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UAA1 - clarification conceptuelle
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Clarification conceptuelle à l’usage du professeur
Table des matières
1. Difficulté spécifique aux apprentissages en chimie
.....................................................................
2
2. Objets macroscopiques
...............................................................................................................
3
2.1. Corps purs et mélanges
......................................................................................................
3
2.2. Techniques de séparation
...................................................................................................
3
2.3. Solution, soluté, solvant
.......................................................................................................
7
2.4. Concentration massique
......................................................................................................
7
2.5. Incertitude absolue associée à une mesure
........................................................................
8
2.6. Notion d’élément
................................................................................................................
10
3. Objets microscopiques
..............................................................................................................
10
3.1. Molécules et atomes
..........................................................................................................
10
3.2. Caractéristiques de l’atome
...............................................................................................
11
3.3. Ecriture symbolique des atomes et des molécules
........................................................... 12
3.4. Les isotopes
.......................................................................................................................
12
4. Tableau périodique des éléments chimiques
............................................................................
14
4.1. Structure générale du tableau périodique des éléments
................................................... 15
4.2. Les corps métalliques et les corps non-métalliques dans le
tableau périodique .............. 16
4.3. Le tableau périodique et le modèle de Bohr
......................................................................
18
Références
.........................................................................................................................................
20
Annexe 1. Les modèles de l’atome
....................................................................................................
21
Annexe 2. La taille d’un
atome...........................................................................................................
29
Annexe 3. Les spectres d’absorption / d’émission des atomes
......................................................... 31
HGT - SCG
Chimie
UAA1
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1. Difficulté spécifique aux apprentissages en chimie
La chimie est la science de la matière et de ses
transformations. Le monde de la chimie englobe donc tous les
matériaux qui nous entourent – les cailloux que nous foulons, la
nourriture que nous mangeons, la chair dont nous sommes faits et le
silicium que nous introduisons dans les ordinateurs.
L’établissement de connexions entre les phénomènes que nous
observons autour de nous et les explications qu’en donne le
chimiste en termes d’atomes, de molécules et d’énergie est l’une
des difficultés rencontrées lors des apprentissages. La difficulté
est donc de développer l’aptitude à relier ce que nous voyons à ce
que nous pouvons imaginer sur la façon dont les choses se passent
au niveau microscopique.
Lors d’un exposé présenté au Congrès des sciences, en 2012,
Jeremy Dehon et Philippe Snauwaert (UNamur) ont clairement montré
l’existence, pour décrire un phénomène chimique, de 3 niveaux de
savoirs entre lesquels on demande à l’élève de naviguer. Souvent,
le professeur passe implicitement d’un niveau à l’autre et l’élève
ne sait pas alors à quel niveau il se situe.
Le schéma ci-dessous montre ces 3 niveaux de savoirs. Il
s’inspire librement du schéma proposé lors du Congrès des sciences
de 2012.
Il serait pertinent, pour chaque étape d’apprentissage,
d’expliciter, pour les élèves, le niveau dans lequel on se
situe.
Monde perceptible
Domaine concret des expériences
Niveau macroscopique
Transformation chimique
Mode de représentation : image, film, tableau, description
...
Monde construit
Domaine abstrait de la modélisation
Niveau microscopique
Réaction chimique faisant intervenir molécules, atomes, ions
…
Mode de représentation : écriture nominative de la réaction
chimique, icones …
Niveau symbolique
Equation chimique pondérée faisant intervenir des formules
chimiques
Mode de représentation : symboles (chimiques et
mathématiques)
Dans cette première UAA, les élèves observeront des objets, des
matériaux (niveau macroscopique). Ils décriront leurs
caractéristiques et leurs utilisations (C2). Ils feront appel à
leurs connaissances acquises au premier degré pour déterminer s’il
s’agit d’un mélange ou d’un corps pur. On peut réactiver ces
notions par une activité documentaire ou expérimentale (voir FA1).
Ils manipuleront des substances chimiques pour constituer un
mélange homogène lorsqu’ils prépareront une solution (A1). La
concentration massique de celle-ci la caractérise d’un point de vue
quantitatif.
Lorsqu’ils modélisent la matière, en représentant les entités
(molécules ou atomes) par des triangles par exemple, ils passent au
niveau microscopique (C1). S’ils écrivent la formule chimique de la
molécule ou le symbole de l’atome, ils sont dans le registre
symbolique (C3).
Enfin, ils illustreront la difficulté qu’ont eue les
scientifiques à passer du monde macroscopique au domaine abstrait
de la modélisation en parcourant l’histoire du modèle atomique.
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2. Objets macroscopiques
2.1. Corps purs et mélanges
La matière est ce qui compose tout corps, elle forme les êtres
vivants, les astres, l’atmosphère, les montagnes, les vêtements que
nous portons, les objets que nous touchons, …. La matière occupe de
l'espace et possède une masse. Ainsi, en physique, tout ce qui a
une masse est de la matière. En chimie, cette matière se classe en
plusieurs catégories selon sa composition. On la trouvera sous
forme de corps pur (une pépite d’or, un clou en fer, une craie en
carbonate de calcium, …) ou sous forme de mélange (les alliages
comme le bronze, la mayonnaise, un pot de peinture, …). Un corps
pur est constitué d’une seule substance chimique identifiée par sa
formule chimique.
Un mélange est un ensemble formé de deux ou plusieurs corps
purs, chacun des constituants conservant ses propriétés de
départ.
Scientifiquement, un mélange est dit homogène s’il possède les
mêmes propriétés en tout point. A ce niveau, on considèrera un
mélange comme homogène si ses constituants ne sont pas visibles à
l’œil nu (ou au microscope optique).
Scientifiquement, un mélange est dit hétérogène s’il ne possède
pas les mêmes propriétés en tout point. A ce niveau, on considèrera
un mélange comme hétérogène si ses constituants sont visibles à
l’œil nu (ou au microscope optique).
2.2. Techniques de séparation
2.2.1. Techniques de séparation des constituants d’un mélange
hétérogène
Il existe 3 méthodes de séparation des constituants d’un tel
mélange : la filtration, la décantation et la centrifugation.
a) La filtration
Versons dans un filtre en papier un mélange hétérogène composé
d’une phase liquide dans laquelle est dispersé un solide.
Le liquide qui traverse le filtre est appelé filtrat. Le filtrat
est limpide c’est-à-dire parfaitement transparent, c’est un mélange
homogène.
Un dépôt reste à l’intérieur du filtre.
Remarque
Afin d’accélérer et d’optimiser le processus, on peut filtrer
sous vide.
Corps pur
Corps pur simple Corps pur composé
Corps pur simple élémentaire
Corps pur simple moléculaire
Corps pur composé minéral
Corps pur composé organique
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http://ghostyd.free.fr/ressources1ereS/R%C3%A9visions/m%C3%A9lange%20corps%20pur.jpg
b) La décantation
Si on laisse reposer un mélange hétérogène, les particules
solides se déposent lentement au fond. En versant délicatement, on
peut alors séparer le liquide
des autres particules.
