Structure de l'Atome PDF

Structure de l’atome 1/9  Élément chimique Composition de l’atome Structure Isotopes de l’atome Application :...

Structure de l’atome 1/9  Élément chimique Composition de l’atome Structure Isotopes de l’atome Application : masse atomique moyenne Abondance isotopique 2/9  Élément chimique Composition de l’atome Structure Isotopes de l’atome Application : masse atomique moyenne Abondance isotopique 2/9  Élément chimique Composition de l’atome Structure Isotopes de l’atome Application : masse atomique moyenne Abondance isotopique 2/9  Élément chimique Composition de l’atome Structure Isotopes de l’atome Application : masse atomique moyenne Abondance isotopique 2/9  Élément chimique Composition de l’atome Structure Isotopes de l’atome Application : masse atomique moyenne Abondance isotopique 2/9  Élément chimique Composition de l’atome Structure Isotopes de l’atome Application : masse atomique moyenne Abondance isotopique 2/9 r Composition de l’atome Atome = noyau + nuage électronique = Protons + Neutrons - - - électron ++ - ++ neutron - - proton Cela est prouvé par l’expérience de Rutherford (1911) 3/9 r Composition de l’atome Atome = noyau + nuage électronique = Protons + Neutrons - - - électron ++ - ++ neutron - - proton Cela est prouvé par l’expérience de Rutherford (1911) 3/9 r Composition de l’atome Atome = noyau + nuage électronique = Protons + Neutrons - - - électron ++ - ++ neutron - - proton Cela est prouvé par l’expérience de Rutherford (1911) 3/9 r Composition de l’atome Atome = noyau + nuage électronique = Protons + Neutrons - - - électron ++ - ++ neutron - - proton Cela est prouvé par l’expérience de Rutherford (1911) 3/9 r Composition de l’atome Atome = noyau + nuage électronique = Protons + Neutrons - - - électron ++ - ++ neutron - - proton Cela est prouvé par l’expérience de Rutherford (1911) 3/9 r Composition de l’atome Atome = noyau + nuage électronique = Protons + Neutrons - - - électron ++ - ++ neutron - - proton Cela est prouvé par l’expérience de Rutherford (1911) 3/9 r Composition de l’atome Atome = noyau + nuage électronique = Protons + Neutrons - - - électron ++ - ++ neutron - - proton Cela est prouvé par l’expérience de Rutherford (1911) 3/9 r Ordres de grandeur aAtome aNoyau = 105 >> 1 ⇒ La structure lacunaire de la matière mp me ' 1830 >> 1 ⇒ La masse de l’atome est concentrée dans le noyau. 4/9 r Ordres de grandeur à taille du noyau : aNoyau ∼ 10−15 m = 1 Fermi. aAtome aNoyau = 105 >> 1 ⇒ La structure lacunaire de la matière mp me ' 1830 >> 1 ⇒ La masse de l’atome est concentrée dans le noyau. 4/9 r Ordres de grandeur à taille du noyau : aNoyau ∼ 10−15 m = 1 Fermi. à taille de l’atome : aAtome ∼ 10−10 m. aAtome aNoyau = 105 >> 1 ⇒ La structure lacunaire de la matière mp me ' 1830 >> 1 ⇒ La masse de l’atome est concentrée dans le noyau. 4/9 r Ordres de grandeur à taille du noyau : aNoyau ∼ 10−15 m = 1 Fermi. à taille de l’atome : aAtome ∼ 10−10 m. aAtome aNoyau = 105 >> 1 ⇒ La structure lacunaire de la matière mp me ' 1830 >> 1 ⇒ La masse de l’atome est concentrée dans le noyau. 4/9 r Ordres de grandeur à taille du noyau : aNoyau ∼ 10−15 m = 1 Fermi. à taille de l’atome : aAtome ∼ 10−10 m. aAtome aNoyau = 105 >> 1 ⇒ La structure lacunaire de la matière Masse Charge proton mp = 1, 67.10−27 Kg qp = +e = 1, 6.10−19 C neutron mn ' mp qn = 0 électron me = 9, 1.10−31 Kg qe = −e = −1, 6.10−19 C mp me ' 1830 >> 1 ⇒ La masse de l’atome est concentrée dans le noyau. 