le verre ! de qq kV à 100 kV  Les constituants élémentaires de l’atome L’électron : m  9,1093897 1031 kg e  1,60217733 1019 C 1836 fois plus léger que l’hydrogène. Mais où se trouve donc la masse de l’atome ? Selon Thomson, toute la masse de l’atome est contenue dans « la pâte du pudding ». De même pour la contrepartie positive de la charge du ou des électrons. Les expériences de Rutherford, Geiger et Mardsen (1908-1913) vont invalider le modèle atomique de Thomson et aboutir au concept de « noyau ».  Les constituants élémentaires de l’atome Toute la contrepartie positive des charges L’atome selon Rutherford : des électrons est contenue dans un tout le modèle nucléaire petit volume par rapport à la taille de l’atome : le noyau. Les électrons sont distribués au sein d’un nuage autour du Le noyau renferme également l’essentiel de noyau la masse de l’atome. Feuille d’or mince La série d’expériences ayant conduit à ce modèle : Source de particules α particule a : q = + 2e ; m = 4 x mH (ion He2+) Fente Écran de détection  Les constituants élémentaires de l’atome Les expériences de Geiger, Mardsen et Rutherford (1908-1913) : Ce qu’on s’attendait à observer d’après le La densité de charge qu’elles modèle de Thomson : auraient dû rencontrer Les particules alpha ne d’après le modèle du devaient pas être pudding aux prunes n’aurait déviées pas pu les faire dévier de plus d’une fraction de degré. Ce qu’on a vu: Ces particules a très La majorité des particules déviées ont rencontré une n’est pas déviée mais une charge très concentrée : le sur 20000 l’est avec un noyau. angle >90° et certaines sont même rétrodiffusées !  Les constituants élémentaires de l’atome Les expériences de Geiger, Mardsen et Rutherford (1908-1913) : Ce qu’on a vu: Ces particules a très La majorité des particules déviées ont rencontré une n’est pas déviée mais une charge très concentrée : le sur 20000 l’est avec un noyau (charge positive). angle >90° et certaines sont même rétrodiffusées ! Seule une petite fraction des particules a sont déviées, la majorité est non affectée par le passage à travers la feuille d’or → Le remplissage de la matière est donc essentiellement lacunaire ; le noyau est très petit devant la dimension des atomes Obj. Péda. : Le noyau au sein de l’atome identifier où se trouve la masse : d'un atome ~ une mouche au milieu du stade  Les constituants élémentaires de l’atome Le noyau lui-même n’est pas une entité indivisible. Il est constitué de différentes particules : les nucléons. Les nucléons renferment deux types de particules : les protons et les neutrons. Particule Symbole Charge Masse électron e- -1,602217733.10-19 C 9,109.10-31 kg proton p +1,602217733.10-19 C 1,673.10-27 kg neutron n 0 1,675.10-27 kg L’électron est environ 1800 fois plus léger que le proton ou le neutron. → Les nucléons représentent 99,97% de la masse de la matière Obj. Péda. : lister les masses des particules composant l'atome ; lister les charges des particules composant l'atome (2 chiffres significatifs)  Nucléide L’atome est donc constitué d’électrons et d’un noyau, comprenant des neutrons et des protons. On appelle numéro atomique Z, ou nombre de charge, le nombre de protons que contient le noyau. L’atome étant neutre, Z représente aussi le nombre d’électrons dans l’atome neutre. On appelle A le nombre total de masse, c-à-d le nombre total de nucléons. On en déduit que le nombre de neutrons vaut donc A – Z. Une combinaison donnée de A et Z (un type d’atome particulier) est appelée nucléide et est notée : Obj. Péda. : Exemples : 3 nucléides traduire la donnée des 𝑨 𝒁𝑿 particules élémentaires d'un nucléide en l'écriture 𝟏 𝟐 𝟕 formelle 𝑨𝒁𝑿. 