L’utilisation d’une ampoule à décanter permet de séparer deux
liquides non miscibles.
http://ghostyd.free.fr/ressources1ereS/R%C3%A9visions/m%C3%A9lange%20corps%20pur.jpg
Remarque
Afin d’optimiser le processus, on peut utiliser une autre
technique : La centrifugation.
La centrifugation est un procédé de séparation des composés d'un
mélange en fonction de leur différence de densité en les soumettant
à une force « centrifuge ». Le mélange à séparer peut être
constitué soit de deux phases liquides, soit de particules solides
en suspension dans un fluide. L'appareil utilisé est une machine
tournante à grande vitesse appelée centrifugeuse.
http://www.nordgenou.com/wordpress
2.2.2. Techniques de séparation des constituants d’un mélange
homogène
Il existe 2 méthodes de séparation des constituants d’un tel
mélange : la distillation et la chromatographie.
Par ailleurs, la distillation et la chromatographie permettent
de s’assurer que l’on a à faire avec un corps pur. En effet, si ces
opérations neconduisent pas à des constituants séparés, c’est bien
que la substance de départ était un corps pur.
a) La distillation
La distillation d’un jus de fruit homogène, de vin, d’eau salée,
… permet de séparer certains constituants du mélange homogène.
http://ghostyd.free.fr/ressources1ereS/R%C3%A9visions/m%C3%A9lange%20corps%20pur.jpghttp://www.nordgenou.com/wordpresshttps://www.google.be/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&ved=0ahUKEwjB_vSLw7rJAhWGTBQKHXPgB1QQjRwIBw&url=http://www.hellopro.fr/centrifugations-de-laboratoire-1001494-fr-1-feuille.html&bvm=bv.108194040,d.d24&psig=AFQjCNHo7iOsmQC5DngykRdBb4Bv-d10Hg&ust=1449054553565527https://www.google.be/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&ved=0ahUKEwiHze-xw7rJAhWKtxQKHcoaAkUQjRwIBw&url=http://www.nordgenou.com/wordpress/tendinopathie-et-tendinites/tendinites/&bvm=bv.108194040,d.d24&psig=AFQjCNHo7iOsmQC5DngykRdBb4Bv-d10Hg&ust=1449054553565527
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Il existe deux types de distillation :
- la distillation simple
http://tpebdmw.e-monsite.com/pages/ii-les-atouts-et-les-limites/la-distillation.html
La distillation est un procédé de séparation de mélanges de
substances liquides dont les températures d'ébullition sont
différentes. Sous l'effet de la chaleur ou d'une faible pression,
les substances se vaporisent successivement, et la vapeur obtenue
est liquéfiée pour donner le distillat.
Le procédé utilise la différence de volatilité1 des constituants
afin de les séparer : le composé le plus volatil se vaporisera plus
facilement et composera la majeure partie des vapeurs. Il est ainsi
possible de créer une phase gazeuse ayant une composition
différente du mélange initial. Par condensation de ces vapeurs, un
liquide appelé distillat peut être récupéré avec une concentration
élevée du composé le plus volatil.
Le distillat n'est pas un produit pur : il contient une certaine
proportion des autres composés du mélange initial. Il faut dès lors
répéter l'opération de vaporisation-condensation avec le distillat
afin de concentrer davantage le composé le plus volatil. Pour ne
pas répéter l'opération, et séparer proprement les composants du
mélange en une seule passe, on utilise une colonne de distillation
et ce procédé se nomme distillation fractionnée ou
rectification.
1 La volatilité d’une substance est sa capacité à se vaporiser :
ce changement d’état a lieu, pour chaque substance, à une
température spécifique.
http://tpebdmw.e-monsite.com/pages/ii-les-atouts-et-les-limites/la-distillation.htmlhttps://www.google.be/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&ved=0ahUKEwi-jOrexbrJAhXB7xQKHYppDmcQjRwIBw&url=http://tpebdmw.e-monsite.com/pages/ii-les-atouts-et-les-limites/la-distillation.html&bvm=bv.108194040,d.d24&psig=AFQjCNFnamjbvSpdK_1ZY9EzT9Ckih_efg&ust=1449055265594373
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- la distillation fractionnée
http://tpe2012leparfum.e-monsite.com/pages/experience-de-distillation-fractionnee.html
La distillation est une technique très ancienne qui se
pratiquait dans des alambics. On l’utilise pour obtenir de l’eau de
vie à partir du vin, pour obtenir des huiles essentielles, pour
raffiner le pétrole, pour dessaler l’eau de mer, …
b) La chromatographie
Une chromatographie permet la séparation (chromatographie
préparative) et/ou l’identification d’espèces chimiques
(chromatographie analytique).
Ce terme « chromatographie » provient de la méthode originale de
séparation mise au point en 1906 par un botaniste russe, Mikhail
Tswett. Cette méthode lui a permis de séparer une solution de
chlorophylle en diverses bandes colorées (chroma signifie couleur,
en grec).
Le principe de cette méthode est le suivant : un mélange
homogène est entraîné par une substance liquide ou gazeuse (dite
phase mobile ou éluant) à travers une substance (dit phase
stationnaire ou phase fixe). La phase stationnaire, fixée soit sur
la surface intérieure d'une colonne soit sur une surface plane,
retient plus ou moins fortement les constituants du mélange.
Les différents composants de l'échantillon ont généralement une
vitesse caractéristique qui permet de les séparer, voire de les
identifier. Cette vitesse de séparation est fortement dépendante de
la nature de la phase mobile et de la phase stationnaire.
Souvent, l'échantillon est analysé par comparaison avec des
substances déjà connues dans l'échantillon ou par comparaison avec
les résultats de l'analyse d'une solution-étalon (solution
commerciale contenant des substances connues, à des concentrations
bien connues). Ces substances servent de références et permettent
d'identifier ou de doser chaque espèce par comparaison des vitesses
de séparation (et éventuellement d'autres renseignements donnés par
la détection).
Il existe différents types de chromatographie
Dans le cadre de ce cours de 3e année, on parlera de la
chromatographie sur couche mince (CCM, en anglais TLC pour Thin
layer chromatography). C’est une technique de chromatographie
réalisée sur un support plat dont la phase mobile est liquide.
http://tpe2012leparfum.e-monsite.com/pages/experience-de-distillation-fractionnee.htmlhttps://www.google.be/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&ved=0ahUKEwiV3Iq5yLrJAhVFwxQKHZG8CxgQjRwIBw&url=http://tpe2012leparfum.e-monsite.com/pages/experience-de-distillation-fractionnee.html&psig=AFQjCNEM0PPmZ0f6o5PGg6EjohULxjwb_A&ust=1449055998512998
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La chromatographie sur couche mince comprend :
• une phase stationnaire, c’est une couche mince de matériel
absorbant (usuellement du gel de silice, de l'oxyde d'aluminium ou
de la cellulose) ;
• une phase mobile, c’est un solvant ou un mélange de solvants
qui va entraîner les composés et les séparer le long de la phase
stationnaire ;
• une plaque de CCM est un support en verre, en aluminium ou en
plastique sur lequel a été étalée une phase stationnaire en couche
uniforme.