4/9 r Ordres de grandeur à taille du noyau : aNoyau ∼ 10−15 m = 1 Fermi. à taille de l’atome : aAtome ∼ 10−10 m. aAtome aNoyau = 105 >> 1 ⇒ La structure lacunaire de la matière Masse Charge proton mp = 1, 67.10−27 Kg qp = +e = 1, 6.10−19 C neutron mn ' mp qn = 0 électron me = 9, 1.10−31 Kg qe = −e = −1, 6.10−19 C mp me ' 1830 >> 1 ⇒ La masse de l’atome est concentrée dans le noyau. 4/9 r Élément chimique A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. à Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. à Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Exemples : 6C , 17Cl , 7N 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. à Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Exemples : 6C , 17Cl , 7N r Isotopes Exemples : Les noyaux de même Z et de L’élément d’hydrogène : 11H, 21H, 31H. nombre de masse A différent 12 13 14 L’élément de carbone : 6C, 6C, 6C. Isotopes Deux isotopes peuvent se révéler d’abondance différente. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. à Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Exemples : 6C , 17Cl , 7N r Isotopes Exemples : Les noyaux de même Z et de L’élément d’hydrogène : 11H, 21H, 31H. nombre de masse A différent 12 13 14 L’élément de carbone : 6C, 6C, 6C. Isotopes Deux isotopes peuvent se révéler d’abondance différente. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. à Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Exemples : 6C , 17Cl , 7N r Isotopes Exemples : Les noyaux de même Z et de L’élément d’hydrogène : 11H, 21H, 31H. nombre de masse A différent 12 13 14 L’élément de carbone : 6C, 6C, 6C. Isotopes Deux isotopes peuvent se révéler d’abondance différente. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. à Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Exemples : 6C , 17Cl , 7N r Isotopes Exemples : Les noyaux de même Z et de L’élément d’hydrogène : 11H, 21H, 31H. nombre de masse A différent 12 13 14 L’élément de carbone : 6C, 6C, 6C. Isotopes Deux isotopes peuvent se révéler d’abondance différente. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. à Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Exemples : 6C , 17Cl , 7N r Isotopes Exemples : Les noyaux de même Z et de L’élément d’hydrogène : 11H, 21H, 31H. nombre de masse A différent 12 13 14 L’élément de carbone : 6C, 6C, 6C. Isotopes Deux isotopes peuvent se révéler d’abondance différente. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. à Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Exemples : 6C , 17Cl , 7N r Isotopes Exemples : Les noyaux de même Z et de L’élément d’hydrogène : 11H, 21H, 31H. nombre de masse A différent 12 13 14 L’élément de carbone : 6C, 6C, 6C. Isotopes Deux isotopes peuvent se révéler d’abondance différente. 5/9 r Élément chimique L’atome X est symbolisé par : A : nombre de masse. A Z X Z : numéro atomique. N=A-Z : nombre de neutrons. à Un élément chimique est caractérisé par son numéro atomique Z. Exemples : 6C , 17Cl , 7N r Isotopes Exemples : Les noyaux de même Z et de L’élément d’hydrogène : 11H, 21H, 31H. nombre de masse A différent 12 13 14 L’élément de carbone : 6C, 6C, 6C. Isotopes Deux isotopes peuvent se révéler d’abondance différente. 