𝟏 𝑯 , 𝟏 𝑯 , 𝟑𝑳𝒊  éléments Tous les atomes appartenant à un même élément chimique ont le même nombre de protons. Le numéro atomique Z est la caractéristique qui définit un élément chimique. → Deux éléments distincts ont des Z distincts. → Des atomes appartiennent donc au même élément s’ils ont même Z, même s’ils ont des nombres de masse A différents. À un numéro atomique Z donné est associé un symbole chimique donné. Exemples : Z=11 Z=12 Z=13 Z=16 Z=17 Na Mg Al S Cl L’élément X de numéro atomique Z est noté 𝒁𝑿 ou plus simplement 𝑿. (le numéro atomique Z d’un élément X donné se retrouve dans le tableau périodique.) Obj. Péda. : à partir de la donnée des particules élémentaires composant des nucléides, identifier les éléments différents  éléments le numéro atomique Z  Ions atomiques Certains atomes peuvent perdre ou gagner un ou plusieurs électrons, devenant des ions. (leur nombre de protons reste inchangé et donc Z est inchangé !) Exemples : Z=11 Z=12 Z=16 Z=17 Z=13 Atome neutre Na Mg S Cl Al Ion atomique Na+ Mg2+ S2- Cl- Al3+ Nb d’électrons 10 10 18 18 10 Un élément est l’ensemble des atomes et des ions ayant le même numéro atomique Z. Des atomes et des ions atomiques appartiennent donc au même élément s’ils ont même Z, même s’ils ont des nombres de masse A différents ou des nombres d’électrons différents. Obj. Péda. : à partir de la donnée des particules élémentaires composant des nucléides, identifier les ions et les nucléides neutres d'un même élément.  Atomes, ions, éléments On connaît tous les éléments pour lesquels Z  103. Les 92 premiers (jusqu’à Z=92, l’uranium) sont naturels (sauf pour Z=43, le technétium et Z=61, le prométhium). Les suivants sont les transuraniens, préparés artificiellement et sont de moins en moins stables à mesure que Z augmente. Un échantillon de chlorure de prométhium(III), radioactif. Rappel : Une combinaison donnée de A et Z (un type d’atome particulier) est appelée nucléide. Tous les nucléides, càd toutes les combinaisons possibles de nucléons (Z protons et (A-Z) neutrons), ne définissent pas des noyaux stables (non radioactifs). Il existe environ 300 nucléides naturels dans l’univers et un millier d’autres ont été fabriqués artificiellement.  isotopes Des atomes ayant même numéro atomique Z (appartenant donc au même élément) mais des nombres de masse A différents sont appelés isotopes. Deux isotopes ont donc même le même nombre de protons (même Z) mais des nombres de neutrons (A-Z) différents. Ils n’ont pas la même masse. Pour un même élément chimique, plusieurs isotopes sont possibles. Par exemple, l’élément carbone a trois isotopes connus, le carbone 12, 13 et 14. A 𝟏𝟐 𝟏𝟑 𝟏𝟒 𝟔 𝑪 , 𝟔 𝑪 , 𝟔𝑪 Z Le record est atteint avec l’étain (Sn) pour lequel il existe dix isotopes naturels stables.  Isotopes - suite Autre exemple : l’hydrogène contient 99,985 % en masse d’hydrogène 1 ( 𝟏𝟏𝑯), 0,015 % de deutérium (hydrogène 2 ou 𝟐𝟏𝑯) et 1.10-7 % de tritium (hydrogène 3 ou 𝟑𝟏𝑯). 𝟏 𝟐 𝟑 𝟏𝑯 𝟏𝑯 𝟏𝑯 Z 1 1 1 A 1 2 3 Composition 1 proton 1 proton, 1 proton, du noyau 1 neutron 2 neutrons Parfois, il peut y avoir plusieurs isotopes en quantité importantes. Par exemple, le chlore a deux isotopes naturels, le chlore 35 et le chlore 37, présents à environ 75 % et 25 % respectivement (en proportions relatives des atomes). → Exercice supplémentaire du TD1  Isotopes - suite L’abondance isotopique L’abondance isotopique (sans dimension) 𝑨𝒊 désigne la proportion en nombre d’atomes de l’isotope 𝒊 parmi tous les isotopes d’un même élément X. 