Les différents constituants, séparés par la CCM, sont détectés
par diverses méthodes : soit ils sont colorés et sont visibles
comme tels, soit ils sont fluorescents
et sont révélés par une lampe UV, soit encore ils peuvent être
révélés par la vaporisation sur la CCM d’un colorant adéquat qui
s’adsorbe sur les molécules. Chaque méthode est propre à la
composition des constituants.
http://www.snv.jussieu.fr/bmedia/Photosynthese/exp22.html
2.3. Solution, soluté, solvant
Une solution est le mélange homogène obtenu par dissolution
d’une substance2, appelée soluté dans une autre, appelée solvant.
Généralement, le solvant utilisé est l’eau : on parle alors de
solution aqueuse.
Le soluté est la substance qui se dissout.
Le solvant est la substance qui dissout.
2.4. Concentration massique
La concentration massique d’une solution est la masse m de
soluté dissoute dans un volume V de solution. Cette grandeur
physique, notée γ, est une grandeur caractéristique d’une solution
donnée : si l’on verse un peu de cette solution dans deux
récipients différents, la concentration massique de la solution
n’aura pas varié.
γ = m/V
Unité généralement utilisée en chimie : g/L (unité SI :
kg/m3)
Pour faire varier la concentration massique d’une solution, il y
a trois possibilités :
• par dissolution : augmenter la masse de soluté (on considère
généralement que, dans ce cas, le volume de la solution ne varie
pas) et la concentration massique de la solution augmente;
par dilution : augmenter le volume de solvant (d’eau) et la
concentration massique de la solution diminue.
par évaporation : diminuer la quantité de solvant et la
concentration massique augmente.
Exemples de solutions aqueuses utilisées dans la vie quotidienne
:
L’eau minérale, l’esprit de sel, l’eau de Javel, …
2 On peut considérer les termes « corps pur » et « substance »
comme synonymes. Le terme « produit chimique » est à éviter en
raison de l’ambiguïté lorsque l’on parlera de réaction chimique et
que l’on identifiera des substances comme réactifs et d’autres
comme produits.
http://www.snv.jussieu.fr/bmedia/Photosynthese/exp22.htmlhttps://www.google.be/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&ved=0ahUKEwiq2KKhzLrJAhXJbRQKHaySApAQjRwIBw&url=http://www.snv.jussieu.fr/bmedia/Photosynthese/exp22.html&psig=AFQjCNEJ0s8GYxpD6HhEpQTuSWH6t4guxQ&ust=1449056942164206
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La valeur de la concentration s’exprime dans des unités
différentes en fonction du soluté. On parlera de degré alcoolique
pour les boissons alcoolisées, de titre pondéral pour l’esprit de
sel, de degré chlorométrique pour l’eau de javel, … Ces différentes
façons de quantifier les caractéristiques d’une solution seront
vues dans les années suivantes en fonction des notions auxquelles
elles se rapportent.
2.5. Erreurs associées à une mesure3
Comment diminuer les incertitudes sur le résultat d’une mesure
?
Par exemple, en choisissant du matériel de qualité, bien
étalonné, adapté à la mesure. En respectant les consignes
d’utilisation du matériel, en effectuant les mesures avec soin.
L’impact des erreurs accidentelles est atténué en effectuant
plusieurs fois la mesure.
La précision de la mesure dépendra du matériel utilisé.
Quelle verrerie pour quoi faire? (la verrerie de précision)
Un certain nombre d’ustensiles de verrerie de précision
permettent de prélever, préparer ou délivrer un volume précis de
liquide.
• la fiole jaugée: elle est utilisée pour préparer un volume
précis de solution, par dissolution d’un solide ou par dilution. Le
volume d’une fiole est fixé. Celui-ci est indiqué par un trait
gravé sur la fiole que l’on appelle « trait de jauge ». Il existe
une large gamme de volumes, du mL à plusieurs litres. Le volume de
la fiole est indiqué dessus, ainsi que la précision associée (en
mL). Il existe des fioles jaugées de catégorie A et B, les fioles
de catégorie A étant plus précises que celles de catégorie B.
Pour compléter le volume de solvant, attention à bien placer son
œil face au trait de jauge (pour éviter toute erreur de parallaxe),
et à ajouter le solvant jusqu’à ce que le bas du ménisque soit au
niveau du trait. Il existe différents types de fioles, « In » (le
volume garanti est le volume contenu dans la fiole) et « Out » (le
volume garanti est le volume délivré par la fiole). Les fioles
jaugées couramment utilisées sont « In » car le volume garanti est
le volume contenu dans la fiole: lorsqu’on complète au trait de
jauge, on a le volume indiqué dans la fiole; mais si l’on
transvase, quelques gouttes restent dans la fiole et le volume
sortant est ainsi plus faible. Si on souhaite réaliser un dosage de
l’ensemble du contenu de la fiole, il est ainsi important de rincer
à l’eau distillée et d’ajouter cette eau de rinçage au liquide à
doser.
3 Voir notre document complet consacré aux erreurs de mesure :
http://enseignement.catholique.be/fesec/secteurs/sciences/?p=6021
http://lewebpedagogique.com/sciencesnomades/2009/03/11/quelle-verrerie-pour-quoi-faire-verrerie-de-precision/http://enseignement.catholique.be/fesec/secteurs/sciences/?p=6021http://lewebpedagogique.com/sciencesnomades/files/2009/03/fiole_jaugee21.jpg
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• la pipette graduée: une pipette graduée permet de prélever un
volume variable de solution. Les graduations permettent de prélever
tout volume compris entre 0 mL et le volume correspondant à la
graduation maximum. Elle s’utilise à l’aide d’une propipette ou
poire à pipeter.
Les pipettes graduées sont de classe A ou B, la classe ainsi que
la précision (en mL) sont indiquées sur la pipette.
Lors du prélèvement, il faut placer l’œil au niveau de la
graduation à atteindre et ajuster le bas du ménisque à la
graduation (voir schéma ci-dessus).
Lorsque l’on délivre le volume, il est important de placer
l’orifice de la pipette au contact du récipient (souvent un bécher
ou un erlenmeyer), pour éviter qu’une goutte ne reste « suspendue »
à la pipette. En procédant de la sorte, même en la vidant au
maximum, il reste un peu de liquide dans la pipette: pas de souci,
ce volume est prévu, c’est donc normal! Il existe des pipettes « In
» et « Out ». La plupart des pipettes sont « Out », le volume
sortant est égal au volume indiqué par la graduation au cours du
prélèvement.
• la burette graduée: c’est un tube gradué équipé d’un robinet.