5/9 r Abondance isotopique Indique le pourcentage massique d’un isotope dans un échantillon naturel. %( 126C) = 98, 9%, %( 11H) = 99, 98%, %( 79 35Br) = 50, 6% 6/9 r Abondance isotopique Indique le pourcentage massique d’un isotope dans un échantillon naturel. %( 126C) = 98, 9%, %( 11H) = 99, 98%, %( 79 35Br) = 50, 6% 6/9 r Abondance isotopique Indique le pourcentage massique d’un isotope dans un échantillon naturel. %( 126C) = 98, 9%, %( 11H) = 99, 98%, %( 79 35Br) = 50, 6% r La mole Le nombre de particules contenues dans le nombre d’Avogadro : NA = 6, 02.1023 mol−1. 6/9 r Abondance isotopique Indique le pourcentage massique d’un isotope dans un échantillon naturel. %( 126C) = 98, 9%, %( 11H) = 99, 98%, %( 79 35Br) = 50, 6% r La mole Le nombre de particules contenues dans le nombre d’Avogadro : NA = 6, 02.1023 mol−1. 6/9 r Abondance isotopique Indique le pourcentage massique d’un isotope dans un échantillon naturel. %( 126C) = 98, 9%, %( 11H) = 99, 98%, %( 79 35Br) = 50, 6% r La mole Le nombre de particules contenues dans le nombre d’Avogadro : NA = 6, 02.1023 mol−1. r L’unité de masse atomique 1 1u = NA = 1, 66.10−27 Kg 6/9 r Abondance isotopique Indique le pourcentage massique d’un isotope dans un échantillon naturel. %( 126C) = 98, 9%, %( 11H) = 99, 98%, %( 79 35Br) = 50, 6% r La mole Le nombre de particules contenues dans le nombre d’Avogadro : NA = 6, 02.1023 mol−1. r L’unité de masse atomique 1 12 1u= × (masse atomique du 6C) 12 1 1u = NA = 1, 66.10−27 Kg 6/9 r Abondance isotopique Indique le pourcentage massique d’un isotope dans un échantillon naturel. %( 126C) = 98, 9%, %( 11H) = 99, 98%, %( 79 35Br) = 50, 6% r La mole Le nombre de particules contenues dans le nombre d’Avogadro : NA = 6, 02.1023 mol−1. r L’unité de masse atomique 1 1u= × (masse atomique du 126C) 12 1 M( 126C) 1 12 = × = × (g) 12 NA 12 NA 1 1u = NA = 1, 66.10−27 Kg 6/9 r Abondance isotopique Indique le pourcentage massique d’un isotope dans un échantillon naturel. %( 126C) = 98, 9%, %( 11H) = 99, 98%, %( 79 35Br) = 50, 6% r La mole Le nombre de particules contenues dans le nombre d’Avogadro : NA = 6, 02.1023 mol−1. r L’unité de masse atomique 1 1u= × (masse atomique du 126C) 12 1 M( 126C) 1 12 = × = × (g) 12 NA 12 NA 1 1u = NA = 1, 66.10−27 Kg 6/9 r Abondance isotopique Indique le pourcentage massique d’un isotope dans un échantillon naturel. %( 126C) = 98, 9%, %( 11H) = 99, 98%, %( 79 35Br) = 50, 6% r La mole Le nombre de particules contenues dans le nombre d’Avogadro : NA = 6, 02.1023 mol−1. r L’unité de masse atomique 1 1u= × (masse atomique du 126C) 12 1 M( 126C) 1 12 = × = × (g) 12 NA 12 NA 1 1u = NA = 1, 66.10−27 Kg Exemples : me = 5, 5.10−4 u, mp ' 1 u, mn = 1 u 6/9 r La masse molaire d’un élément chimique ! 7/9 r La masse molaire d’un élément chimique X M= x i Mi ! 7/9 r La masse molaire d’un élément chimique X M= x i Mi xi : L’abondance naturelle isotopique. ! 7/9 r La masse molaire d’un élément chimique X M= x i Mi xi : L’abondance naturelle isotopique. Mi : La masse molaire de l’isotope i. ! 