Cours 1 PDF - Programme du S1 et S2

1  Programme du S1 I- ATOMISTIQUE CARACTÉRISTIQUES DE L’ATOME CORTEGE ELECTRONIQUE DES ATOMES CLASSIFACTION PERIODIQUE DES ÉLEMENTS II- LA LIAISON CHIMIQUE III- LES EFFETS ELECTRONIQUES IV- LA NOMENCLATURE DES MOLECULES ORGANIQUES...

1  Programme du S1 I- ATOMISTIQUE CARACTÉRISTIQUES DE L’ATOME CORTEGE ELECTRONIQUE DES ATOMES CLASSIFACTION PERIODIQUE DES ÉLEMENTS II- LA LIAISON CHIMIQUE III- LES EFFETS ELECTRONIQUES IV- LA NOMENCLATURE DES MOLECULES ORGANIQUES V- STEREOCHIMIE 2  Programme du S2 I- LA CINÉTIQUE DES RÉACTIONS CHIMIQUES II- LES ÉQUILIBRES CHIMIQUES III- LA THERMOCHIMIE IV- LES ÉQUILIBRES IONIQUES V- LA SOLUBILITÉ VI- LES RÉACTIONS D’OXYDO-REDUCTION 3  Chapitre 1 NOTIONS SUR LA STRUCTURE DE LA MATIERE 4 L ’ATOME Définition Atome : constituant essentiel de la matière d'un élément chimique. L’atome est la plus petite particule d’un élément qui puisse exister. Particules élémentaires éléctons (e-) Noyau Rayon : 10-14 m protons neutrons Nucléons Diamètre de l'atome : 2 10-10 m  Découverte de l’électron et du noyau Les électrons (1879-1909): Découverts suite aux expériences de Crookes (1879), de J.J. Thomson (1895) et de Mullikan (1909). Tubes cathodiques a décharge électrique 6 Le tube de Crooks est le 1er tube a décharge éléctrique, il contient 2 électrodes de metal et lorsqu’une forte tension éléctrique est appliquée il y a production d’une lueur fluorescente concentrée a l’extrémite du tube ce qui explique que les rayons émis par la cathode se déplacent en ligne droite et sont donc composés de particules. L’expérience de J.J.Thomson est le résultat de plusieurs expériences sur les rayons cathodiques, dans ce cas les rayons émis ont été deviés par la charge éléctrique ce qui prouve qu’ils sont chargés négativement. 7  Le noyau : découvert par Rutherford en 1911 Tous les physiciens ne savaient pas que les charges négatives pouvaient se séparer du rayon émis, Rhuterford développe l’idée par son expérience sur une feuille en or et propose la théorie que l’atome était composé d’un noyau chargé positivement autour duquel gravitent des particules minuscules négatives : les électrons 8 9  Les particules élémentaires Quelques propriétés physiques Particule Masse Charge électrique -27 -19 Proton p 1,6724 10 kg + 1,60219 10 C -27 Neutron n 1,6747 10 kg -31 Electron e- 9,110 10 kg -1,60219 10-19 C mp = mn = 1,67 10-27 kg. La masse de l’électron est approximativement 2000 fois plus faible que celle du proton ou du neutron (mp/me = 1833). 10  Représentation symbolique d’un nucléide Nombre de masse A Numéro atomique Z X NOYAU Z protons N neutrons = nombre de proton A = protons+neutrons = Z + N 11  Quelques exemples 12 P= Z= 6 Pour un atome neutre X : 6 C N= 12- 6= 6 nombre d’ e- = Z e- = 6 35 P= Z= 17 -m Cl - Pour un ion chargé négatif X 17 N= 35- 17= 18 nombre d’e- = Z+ m e- = 17+1=18 56 P= Z= 26 3+ Pour un ion chargé positif X+m 26 Fe N= 56- 26= 30 nombre d’e- = Z- m e- = 23 12 La Masse des atomes La masse d'un atome est la somme des masses de ses divers constituants. matome = Z mproton + N mneutron + Z mélectron ma = Z mp + N mn + Z me La masse des électrons est négligeable par rapport à celle des neutrons ou des protons mp  mn  1,67 10-27 kg ma  mp(Z + N)  1,67 10-24 A (g) 13 La mole : unité de quantité de matière La mole est définie comme étant le nombre d'atomes de carbone 12 (12C) contenu dans 12 g de carbone. ce nombre A est appelé nombre d'Avogadro et vaut environ 6,022 1023. Mole = 6,022 1023 La masse molaire atomique M =  A ma 14 L'unité de masse atomique (u.m.a) : Cette unité de masse adaptée à l'étude des objets microscopique est définie comme étant le douzième de la masse de l'atome de carbone. Une mole de carbone pesant par convention 12 g et correspondant à A atomes de carbone, un atome de carbone pèse donc 12 / A g et l'unité de masse atomique vaut donc 1 / A g. 1 u.m.a = 1/ A g = 1 / 6,022 1023  1,67 10-24 g  1,6710-27 kg 15  mp  mn  1,67 10-27 kg  1 u.m.a ma  mp * (Z + N)  1* A (u.m.a) = A* (1/ A) g M = A ma = A A* (1/ A) = A (g) La masse de l'atome exprimée en u.m.a ou sa masse molaire exprimée en g sont algébriquement égales à son nombre de masse A 16  Les isotopes Un élément chimique est caractérisé par le nombre Z de protons contenu dans son noyau, selon le nombre N de neutrons présents, il existe plusieurs isotopes de cet élément. 17 trois isotopes de l'élément Hydrogène Z =1 Z =1 Z =1 N=0 N=1 N=2 A=Z+N=1 A=Z+N=2 A=Z+N=3 1 3 Hydrogène 2 Deutérium H Tritium H « normal » H 1 1 1 des trois isotopes de l'élément Hélium Z =2 Z =2 N=1 Z =2 N=2 N=4 A=Z+N=3 A=Z+N=4 A=Z+N=6 3 4 6 18 He He He 2 2 2  L'abondance relative des différents isotopes On désigne par abondance naturelle le pourcentage en nombre d'atomes de chacun des isotopes présents dans un mélange naturel. le carbone présente deux isotopes stables naturels : appelés Carbone 12 et Carbone 13. Leurs abondances naturelles sont les suivantes : Nombre de Masse 12 13 Abondance 98,89 % 1,1% Masse moyenne de l'élément naturel se calcule par : M = S xi Mi S xi = 1 Ou bien M×100 = S xi Mi S xi = 100 xi désignant l'abondance naturelle de l'isotope i de masse molaire Mi. Soit dans l'exemple du Carbone : MC = 0,9889 * M(12C) + 0,011* (M13C) MC = 0,9889 * 12 + 0,011* 13 = 12,02 g mol-1 20