Elle sert à délivrer un volume impossible à déterminer par avance,
inférieur à la capacité maximale de la burette (qui varie de 5 mL à
100mL).
La lecture des volumes se fait comme précédemment, toujours avec
le bas du ménisque au niveau de la graduation. Comment utiliser la
burette ?
Avant utilisation, on la rince avec le liquide qui la remplira.
On remplit alors la burette. Si une bulle d’air est coincée en bas
de la burette, actionner rapidement le robinet pour l’évacuer.
Après cette vérification, ajuster au zéro (graduation la plus
haute).
Pour verser le liquide, on actionne le robinet en le fermant de
temps à autre pour laisser le temps au liquide de descendre le long
des parois de la burette. Pour une utilisation plus précise, une
manipulation soigneuse permet de verser au goutte à goutte jusqu’au
volume voulu. Le volume versé peut alors être lu directement, la
burette étant graduée par volumes croissants de haut en bas.
Incertitudes absolues sur les pipettes et les jaugés Elles
dépendent du volume et de la classe de la pipette ou du jaugé
utilisé et sont généralement indiquées sur la verrerie. Quelques
exemples sont donnés dans le tableau ci-dessous.
http://lewebpedagogique.com/sciencesnomades/files/2009/03/pipette_graduee1.jpghttp://lewebpedagogique.com/sciencesnomades/files/2009/03/burette1.jpg
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2.6. Notion d’élément
La notion d’élément renvoie au niveau macroscopique et au niveau
microscopique.
Un élément est une collection d’entités qui ont toutes le même
nombre de protons.
• Au niveau macroscopique, c’est une substance chimique pure
composée d’atomes ayant le même nombre de protons dans le noyau
atomique.
• Au niveau microscopique, c’est une sorte d’atome : tous les
atomes qui ont le même nombre de protons au sein du noyau atomique
sont le même élément. C’est dans ce sens que les chimistes parlent
du tableau périodique des éléments.
3. Objets microscopiques
3.1. Molécules et atomes
Une molécule est l’espèce chimique que l’on obtient à la limite
de partage d’une substance. Une molécule a des propriétés propres
(par exemple liées à sa forme ou à sa composition).
Une molécule a généralement une dimension ultra petite, de
l’ordre de 10-9 m : il faut toujours se rappeler que, dans 18 g
d’eau, il y a environ 6.1023 molécules d’eau !
Dans le cadre du cours de chimie en troisième année, une
molécule se définit comme un assemblage électriquement neutre
d’atomes maintenus ensemble par une force que les chimistes
appellent liaison chimique.
Dans les manuels, on trouve d’autres définitions de la molécule
:
- corpuscule obtenu à la limite de partage d’un corps -
association d’atomes - la plus petite entité d’une substance
possédant des propriétés qui seront responsables des
caractéristiques de cette substance
L'assemblage d'atomes constituant une molécule n'est pas
définitif, il est susceptible de subir des modifications,
c’est-à-dire de se transformer en une ou plusieurs autres molécules
; une telle transformation est appelée réaction chimique. En
revanche, les atomes qui la constituent sont beaucoup plus stables,
ils se conservent durant une réaction chimique car la
transformation d'atomes, appelée transmutation, nécessite des
apports d'énergie beaucoup plus importants faisant l'objet des
réactions nucléaires.
Un corps pur est une matière formée soit de molécules
identiques, soit d’atomes identiques, un mélange est une matière
formée de deux ou plusieurs substances solides, liquides ou
gazeuses distinctes (qui n’interagissent pas chimiquement). Les
éléments mélangés peuvent être séparés par l’action d’un procédé
physique (filtration, décantation ou centrifugation, distillation,
chromatographie).
Un corps pur simple est un corps pur dont les espèces
constituantes sont composées d’un seul type d’atome. Il peut être
:
- élémentaire, c’est-à-dire que ses atomes ne forment pas de
molécules (exemple : le fer, Fe)
- moléculaire (exemple : le dihydrogène, H2).
Un corps pur composé est un corps pur dont les molécules
constituantes sont composées de deux ou plusieurs types d’atomes.
Généralement, on classe les corps purs composés en corps minéraux
(eau, acides, bases ou hydroxydes, oxydes et sels) et en corps
organiques.
Un atome est l’espèce chimique composant la molécule. Bien
entendu, un atome est encore plus petit qu’une molécule : sa
dimension est de l’ordre de l’Å (angström), soit 10-10 m.
Depuis quelques années, il est possible de mesurer la taille
d’un atome, ou de compter leur nombre dans un échantillon grâce à
la microscopie à effet tunnel (voir annexe 2).
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UAA1 - clarification conceptuelle
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Depuis très longtemps, l’être humain tente de savoir de quoi est
constituée la matière. Ce qui l’a conduit à chercher de quoi est
constitué un atome. Les scientifiques ont alors élaboré des
modèles4 de l’atome qui ont beaucoup évolué en fonction du contexte
historique et des développements technologiques (voir annexe
1).
Dans le tableau périodique des éléments, sont répertoriés les
atomes existant dans l’Univers. Cependant, certains ont une durée
de vie très limitée. Celle-ci dépend des conditions dans lesquelles
se trouvent les atomes. Ainsi, sur Terre, beaucoup ne sont pas
stables et ils ont réagi avec l’eau ou le dioxygène par
exemple.
Un ion est un atome qui a gagné ou perdu un ou des électron(s).
Dans le cas d’un gain d’électrons, l’ion est négatif, c’est un
anion. Dans le cas d’une perte d’électrons, l’ion est positif,
c’est un cation.
3.2. Caractéristiques de l’atome
Chaque atome, entité électriquement neutre, est caractérisé par
:
un nombre atomique, noté Z, qui correspond au nombre de protons
de son noyau (c’est aussi le numéro d’ordre de l’atome dans le
tableau périodique) ;
une masse atomique relative, notée Ar, qui est le rapport entre
la masse de cet atome et la masse d’un autre atome (à ce niveau, on
citera l’atome d’hydrogène), choisie comme référence5. C’est le
rapport de deux grandeurs (deux masses) de même unité : c’est donc
un nombre qui n’a pas d’unité ;
http://rihetperez.free.fr/dmenu3.html
Comme l’atome est une entité électriquement neutre, le nombre
d’électrons est égal à celui des protons (Z).
Fiche d’identité des particules de l’atome
Situation Nom Symbole Masse Charge électrique
noyau
proton
p+
≈ 10-27 kg = 1 U.M.A.
+ 1,6.10-19 C
noyau
neutron
no
≈ 10-27 kg = 1 U.M.A
0 C
nuage électronique
électron
e-
≈ 10-30 kg = 0 U.M.A
- 1,6.10-19 C
4 Un modèle est une représentation simplifiée d’un objet, d’un
phénomène ou d’un processus. En fonction de l’objectif poursuivi,
le scientifique décide quelles caractéristiques il va négliger pour
construire son modèle. Un modèle peut être descriptif, explicatif
ou prédictif.
