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HYPOTHESE ATOMIQUE

Elément, composés et mélanges

  La plupart des substances que l’on rencontre dans la nature sont des

mélanges

, dans lesquels les divers composants sont rassemblés sans qu’ils soient combinés chimiquement. L’air est un exemple de mélange qui nous est familier: il contient 78% d’azote, 21% d’oxygène et de faibles quantités d’argon, de vapeur d’eau et de dioxyde de carbone. 2

  Les millions de produits chimiques différents que nous connaissons aujourd’hui peuvent presque tous être scindés en des substance plus simples. Une substance purée qui peut être décomposée en éléments est appelée un

composé.

 3 Toute substance qui ne peut plus être scindée en des substances plus simples est appelée un

élément.

  4   Selon le modèle atomique de Dalton, les atomes des différents éléments peuvent s’associer entre eux dans un rapport déterminé. De telles associations d’atomes sont appelées « molécules ». Une

molécule

est une particule formée par un nombre déterminé d’atomes. Avec ce modèle, l’existence des différents types de corps purs s’explique facilement:

Corps simple

: élément.  Ex: O 2 , O 3 , N 2 …………………..

Corps composé:

élément. renferment des atomes de différents  sont constitués d’atomes d’un seul Ex: NaCl, CaCl 2 ……….

La loi théorie atomique de Dalton

 En 1808, John Dalton (1766-1844, chimiste et physicien anglais) proposa sa génial théorie atomique. Il peut s’énoncer de la façon suivante:     Chaque élément est constitué de particules non divisibles: les atomes. Les atomes d’un élément ont tous la même masse. Les atomes d’éléments différents se distinguent par leur masse. Les atomes ne peuvent être ni détruits, ni produits par des réactions chimiques. Lors des réactions chimiques, les atomes des éléments différents se lient dans un rapport déterminé. 5

Loi de la conservation de la masse

  Le chimiste français Antoine Lavoisier est considéré aujourd’hui comme le « père »de la chimie moderne. Il était le premier à introduire la balance dans ses travaux: il pesait les réactifs et produits avant et après les expériences réalisées. Il résumait ses découvertes en formulant la « loi de la conservation de la masse » en 1789: 6

Expérience

Pesons une fiole de type erlenmeyer contenant de l’acide chlorhydrique, un morceau de craie et un ballon. m = 83,47g Introduisons la craie dans la fiole et fermons rapidement l’ouverture avec le ballon. Une vive effervescence se produit dans la fiole. Un gaz incolore est dégagé, le ballon gonfle. A la fin de la réaction, déterminons la masse de l’ensemble : m = 83.47g

Exercise

Pour les situations décrites ci-dessous, indique les réactions à l’aide de la notation simplifiée, puis réponds aux questions posées : a. 7g de fer réagissent avec 4g de soufre pour former du sulfure de fer. Détermine la masse de sulfure de fer formée. b. Le magnésium réagit avec le dioxygène pour former de l’oxyde de magnésium. A partir de 3g de magnésium, on obtient 5g d’oxyde de magnésium. Détermine la masse de dioxygène qui a réagi. c. Lorsqu’on chauffe l’oxyde d’argent, il se décompose en argent et en dioxygène. En chauffant 7g d’oxyde d’argent, on obtient 6,5g d’argent. Détermine la masse de dioxygène libéré 8

La loi des proportion définies

  La quantité relative de chaque élément dans un composé donné est toujours la même, quelle que soit l’origine du composé ou la manière dont il a été préparé. Ex: L’eau contenait toujours 88,9% d’oxygène et 11,1% d’hydrogène. 9

   Ex. Supposons qu’on ait analysé 1,63g de sulfure de calcium et que le résultat indique que cet échantillon est constitué de 0.906 g de calcium et de 0.724 g de soufre. Il s’ensuit alors que les pourcentages massiques du calcium et du soufre sont, dans le sulfure de calcium: %𝐶𝑎 = %𝑆 = 𝑚 𝐶𝑎 𝑚 𝐶𝑎𝑆 𝑚 𝑆 𝑚 𝐶𝑎𝑆 × 100 = × 100 = 0,906𝑔 1,63𝑔 0,724𝑔 1,63𝑔 × 100 = 55,6 % × 100 = 44.4 % 10

Exercise

  Un échantillon de 5,65g d’un composé contenant du potassium, de l’azote et de l’oxygène a, à l’analyse élémentaire, donné les résultats suivants: 38,67% de potassium, 13,86% d’azote. Calculer le nombre de grammes de chaque élément dans cet échantillon. De la poudre de cuivre (1,28g) est chauffée en présence de soufre et on obtient 1,6 g d’un sulfure de cuivre. Calculer les pourcentages massiques du cuivre et de soufre dans se composé. 11