𝒏𝒊 𝑪𝒊 Ça s’écrit aussi en 𝑨𝒊 = 𝑨𝒊 = σ𝒋 𝒏𝒋 σ𝒋 𝑪𝒋 fonction des concentrations Ex : 𝟏𝟐 𝟔𝑪 𝟏𝟑 𝟔𝑪 𝟏𝟒 𝟔𝑪 abondance 98.9% 1.1% 10-12 14 𝐶 Sur 100 atomes de Abondance isotopique : 𝑨𝟏𝟒 = carbone dans un 12𝐶 + 13𝐶 + 14𝐶 échantillon, il y en a près de 99 avec 6 neutrons Obj. Péda. : exprimer l'abondance relative d'un isotope en fonction des concentrations des différents isotopes d'un même élément  Isotopes - suite Certains isotopes naturels sont stables, d’autres sont radioactifs, mais leurs propriétés chimiques restent identiques. 𝟏𝟐 𝟏𝟑 𝟏𝟒 𝟔𝑪 𝟔𝑪 𝟔𝑪 abondance 98.9% 1.1% 10-12 radioactivité non non oui Le carbone 14 est continuellement produit dans la haute atmosphère par collision entre de l’azote 14 et un neutron. 𝟏𝟒 𝟏𝟒 𝟕𝑵 +𝒏 → 𝟔𝑪 + 𝒑 … on remarque qu’il y a conservation des nombres de masse et du nombre de protons. Obj. Péda. : équilibrer une équation radiochimique  Isotopes - suite Certains isotopes naturels sont stables, d’autres sont radioactifs, mais leurs propriétés chimiques restent identiques. 𝟏𝟐 𝟏𝟑 𝟏𝟒 𝟔𝑪 𝟔𝑪 𝟔𝑪 abondance 98.9% 1.1% 10-12 radioactivité non non oui Le carbone 14 est continuellement produit dans la haute atmosphère par collision entre de l’azote 14 et un neutron (l’équation ne porte que sur les noyaux) : 𝟏𝟒 𝟏𝟒 𝟕 𝑵 + 𝒏 → 𝟔𝑪 + 𝒑 Le carbone 14 se désintègre au cours du temps pour redonner du 14N. Il est radioactif.  Isotopes – Principe de la datation au carbone 14 14 14 La concentration en 14C atmosphérique peut être considérée 7𝑁 +𝑛 → 6𝐶 +𝑝 constante au cours du temps (approx.) 14 14 𝐶 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 Le 14C est incorporé au CO2 atmosphérique Le 14CO2 (radioactif) est utilisé comme source de carbone par les plantes (via la photosynthèse). Du 14C est incorporé dans le reste de la chaîne alimentaire. La proportion 14C/12C reste constante tant que le 14C est assimilé. Les échanges de carbone avec l’atmosphère sont stoppés lorsque la plante ou l’animal meurt → La proportion 14C/12C décroît. L’écart entre les proportions 14C/12C dans l’objet analysé et dans l’atmosphère est un marqueur de la date à laquelle les échanges avec l’atmosphère ont cessé.  Isotopes – Principe de la datation au carbone 14 14 14 14 7𝑁 +𝑛 → 6𝐶 +𝑝 𝐶 Abondance isotopique : 𝑨𝟏𝟒 = 12𝐶 13 + 𝐶 + 14𝐶 14 14 𝐶 + 𝑂2 → 𝐶𝑂2 On mesure : Abondance isotopique dans l’atmosphère : 𝑨𝟏𝟒,𝟎 Concentration au temps 𝒕 : 𝑨𝟏𝟒 (𝒕) Décroissance radioactive en fonction du temps : 𝑨𝟏𝟒 𝒕 = 𝑨𝟏𝟒,𝟎 𝒆𝒙𝒑(− 𝒕Τ𝝉), avec 𝝉 ~ 8000 ans 𝑨𝟏𝟒 𝒕 /𝑨𝟏𝟒,𝟎 = 𝒆𝒙𝒑(− 𝒕Τ𝝉), 𝑨𝟏𝟒 𝒕 𝒍𝒏 = − 𝒕Τ𝝉 𝑨𝟏𝟒,𝟎 𝑨𝟏𝟒 𝒕 −𝒕 = 𝒍𝒏 ×𝝉 𝑨𝟏𝟒,𝟎 On en déduit le Obj. Péda. : calculer l'âge d'un échantillon 𝑨𝟏𝟒,𝟎 temps qui s’est 𝒕 = 𝒍𝒏 ×𝝉 à l'aide de l'abondance du carbone 14 𝑨𝟏𝟒 (𝒕) écoulé depuis la mort de l’organisme  Résolution d’une enquête par la datation au carbone 14 Ötzi la momie En 1991, dans les Alpes Tyroliennes, deux randonneurs allemands font une étrange découverte. Au détour d’un sentier, dans un glacier fondu, ils se retrouvent nez à nez avec le corps d’un homme mort depuis… longtemps. La datation au carbone 14, découverte en 1949, a permis de dater sa mort à 5 000 ans auparavant. Datation par les isotopes radioactifs – choisir le bon chronomètre Plein de chronomètres possibles ! → Détermination de l’âge de la Terre, TD1 Noyau parent Noyau fille Temps de Gamme de temps demie-vie accessible 238 𝑈 206 𝑃𝑏 4,5.109 ans 4.5.107 - 4,6.1010 ans 40 𝐾 40 𝐴𝑟 13.109 ans 0.1.109 à 13.1010 ans 87 𝑅𝑏 87 𝑆𝑟 47.109 ans 47.107 - 47.1010 ans 14 𝐶 14 𝑁 5 730 ans 100- 70 000 ans Il faut choisir l'isotope radioactif à utiliser selon l'âge à déterminer. Cet âge doit être compris entre un centième et dix fois sa demi-vie. Obj. Péda. : déterminer la gamme de temps qui