7/9 r La masse molaire d’un élément chimique X M= x i Mi xi : L’abondance naturelle isotopique. Mi : PLa masse molaire de l’isotope i. ! xi = 1 7/9 r La masse molaire d’un élément chimique X M= x i Mi xi : L’abondance naturelle isotopique. Mi : PLa masse molaire de l’isotope i. ! xi = 1 à Application 1 : 35 37 Le chlore possède deux isotopes : 17Cl et 17Cl. On donne : −1 x( 35 35 17Cl) = 75, 8% ; M( 17Cl) = 34, 97 g.mol −1 y ( 37 37 17Cl) = 24, 2% ; M( 17Cl) = 36, 97 g.mol Calculer la masse molaire de l’élément Cl. y M(Cl) = x 35 100.M( 17Cl) + 37 100.M( 17Cl) = 35, 45 g.mol−1 7/9 r La masse molaire d’un élément chimique X M= x i Mi xi : L’abondance naturelle isotopique. Mi : PLa masse molaire de l’isotope i. ! xi = 1 à Application 1 : 35 37 Le chlore possède deux isotopes : 17Cl et 17Cl. On donne : −1 x( 35 35 17Cl) = 75, 8% ; M( 17Cl) = 34, 97 g.mol −1 y ( 37 37 17Cl) = 24, 2% ; M( 17Cl) = 36, 97 g.mol Calculer la masse molaire de l’élément Cl. y M(Cl) = x 35 100.M( 17Cl) + 37 100.M( 17Cl) = 35, 45 g.mol−1 7/9 r La masse molaire d’un élément chimique X M= x i Mi xi : L’abondance naturelle isotopique. Mi : PLa masse molaire de l’isotope i. ! xi = 1 à Application 1 : 35 37 Le chlore possède deux isotopes : 17Cl et 17Cl. On donne : −1 x( 35 35 17Cl) = 75, 8% ; M( 17Cl) = 34, 97 g.mol −1 y ( 37 37 17Cl) = 24, 2% ; M( 17Cl) = 36, 97 g.mol Calculer la masse molaire de l’élément Cl. Réponse : y M(Cl) = x 35 100.M( 17Cl) + 37 100.M( 17Cl) = 35, 45 g.mol−1 7/9 r La masse molaire d’un élément chimique X M= x i Mi xi : L’abondance naturelle isotopique. Mi : PLa masse molaire de l’isotope i. ! xi = 1 à Application 1 : 35 37 Le chlore possède deux isotopes : 17Cl et 17Cl. On donne : −1 x( 35 35 17Cl) = 75, 8% ; M( 17Cl) = 34, 97 g.mol −1 y ( 37 37 17Cl) = 24, 2% ; M( 17Cl) = 36, 97 g.mol Calculer la masse molaire de l’élément Cl. Réponse : y M(Cl) = x 35 100.M( 17Cl) + 37 100.M( 17Cl) = 35, 45 g.mol−1 7/9 à Application 2 : La masse molaire atomique du carbone naturel est égale à 12, 011 g.mol−1. 12 13 Le carbone naturel est un mélange de deux isotopes 6C et 6C dont les −1 masses molaires atomiques sont respectivement : 12, 00 g.mol et 13, 00 g.mol−1. 12 13 Trouver l’abondance isotopique naturelle des isotopes 6C et 6C. x 12 y 13 M(C ) = 100.M( 6C) + 100.M( 6C) x + y = 100 x 12 (100−x) 13 M(C ) = 100.M( 6C) + 100.M( 6C) (13−12,011) x= (0,13−0.12) = 98, 9% ; y = 1, 1% 8/9 à Application 2 : La masse molaire atomique du carbone naturel est égale à 12, 011 g.mol−1. 12 13 Le carbone naturel est un mélange de deux isotopes 6C et 6C dont les −1 masses molaires atomiques sont respectivement : 12, 00 g.mol et 13, 00 g.mol−1. 12 13 Trouver l’abondance isotopique naturelle des isotopes 6C et 6C. x 12 y 13 M(C ) = 100.M( 6C) + 100.M( 6C) x + y = 100 x 12 (100−x) 13 M(C ) = 100.M( 6C) + 100.M( 6C) (13−12,011) x= (0,13−0.12) = 98, 9% ; y = 1, 1% 8/9 à Application 2 : La masse molaire atomique du carbone naturel est égale à 12, 011 g.mol−1. 12 13 Le carbone naturel est un mélange de deux isotopes 6C et 6C dont les −1 masses molaires atomiques sont respectivement : 12, 00 g.mol et 13, 00 g.mol−1. 12 13 Trouver l’abondance isotopique naturelle des isotopes 6C et 6C. Réponse : x 12 y 13 M(C ) = 100.M( 6C) + 100.M( 6C) x + y = 100 x 12 (100−x) 13 M(C ) = 100.M( 6C) + 100.M( 6C) (13−12,011) x= (0,13−0.12) = 98, 9% ; y = 1, 1% 8/9 à Application 2 : La masse molaire atomique du carbone naturel est égale à 12, 011 g.mol−1. 12 13 Le carbone naturel est un mélange de deux isotopes 6C et 6C dont les −1 masses molaires atomiques sont respectivement : 12, 00 g.mol et 13, 00 g.mol−1. 12 13 Trouver l’abondance isotopique naturelle des isotopes 6C et 6C. Réponse : x 12 y 13 M(C ) = 100.M( 6C) + 100.M( 6C) x + y = 100 x 12 (100−x) 13 M(C ) = 100.M( 6C) + 100.M( 6C) (13−12,011) x= (0,13−0.12) = 98, 9% ; y = 1, 1% 8/9 Vers la prochaine vidéo : L’énergie de l’atome d’hydrogène 9/9