Loi des proportion multiples

Lorsque des même éléments se combinent en plusieurs proportions pour former composés différents, le rapport de la masse de chacun des constituants à la masse de l’un d’entre eux est un nombre entier simple. Ex: l’hydrogène et l’oxygène s’unissent en proportion différents pour former deux composés, l’eau et le peroxyde d’hydrogène. 12

Substance

Eau Peroxyde d’hydrogène Peroxyde d’hydrogène 𝐸𝑎𝑢

Hydrogène

1g 1 g 1𝑔 1𝑔 = 1

Oxygène

8g 16g 16𝑔 8𝑔 = 2 13

Mole

 Etant donné qu’un échantillon normal de matière contient un très grand nombre d’atomes, on a, pour les dénombrer, créé une unité de mesure, la mole. Une mole (abrégée mol) est le nombre égal au nombre d’atomes de carbone présents dans exactement 12g de 12 C pur.  Ce nombre est appelé

le nombre d’Avogradro N A =6,023.10

23 .

  14 Une mole de quelque chose est composée de

N A =6,023.10

23 unités de ce quelque chose.

Ex: une douzaine d’œufs contient douze œufs, une mole d’œufs contient

N A =6,023.10

23

œufs.

Masse atomique relative

 L'

unité de masse atomique unifiée

(symbole

u

ou

u.m.a

), appelée aussi dalton (Da) est une unité de mesure standard, utilisée pour mesurer la masse des atomes et des molécules. m u = 1 𝑁 𝐴 = 1 6,023×10 23 = 1,66 × 10 −24 𝑔 = 1,66 × 10 −27 𝑘𝑔 =1u Autre correspondance utile (en chimie) : 1 u = 1 g.mol

-1 15

Nous appellerons masses atomiques relatives, les masses des atomes exprimées avec l’unité de masse atomique pour unité de masse; elles sont mesurées par les mêmes nombres que les masses atomiques exprimées en grammes. 16

17 l’Union internationale de Chimie pure et appliquée à la Conférence de Montréal en 1961 ; il est défini de la façon suivante : L’élément de base est l’isotope 12 du carbone, plus léger des isotopes de cet élément ; sa masse atomique relative est par convention égale à 12 : le  12 C = 12 u La masse de l’atome de carbone 12 est de: m c = 12/

N

A = 1, 99.

10 -23

g

  Si la masse (Ar) d’où

m x

est la masse de particule et

m u

est constante unifié de masse atomique ou d’une particule, on peut calculer la masse atomique relative Ar = m x /m u = m x /1,66.

10 -24

= m x /1u 18

Exercise

  Ex1: Dans le tableau des éléments, on trouve que la masse d’un atome d’américium (Am) est de 243 u. Déterminer la masse de 6 atomes. Ex2: Calculez le nombre d’atomes et le nombre de moles d’atomes que contient un échantillon d’aluminium de 10 g. Sachant que la masse d’un atome aluminium est de 27 u. 19

• 

Masse molaire atomique:

 C'est la masse d'un atome ramenée à l'échelle molaire. Cette échelle est définie comme le douzième de la masse d'une mole de carbone-12 et est exprimée en g.mol

-1 .

EX: M ( 12 C) = 12,00000 g.mol

-1

Masse molaire moléculaire

C’est la somme des masses molaires atomiques des atomes constituants une molécule ou un ion. EX: M (H 2 O) = 2 M(H) + M(O) M (H 2 O) = 2*1,00794 + 15,9994 = 18,01528 g.mol

-1 20

Exercise

  Déterminez la masse en grammes des quantités suivantes:    A) 3.10

20 molécules N 2 B) 3.10

-3 mol de N 2 C) 1.5.10

2 mol de N 2 A combien de mole correspond chacun des échantillons suivants?    A) 150 g de Fe 2 O 3 B) 10 mg de NO 2 C) 1,5.10

16 molécules BF 3 21

22

STRUTURE DE L’ATOME

Un atome est formé d’un noyau et d’électron.

Noyau de l’atome:

protons et neutrons = nucléons

Proton:

noyau de l’atome hydrogène. Une charge électrique positive égale à la charge élémentaire.q

p = 1,6.

10 -19

C. Une masse très faible: m p = 1,6726485.

10 -27

kg ou 1,0074 u.m.a. 23

24

Neutron: q N = 0. m N = 1,674 954 3.