peut être sondée par analyse d'un élément radioactif en fonction de son temps de demi-vie  Mettre au point un système d’unités pratique Pas super maniable comme valeur. Un peu comme si on prenait du doliprane avec un dosage exprimé en tonnes. → on change d’unité. Particule Symbole Charge Masse électron e- -1,602217733.10-19 C 9,109.10-31 kg proton p +1,602217733.10-19 C 1,673.10-27 kg neutron n 0 1,675.10-27 kg L’électron est environ 1800 fois plus léger que le proton ou le neutron. → Les nucléons représentent 99,97% de la masse de la matière  Une unité de masse plus pratique : la masse atomique Pour mesurer les masses atomiques, on a pris le carbone 12 comme nucléide de référence en lui attribuant arbitrairement la masse 12,00. Donc la masse 1 (notée u ou uma pour « unité de masse atomique ») correspond à 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12. 12𝐶 ⟺ 𝑨 = 𝟏𝟐 nucléons → la masse atomique d’un nucléon ~ 1 uma. → on peut calculer une estimation approximative de la masse atomique d’un nucléide su la base de son nombre de masse A. Ex : 16𝟖𝑶 , 8 protons, 8 neutrons dans le noyau, abondance isotopique : 99,76% Ce nucléide a une masse de ~16 uma.  Une unité de masse plus pratique : la masse atomique Pour mesurer les masses atomiques, on a pris le carbone 12 comme nucléide de référence en lui attribuant arbitrairement la masse 12,00. Expérimentalement, il a été déterminé que la masse d’un atome de 12C est 1,9926.10-23 g. Or par définition de l’uma, m(12C) = 12,00 u. On en déduit que 1 u = 1,660x10-24 g. À partir de là, on peut obtenir les masses relatives (ou masses atomiques relatives) de tous les éléments connus, qui sont des nombres sans unité : 𝒎(𝑿) Obj. Péda. : 𝒎(𝑿)𝒓 = calculer la masse atomique relative 𝒎( 12𝐶 )൘ d'un nucléide à partir de la 𝟏𝟐 composition de son noyau. Les masses atomiques relatives sont obtenues avec une très grande précision par spectrométrie de masse. Carbone : 12,01 Oxygène : 16,00 Hydrogène : 1,008 Fer : 55,85  Défaut de masse Les masses atomiques relatives sont rarement des entiers. Il y a plusieurs raisons à cela: -parce que chaque élément est généralement un mélange de plusieurs isotopes (qui n’ont pas la même masse), - parce que les masses des nucléides purs ne sont pas des entiers non plus (en effet les masses relatives des nucléons ne sont pas tout à fait égales à 1), - parce que la masse du noyau est toujours inférieure à la masse des nucléons qui le composent , c’est ce qu’on appelle le défaut de masse noté Dm. 𝟏 𝟐 𝟏𝑯 𝟏𝑯 Composition de l’atome 1 proton, 1 électron 1 proton, 1 neutron, 1 électron Somme des masses des particules 1,008 u 2,017 u Masse réelle 1,008 u 2,014 u Point culture générale : défaut de masse et énergie nucléaire Ce défaut est lié au fait que la formation d’un noyau s’accompagne d’un grand dégagement d’énergie (énergie nucléaire) correspondant à la cohésion de ce noyau, énergie équivalente à une perte de masse d’après la théorie de la relativité. 𝜟𝑬 = 𝜟𝒎 × 𝒄𝟐 On peut produire des nucléides dans un état instable par collision avec des neutrons. Ces nucléides instables n’ont pas une énergie de cohésion optimale. En se scindant en 2 nucléides, ils peuvent augmenter leur énergie de cohésion du noyau. La différence d’énergie est dégagée vers le milieu extérieur ; elle peut être récupérée : c’est le principe de la production d’énergie nucléaire par fission.  