5 A ce niveau, la masse atomique relative est souvent arrondie à
l’unité : on désigne alors cette grandeur comme étant le nombre de
masse A, qui est en fait la somme du nombre de protons et de
neutrons du noyau.
http://rihetperez.free.fr/dmenu3.htmlhttps://www.google.be/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&ved=0CAcQjRxqFQoTCPH824C34sgCFcdaGgodPY4JpA&url=http://rihetperez.free.fr/dmenu3.html&psig=AFQjCNGqQywgW5OhktdkpY92jtYeUlj9Tw&ust=1446027640261077
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UAA1 - clarification conceptuelle
12
Les électrons ont une masse négligeable par rapport aux protons
et aux neutrons (qui, eux, ont une masse quasi-identique). La masse
de l’atome est donc celle du noyau composé de protons (Z) et de
neutrons (dont le nombre dépend de l’isotope6). Si on arrondit la
masse atomique relative donnée dans le tableau périodique, on
obtient la masse relative de l’isotope le plus abondant (et donc le
plus stable). Pour connaître le nombre de neutrons dans le noyau de
cet isotope, on fait la différence :
Ar – Z.
une valence (voir UAA2), qui correspond au nombre d’atomes
d’hydrogène auquel cet atome peut se lier (on désigne la valence
par un chiffre romain);
une électronégativité, notée ε, qui correspond à la capacité de
cet atome d’attirer des électrons. L’électronégativité est un
nombre compris entre 0 et 4 (valeur donnée à l’atome le plus
électronégatif, le fluor).
Plus le chiffre est grand et plus l'élément attire les
électrons. Les éléments qui attirent les électrons sont des
éléments électronégatifs. Ce sont les non métaux.
Plus le chiffre est petit et moins l'élément "aime" les
électrons. Les éléments qui ont tendance à perdre leurs électrons
sont des éléments électropositifs. Ce sont les métaux.
3.3. Ecriture symbolique des atomes et des molécules
Les atomes sont désignés par une lettre majuscule (C pour le
carbone, par exemple) ou par une lettre majuscule suivie d’une
minuscule (Ca, pour le calcium par exemple).
Les molécules, étant constituées d’atomes, sont désignées par la
suite des symboles des atomes dont elles sont constituées. Les
atomes sont généralement placés dans l’ordre des électronégativités
croissantes7.
• Quand une molécule contient plusieurs atomes identiques, le
nombre de ces atomes est désigné par un indice : par exemple, la
molécule de CaCl2 contient 1 atome de calcium et 2 atomes de
chlore.
• Quand une molécule contient plusieurs fois un groupement
d’atomes identiques, ce groupement est placé entre parenthèses
auxquelles on ajoute un indice pour désigner le nombre de
groupements : par exemple, la molécule Ca3(PO4)2 contient 3 atomes
de calcium et 2 groupements phosphate.
• Quand on souhaite mentionner plusieurs molécules, leur nombre
est désigné par un coefficient, placé devant le symbole de la
molécule : par exemple 2 KOH désigne 2 molécules de KOH.
Les ions sont porteurs d’une charge électrique. Celle-ci est
désignée par un exposant placé en haut à droite du symbole de
l’atome dont est issu l’ion : par exemple, l’ion Mg2+ est l’ion
magnésium porteur d’une double charge électrique positive8.
Remarque
Il peut arriver que l’on souhaite indiquer, pour un atome
déterminé, son nombre atomique Z et son nombre de masse A. Ceux-ci
seront placés avant le symbole de l’atome, respectivement en
exposant et en indice : par exemple 612C désigne l’atome de carbone
de nombre atomique égal à 6 et de nombre de masse égal à 12. A
noter, que lorsqu’on parle d’isotope, la convention d’écriture est
inverse (par exemple, les isotopes 12C et 14C).
3.4. Les isotopes
L’étymologie du mot vient du grec et signifie « même lieu ».
Les isotopes d’un élément sont les atomes qui possèdent le même
nombre de protons mais dont le nombre de neutrons varie. Leur masse
est donc différente. Ils occupent la même case dans le tableau
périodique. Dans ce tableau, la masse atomique relative correspond
à la moyenne pondérée en fonction
6 Des isotopes sont des atomes d’un même élément (même nombre de
protons) mais qui diffèrent par le nombre de neutrons dans le noyau
et donc par leur masse.
7 Il existe quelques exceptions comme NH3 ou OH-
8 A noter cette notation particulière : + ou – pour une charge
électrique simple, 2+ ou 3- pour une charge électrique
multiple.
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UAA1 - clarification conceptuelle
13
de l’abondance de tous les isotopes de l'élément. Les propriétés
chimiques des isotopes d’un même élément sont identiques puisqu’ils
contiennent tous le même nombre de protons et d’électrons.
Exemples
L’élément hydrogène se répartit entre 3 isotopes. L’1H, isotope
le plus abondant, 2H, l'autre isotope stable de l'hydrogène, connu
sous le nom de deutérium possède un noyau constitué d'un proton et
d'un neutron. L'abondance atomique sur Terre du deutérium est
comprise entre 0,0026 et 0,0184 %, le nombre le plus bas
correspondant au nombre trouvé dans le dihydrogène gazeux, le plus
élevé dans un environnement enrichi (0,015 % ou 150 ppm) comme
l'eau de mer.
Le deutérium n'est pas radioactif et ne représente pas un danger
significatif en termes de toxicité. L'eau enrichie en molécules
contenant du deutérium à la place d'atomes « normaux » d'hydrogène
est appelée eau lourde. Le deutérium et ses composés sont utilisés
comme marqueurs non radioactifs dans des expériences de chimie et
comme solvants pour la spectroscopie RMN du proton. L'eau lourde
est, elle, utilisée comme modérateur de neutrons et liquide de
refroidissement dans les réacteurs nucléaires. Le deutérium est
aussi un possible combustible dans le cadre de la fusion nucléaire.