10 -27

kg ou m N = 1,0086 u.m.a. On note par Z, le nombre de protons dans le noyau d’un atome. Z est appelé numéro atomique.  Et A le nombre de nucléons dans le noyau d’un atome. A est appelé nombre de masse.  A= Z + N. Le nombre atomique Z d’un élément est indiqué en bas à gauche du symbole atomique dans le tableau périodique des éléments (T.P.E.). 25

      Atome: 𝐴 𝑍 𝑋 X: symbole de nucléide, d’élément ou d’atome A: nombre de masse ou nombre de nucléons Z: nombre de protons ou numéro atomique n e =Z Ion: 𝐴 𝑍 𝑋 𝑛  n: nombre de charge n e =Z - n n e : nombre d’électrons 26

Noyau: q noyau = Z.q

p + N.q

N = Z.(+

e

) + N.(0), d’où q noyau = +Z.

e

. m noyau = Z.m

p + N.m

N , comme m p ≈ m n , on a donc : m noyau = Z.m

p + N.m

N = m p .(Z + N) d’où m noyau = m p .A 27

Électrons dans atome: q e = -

e

= -1,602 189 2.10

Soit q e ≈ -1,6.10

-19 C. -19 m e = 0,910 053 4.10

-30 kg. m e = 5,49. 10 -4 u.m.a C, 28

Électrons dans atome: Comparons la masse de l’électron à la masse du proton : m p = 1,672 648 5.10

-27 kg m e = 0,910 953 4.10

celle de l’électron -30 kg Le proton a donc une masse 1836 fois plus grande que 29

La charge totale de l’atome est donc : q atome = +Z.

e

+ (-Z.

e

) = 0  La masse totale de l’atome est la somme des masses du noyau et des électrons : m atome = m noyau + n e .m

e = A.m

p + n e- .m

e = A.m

p + n e .m

p /1836 = m p .(A + n e /1836) = A.m

p 30

Exercise

 Le noyau d’un atome porte une charge électrique q noyau = 2,56.10

-18 C. Le nombre de nucléons A de cet atome est le double du nombre de protons Z. Données :     Charge élémentaire : e = 1,60.10

-19 C Masse du proton : m p = 1,673.10

-27 kg Masse du neutron : m n = 1,675.10

-27 kg Masse d’un électron : m e = 9,10.10

-31 kg a. Déterminer le numéro atomique Z de cet atome. b. Déterminer le nombre de masse A. c. Déterminer la masse du noyau. d. Donner la représentation symbolique de cet atome. 31

 L’alumimium est un métal 27 13 𝐴𝑙 de masse volumique ρ = 2,7 g/cm 1 cm 3 de ce métal? 3 . A quelle charge électrique correspondent les noyaux d’aluminium contenus dans 32

Isotope

 La plupart des éléments naturels sont des mélanges d’isotopes. A 1 = Z + N 1 , A 2 = Z + N 2 , Z = A 1 - N 1 = A 2 - N 2 33

La masse atomique de ces isotopes sont calculés par les formules suivantes : 𝐴𝑟 = 𝑚 𝑥 𝑚 𝑢 Où: 𝐴𝑟 𝑍 𝐴 𝑋 = 𝑖=1 𝐴𝑟( 𝑍 𝐴𝑖 𝑋 ) .

x( 𝑍 𝐴𝑖 𝑋 ) 100 % D’où x ( 𝑍 𝐴𝑖 𝑋 ) % est d’abondant d’isotope naturel en pourcentage (pourcentage en mol). 34

 Par exemple, L’hydrogène naturel (Z =1) est un mélange d’hydrogène léger ou protium , A =1 (donc N = 0) et d’hydrogène lourd ou deutérium , A = 2 (donc N = 1). Leurs abondances relatives sont 99,985% et 0,015% respectivement. On comprend que la masse atomique de l’hydrogène naturel ne diffère que très peu de celle de l’isotope léger, laquelle est voisine de 1. 35

P ROTIUM ( 1 H) D EUTÉRIUM ( 2 H)

36

P P N E M ASSE = 1 E P P ROTON M ASSE = 2 E E LECTRON N N EUTRON

 

Exercise

Le carbone naturel (Z = 6) est un mélange de carbone A = 12, N = 6 (98,9%) et de carbone A = 13, N = 7 (1,1%). Calculer la masse atomique de carbone. L’azote est composé de deux isotopes naturels, 15 renseignements, calculer le pourcentage de 15 14 N et N, dont les masses atomiques sont 14,0031u et 15,0001u respectivement. La masse atomique de l’azote est égale à 14,0067u. Grâce à ces N dans l’azote naturel. 37