Séquence quizz En allant sur webelements.com, 236U 141Ba 92Kr déterminer la composition des nucléides Z=92 56 36 générés par fission de l’236U et en déduire la nature des trois particules éjectées. A-Z=144 85 56 3 neutrons Dénombrer les atomes dans un monde macroscopique : la mole Un atome de carbone 12 a une masse de 1,9926.10-23 g. Dans un morceau de charbon de 2 g avec une teneur en carbone de 93 %, il y a 2 X 0,93 /1,9926.10-23 =9,33.1022 atomes de carbone 12, soit 90 000 milliards de milliards d’atomes. Grandeur peu pratique à manipuler ! Pour décompter les atomes plus facilement, on utilise une unité plus adaptée au monde macroscopique : la mole (mol en abrégé). Une mole est le nombre d’atomes de carbone 12 contenus dans 12 g de carbone 12. Soit 12/ 1,9926.10-23 = 6,0221.1023 Ce nombre est appelé constante d’Avogadro et est noté NA. constante d’Avogadro : NA = 6,0221 x 1023 mol-1 Dénombrer les atomes dans un monde macroscopique : la mole Plus généralement, on appelle mole d’une substance, une quantité de cette substance contenant NA particules de cette substance. Exemples : une mole d’eau, soit 6,0221.1023 molécules d’H2O, elles-mêmes constituées à partir d’une mole d’atomes d’oxygène et 2 moles d’atomes d’hydrogène. (~2 cl) Une mole d’électrons Une mole de cellules humaines : le nombre de cellules que totaliserait une population de 16 milliards d’individus. On utilise la mole comme la douzaine dans la vie courante (une douzaine d’œufs, une douzaine d’étudiant.es, etc.)  La mole – une analogie En 1923, l’Allemagne a connu une situation d’hyperinflation : La valeur du deutsch mark par rapport à l’or a été divisée par 1012 ! Concrètement, pour acheter du pain, il fallait 1012 plus de marks en 1923 qu’en 1918. Les billets n’avaient plus de valeur, il fallait payer avec quantités de billets. Les Allemands changent leur portefeuilles pour des brouettes ! Compter en moles, c’est comme compter en brouettes.  Masse atomique, masse molaire Pour relier la masse d’un échantillon au nombre de moles de la substance présentes dans l’échantillon, il faut connaître la masse d’une mole : la masse molaire Analogie : la masse molaire, c’est la masse de la brouette de billets. La masse molaire d'un atome est en fait la masse d'une mole d'un élément chimique donné et vaut autant de g que la valeur de la masse atomique en u. 12C Carbone Hydrogène Oxygène Masse d’un atome 12,00 u 12,01 u 1,008 u 16,00 u Masse d’une mole 12,00 g 12,01 g 1,008 g 16,00 g Masse molaire 12,00 g/mol 12,01 g/mol 1,008 g/mol 16,00 g/mol On peut calculer les masses moléculaires en additionnant les masses atomiques  Masse atomique, masse molaire Obj. Péda. : - calculer la masse molaire approximative d'un nucléide à partir de la composition de son noyau. - calculer la masse molaire approximative d'un élément à partir de la composition de ses isotopes et de leurs abondances isotopiques. - calculer la masse molaire moléculaire à partir des masses molaires des atomes constitutifs La masse molaire d'un atome est en fait la masse d'une mole d'un élément chimique donné et vaut autant de g que la valeur de la masse atomique en u. 12C Carbone Hydrogène Oxygène Masse d’un atome 12,00 u 12,01 u 1,008 u 16,00 u Masse d’une mole 12,00 g 12,01 g 1,008 g 16,00 g Masse molaire 12,00 g/mol 12,01 g/mol 1,008 g/mol 16,00 g/mol On peut calculer les masses moléculaires en additionnant les masses atomiques  Séquence quizz 1. Donner les masses molaires approximatives de l’uranium 235 et de ses deux produits de fissions. 2. Combien de moles d’uranium 235 y’a-t-il dans 1kg d’uranium 235 ?  Séquence intégration Cubes de glace normaux Cubes de glace d’eau lourde Expliquer le phénomène https://www.chemedx.org/video/heavy-water-ice-cubes-deuterium-oxide  Séquence intégration https://www.chemedx.org/video/heavy-water-ice-cubes-deuterium-oxide