3H, connu sous le nom de tritium, possède un noyau constitué d'un
proton et de deux neutrons. C'est un élément radioactif qui se
désintègre en hélium 3 par désintégration β- avec une demi-vie de
12,32 ans. De petites quantités de tritium sont naturellement
présentes à cause de l'interaction entre les rayons cosmiques et
les gaz atmosphériques.
https://www.lachimie.net/index.php?page=25#.Wb-OnLpuKAg ,
consulté le 18 septembre 2017
Les isotopes du carbone. Il existe 3 isotopes pour le carbone :
12C, 13C, 14C, respectivement avec un noyau composé de 6 neutrons,
7 neutrons et 8 neutrons.
https://www.lachimie.net/index.php?page=25#.Wb-OnLpuKAg,
consulté le 18septembre 2017
Un des isotopes du carbone est particulièrement célèbre ! Il
s’agit du carbone "14". Il s'agit d'un isotope du carbone dont le
noyau est composé de 14 nucléons : 6 protons et 8 neutrons. Cet
isotope du carbone n'est pas stable dans le temps. Il est
radioactif. C'est à dire qu'il se désintègre petit à petit en
émettant des radiations. Mais il a les mêmes propriétés chimiques
que le carbone 12 (l'isotope le plus courant du carbone), même s'il
est un peu plus lourd. Donc le carbone 14 peut entrer dans la
composition de n'importe quel être vivant.
https://www.lachimie.net/index.php?page=25#.Wb-OnLpuKAghttps://www.lachimie.net/index.php?page=25#.Wb-OnLpuKAg
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UAA1 - clarification conceptuelle
14
Les scientifiques ont déterminé un temps de demi-vie (appelé la
période radioactive) pour le carbone 14. C'est le temps que met une
masse de carbone 14 pour être désintégrée en azote et réduite de
moitié. Le temps de demi-vie du 14C est de 5580 ans avec une marge
d'erreur de +/- 30 ans, donc si l'on stocke 60 g de cet isotope
radioactif, après 5580 ans, il n'en restera plus que 30 g, le reste
s'étant désintégré en atomes d'azote et en électrons. Le carbone et
ses différents isotopes sont naturellement présents dans
l'atmosphère et sont captés par les organismes qui les stockent
durant toute leur vie. Une fois l'organisme mort, les quantités de
carbone accumulées ne sont plus renouvelées et l'isotope 14 du
carbone se désintègre sans être remplacé.
En mesurant le rapport 14C/Ctotal d'un échantillon (Ctotal = 12C
+ 13C + 14C), on peut déterminer l'âge de celui-ci. Ainsi, un
rapport de 1% correspond à environ 80 ans.
Quelques limites à la datation au carbone 14.
• On ne peut dater que des objets ou échantillons contenant du
carbone.
• Après 8 périodes radioactives (8 temps de demi-vie), le taux
de 14C n'est plus que de 0,4% du nombre de 14C de départ, on ne
peut donc dater des objets que de maximum 46 000 ans.
• La mesure se base sur le rapport 14C/Ctotal des échantillons,
Or, on ne peut être sûr que la concentration de 14C ait été stable
dans l'atmosphère sur plusieurs siècles. On se base dans la méthode
de datation sur un rapport déterminé pour le XVIIIe siècle.
Exemple de datation au carbone 14.
• Datation des objets retrouvés dans les grottes de Lascaux
(hommes préhistoriques)
• Datation d'objets provenant de tombeaux égyptiens
• Datation de documents papiers (le papier est réalisé à partir
de végétaux)
Cette méthode de datation a été développée en 1948 par Libby
Frank Wilard afin de dater des objets en bois issus d'un tombeau
égyptien. Ses travaux sur le 14C lui ont valu le prix Nobel en
chimie.
4. Tableau périodique des éléments chimiques
Dès le début du 19e siècle, la nécessité de pouvoir classer les
éléments chimiques apparait car ceux-ci deviennent de plus en plus
nombreux. La découverte de nouvelles substances et de nouveaux
éléments pousse les scientifiques à essayer de les regrouper.
Les chimistes arrivent à mettre en évidence que toutes les
substances contiennent un nombre restreint d'éléments chimiques,
qui servent de briques de constructions pour élaborer ces
substances.
Julius Lothar Meyer (1830 – 1895) est l'un des premiers à
proposer un système de classification en 1864. Il a classé les
éléments en les regroupant selon le nombre maximum de liaison que
chaque élément peut réaliser.
Dimitri Mendeleïv (1834 – 1907) tenta de classer les éléments
selon certaines de leurs propriétés physiques. Il a observé que les
propriétés réapparaissaient de façon périodique lorsqu'il classait
les éléments par masse croissante. A chaque retour d'une propriété,
Mendeleïev indiquait celui-ci dans une autre ligne d'un
tableau.
La première version du tableau périodique qu'il proposa
comportait 5 colonnes et 18 lignes (son tableau était vertical par
rapport à la version moderne). Son génie fut de laisser des cases
vides dans son tableau lorsqu'un élément ne présentait pas les
propriétés attendues. Il prédit ainsi l'existence d'éléments alors
inconnus ayant des propriétés semblables aux autres de leur
groupe.
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UAA1 - clarification conceptuelle
15
En 1913, la classification des éléments évolua pour la dernière
fois. On s'aperçut que si l'on tient compte des propriétés
chimiques des éléments naturels, les éléments ne doivent pas être
classés selon leurs masses atomiques mais selon leurs numéros
atomiques (nombre de protons de l'élément). C'est donc le nombre de
protons qui détermine la nature de l'élément et une partie de ses
propriétés.
Source de l’illustration :
http://www.takween.com/molecules-organiques-minerales.html (page
consultée le 02/11/2015)
4.1. Structure générale du tableau périodique des éléments
Ce tableau est composé de 18 colonnes numérotées de 1 à 18. (Un
ancien système de notation est encore d'usage utilisant les
chiffres romains et les lettres a et b). Chaque colonne correspond
à une famille d'éléments présentés dans des cases. Un nom est
attribué à certains groupes (famille). Les éléments d'une même
colonne ont tendance à avoir le même type de comportement (de
réactivité).
o groupe 1 (Ia) : Alcalins
o groupe 2 (IIa) : Alcalino-terreux
o groupe 13 (IIIa) : Terreux
o groupe 14 (IVa) : Carbonides
o groupe 15 (Va) : Azotides
o groupe 16 (VIa) : Sulfurides
o groupe 17 (VIIa) : Halogènes
o groupe 18 (VIIIa ou 0) : Gaz rares (ou Gaz nobles ou Gaz
inertes)
Le tableau se compose horizontalement de 7 lignes. Elles sont
appelées périodes et correspondent aux différentes couches
électroniques présentées dans le modèle atomique de Bohr. Les
périodes n'ont pas de nom spécifique, mise à part une portion de la
période 6 (éléments 57 à 71) qui porte le nom de Lanthanides (nom
tiré du premier élément de cette série) et les éléments 89 à 103 de
la période 7 appelés Actinides (pour les mêmes raisons).
Il est intéressant de comparer les masses volumiques, points de
fusion et d'ébullition des différents éléments afin de se rendre
compte de la réelle évolution périodique des propriétés. Nous
pouvons alors mettre en évidence la grande ingéniosité du système
de classement choisi !
http://www.takween.com/molecules-organiques-minerales.htmlhttps://www.google.be/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&cad=rja&uact=8&ved=0CAcQjRxqFQoTCP2S6cmI8sgCFcs5GgodrQsK2A&url=http://www.takween.com/molecules-organiques-minerales.html&psig=AFQjCNFJSI05Shkd8EqQM1-fwvm3zbdSeA&ust=1446564877421264
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UAA1 - clarification conceptuelle
16
4.2. Les corps métalliques et les corps non métalliques dans le
tableau périodique
Les éléments contenus dans une colonne de la classification
périodique ont des propriétés chimiques semblables. Les éléments de
chaque colonne forment un groupe.
L’hydrogène H dont la structure est très simple (1 proton et 1
électron) se place à part. De même, on distingue les gaz rares qui
forment la dix-huitième colonne. Les autres éléments se
différencient en métaux et non métaux.
Les métaux sont des éléments qui engendrent facilement des
cations, en perdant un ou des électrons.
Les non-métaux sont des éléments qui forment facilement des
anions, en gagnant un ou des électrons.
4.2.1. Les métaux
On peut voir un métal comme un arrangement de cations maintenus
ensemble par une « mer » d’électrons mobiles. Cela explique que les
métaux conduisent l’électricité parce que les électrons peuvent se
déplacer sous l’action d’une différence de potentiel.
En revanche, les non-métaux formant des solides covalents sont
des isolants parce que leurs électrons sont confinés dans les
atomes et les molécules individuelles.
L’éclat caractéristique des métaux est dû également à la
mobilité des électrons. Lorsqu’une onde lumineuse frappe la surface
d’un métal, elle déplace les électrons mobiles. Ces électrons
oscillants émettent de la lumière, que nous voyons comme un éclat
et qui est essentiellement une réémission de la lumière incidente.
C’est pourquoi l’image dans un miroir – une fine couche métallique
sur du verre – est un portrait fidèle de l’objet reflété.
La mobilité des électrons explique aussi la malléabilité d’un
métal, son aptitude à être mis en forme par martelage, et sa
ductilité, son aptitude à être étiré en fils. Comme les cations
sont entourés par une mer d’électrons, les liaisons sont très peu
directionnelles. Il en résulte qu’un cation peut être déplacé par
rapport à ses voisins sans trop d’effort. Le choc d’un marteau peut
déplacer de nombreux cations. La mer d’électrons s’ajuste
immédiatement pour faire en sorte que les atomes ne soient pas
expulsés mais restent liés dans leur nouvelle position. Les métaux
sont plus malléables que les autres solides : lorsque des groupes
d’atomes sont déplacés, la mer d’électrons les suit.
A. Le groupe des métaux alcalins (colonne 1)
A l’exception de l’hydrogène, les éléments de la première
colonne – lithium Li, sodium Na, potassium K, rubidium Rb et cérium
Ce (le francium Fr est un métal peu abondant et radioactif) – sont
des corps mous, légers et très facilement fusibles. Ils sont très
réactifs chimiquement, ils sont oxydés par l’oxygène de l’air pour
engendrer des oxydes Li2O, Na2O, K2O, ….
Ils réagissent tous avec l’eau, à la température ordinaire, en
formant du dihydrogène H2 et une solution à caractère basique. La
réaction est lente avec le lithium, vive avec le potassium et
surtout le sodium, explosive dans le cas du rubidium et du
césium.
B. Le groupe des métaux alcalino-terreux (colonne 2)
Les alcalino-terreux sont le béryllium Be, le magnésium Mg, le
calcium Ca, le strontium Sr et le baryum Ba (le radium Ra est un
élément peu abondant et radioactif). Très réactifs chimiquement,
ils ont des propriétés voisines de celles des alcalins. Ils
s’oxydent facilement, donnant des oxydes MgO (magnésie), CaO (chaux
vive), BaO… Ils réagissent avec l’eau, moins vivement que les
alcalins (le calcium est celui qui réagit le plus vivement).
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UAA1 - clarification conceptuelle
17
4.2.2. Les non-métaux
Les non-métaux forment des oxydes acides.
Cette série comprend l'hydrogène, le carbone, l'azote,
l'oxygène, le phosphore, le soufre et le sélénium. Les propriétés
physiques des non métaux les différencient nettement des métaux :
une densité, des températures de changement d'état, des
conductivités électrique et thermique plus faibles que celles des
métaux. Ils se caractérisent aussi par une forte électronégativité
et une absence de malléabilité et de ductilité à l'état solide.
http://lachimie.net/fiches/lachimie.net.metauxetnonmetaux.pdf
Les propriétés physiques et chimiques particulières à chaque
élément chimique constitutif d’un objet ou d’une substance
déterminent l’utilisation que l’on en fait.
4.2.3. Les gaz nobles
On appelle gaz nobles, les éléments chimiques du groupe 18
(anciennement « groupe VIIIA », voire « groupe 0 ») du tableau
périodique des éléments.
Les six gaz nobles naturels sont l'hélium (He), le néon (Ne),
l'argon (Ar), le krypton (Kr), le xénon (Xe) et le radon (Rn), ce
dernier étant radioactif (avec une période radioactive de 3,8
jours).
Autrefois également appelés gaz inertes, cette appellation est
tombée en désuétude depuis qu'on a synthétisé des centaines de
composés du xénon.
La découverte des gaz nobles est bien postérieure à celle du
tableau de Mendeleïev. Jusqu'à la fin du XIXème siècle, pour les
scientifiques, l'air était constitué uniquement d'azote et
d'oxygène. C’est seulement en 1893 que le physicien anglais John
William Strutt, lord Rayleigh (1842-1919) suspecta la présence d’un
autre gaz dans un échantillon d’azote extrait de l’air et c’est au
chimiste anglais, William Ramsay (1852-1916) que l'on doit d'avoir
isolé les gaz nobles. À cause de l’inertie de ce gaz, Ramsay donna
le nom d’argon au premier qu’il a découvert, du mot grec signifiant
paresseux. En outre, il découvrit que le gaz résiduel était
constitué de 5 composants. À côté de l’argon, il y avait aussi,
mais en quantités beaucoup plus faibles, de l’hélium (soleil), du
néon (nouveau), du krypton (caché) et du xénon (étrange). En 1904,
pour ces découvertes, lord Rayleigh reçu le prix Nobel de physique
et Ramsay, le prix Nobel de chimie.
Les gaz nobles forment une série chimique ayant des propriétés
assez homogènes : aux conditions normales de température et de
pression, ce sont des gaz monoatomiques incolores et inodores
quasiment dépourvus de réactivité chimique (sauf pour le xénon),
dont les points de fusion et d'ébullition sont séparés de moins de
10 °C à pression atmosphérique. Les gaz nobles ne sont liquides que
dans une fourchette très étroite de températures.
Les gaz nobles forment une série chimique d'éléments a priori
très peu réactifs car, ayant une couche de valence complète, ils
n’ont aucun électron de valence pour former une liaison chimique.
Il en découle que ces éléments ont une énergie d'ionisation élevée
et une affinité électronique (électronégativité)
http://lachimie.net/fiches/lachimie.net.metauxetnonmetaux.pdf
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UAA1 - clarification conceptuelle
18
pratiquement nulle, et on a longtemps cru qu'ils ne pouvaient
participer à aucune réaction chimique pour former des composés.
Les gaz nobles ont plusieurs applications technologiques
importantes, dont l'éclairage, l'exploration spatiale, le travail
en atmosphère inerte ; Ils sont couramment utilisés en chimie
lorsqu'on veut travailler sous atmosphère inerte, la plongée
sous-marine : Les plongeurs utilisent un mélange d'oxygène et
d'hélium afin de prévenir l'hyperoxie et la narcose à l'azote
au-delà de 55 m de profondeur, l'hélium est utilisé dans les
ballons à gaz (dirigeables, sondes atmosphériques, etc.).
Couleurs produites par les différents gaz nobles dans les tubes
fluorescents.
Hélium Néon Argon (avec du mercure). Krypton Xénon
https://fr.wikipedia.org/wiki/Lampe_à_décharge , consulté le 18
septembre 2017
4.3. Le tableau périodique et le modèle de Bohr
Les relations entre la structure électronique et la
classification des éléments apparaissent nettement. On pourrait
presque dire que Mendeleïev avait prévu cette structure
électronique. Il l’ignorait pourtant, mais il supposa, avec raison,
que la périodicité dans les propriétés avait une origine dans la
structure de l’atome. a) Dans une même famille, tous les atomes
possèdent le même nombre d’électrons sur la dernière
couche. Ce nombre est le numéro de la colonne. L’expérience
montre que les éléments d’une même colonne possèdent des propriétés
voisines, sinon semblables.
b) On constate que dans la dernière colonne, la famille des gaz
nobles, tous les éléments ont leur dernière couche électronique
saturée. Or ces derniers ont une inertie chimique remarquable :
pratiquement, ils ne donnent aucune combinaison avec un autre
atome. Cela signifie que leur structure, où toutes les couches
électroniques sont saturées, est particulièrement stable.
L’essentiel des propriétés chimiques des atomes dépend des
électrons de la dernière couche et plus spécialement du nombre
d’électrons qu’elle renferme. La stabilité chimique maximale est
obtenue lorsque toutes les couches contenant des électrons sont
saturées.
c) Chaque ligne (appelée période) correspond au remplissage
progressif d’une couche électronique :
- première ligne : remplissage de la couche « K » ; - deuxième
ligne : remplissage de la couche « L » ; - troisième ligne :
remplissage partiel de la couche « M ». Ainsi, la première ligne ne
referme que deux éléments : l’hydrogène et l’hélium (Z=1 et Z=2).
Les autres lignes renferment un élément dans chaque colonne : il y
a huit colonnes, parce que chaque couche électronique peut contenir
huit électrons. La deuxième ligne renferme tous les éléments dont
le numéro atomique varie depuis Z = 3 jusqu’à Z = 10, la troisième
ligne, tous les éléments depuis Z = 11 jusqu’à Z = 18 ; et ainsi de
suite …..
d) Au-delà du dix-huitième élément, le remplissage des couches
est plus complexe, cela se traduit
par un nombre de colonnes supérieur à huit.
4.3.1. Structure électronique des atomes
On retiendra que les électrons se répartissent en « niveaux
d’énergie » (couches électroniques). Les niveaux d’énergie (ou
couches) sont désigné par les lettres K, L, M, N, O, P, Q. On peut
donc définir un atome en donnant sa structure électronique.
https://fr.wikipedia.org/wiki/Lampe_à_déchargehttps://commons.wikimedia.org/wiki/File:HeTube.jpghttps://commons.wikimedia.org/wiki/File:NeTube.jpghttps://commons.wikimedia.org/wiki/File:ArTube.jpghttps://commons.wikimedia.org/wiki/File:KrTube.jpghttps://commons.wikimedia.org/wiki/File:XeTube.jpg
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UAA1 - clarification conceptuelle
19
Principe
- Les électrons occupent d’abord la « première » couche « K »,
la plus proche du noyau (cette couche peut contenir au plus 2
électrons).
- Lorsque la couche « K » est saturée, les électrons restants
vont se placer sur la couche L, à concurrence de 8 électrons
(capacité maximale de la couche L).
- Lorsque la couche « L » est saturée, les électrons restants
vont ensuite remplir la couche « M » qui elle se saturera à 18
électrons …
Remarque : quand une couche atteint sa capacité maximale on dit
qu’elle est « saturée ». Ainsi, l’atome d’oxygène (Z=8) a 8
électrons répartis sur 2 couches électroniques K2 ; L6 A partir du
dix-huitième élément, la répartition est plus complexe. Les couches
peuvent contenir plus de 8 électrons et des couches plus éloignées
du noyau sont occupées alors que les couches de plus basse énergie
ne sont pas saturées. Ainsi, l’atome de calcium (Z=20) a 20
électrons répartis sur 4 couches électroniques K2 ; L8 ; M8 ; N2.
Le brome (Z=35) quant à lui a comme configuration électronique K2 ;
L8 ; M18 ; N7.
4.3.2. Règle de l’octet
Au cours des réactions chimiques, les atomes tendent à acquérir
la structure électronique du gaz noble de numéro atomique le plus
proche, avec huit électrons sur la couche externe. La quantité
d’énergie à fournir pour « extraire » un électron est fonction de
son appartenance à la couche à laquelle il appartient. Ainsi pour
arracher chaque électron d’une même couche, il faut fournir la même
énergie. On dit que les électrons d’une couche ont le même niveau
d’énergie. Les métaux alcalins donnent des ions comportant une
seule charge élémentaire positive (par exemple, Na+). Les
alcalino-terreux donnent des ions comportant deux charges
élémentaires positives (par exemple, Mg2+). Les atomes de l’avant
dernière colonne (les halogènes) ont tendance à donner des ions
comportant une seule charge élémentaire négative (Cl-) et l’oxygène
et le soufre donneront des anions 2 fois négatifs (S2-, O2-).
Remarque
Une solution ionique, aussi appelée électrolyte, est conductrice
de l'électricité. La présence d'ions, chargés électriquement,
assure le caractère conducteur de la solution. La mesure
conductimétrique permet de mesurer les propriétés conductrices
d'une telle solution.
En pratique, on détermine la conductance G d'une solution à
l'aide d'une cellule de mesure constituée de deux plaques
parallèles de surface immergée S et séparées d'une distance l.
La conductance mesure la facilité qu'a une solution à laisser
passer le courant.
On note σ (sigma), la conductivité de la solution. Cette
grandeur est caractéristique de la solution. Elle dépend :
• de la concentration des ions,
• de la nature de la solution ionique,
• de la température de la solution.
Un conductimètre, préalablement étalonné, permet d'afficher
directement la valeur de la conductivité σ de la solution.
Les mesures de conductimétrie permettent de déterminer la
concentration des ions contenus dans cette solution. Elles sont
très utilisées en chimie pour :
• des dosages,
• des déterminations de cinétique chimique,
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UAA1 - clarification conceptuelle
20
• des déterminations de constantes d'équilibres thermodynamiques
(produit de solubilité par exemple).
Références
IUPAC, « Compendium of Chemical Terminology »,
http://old.iupac.org/publications/compendium/, consulté le 12
novembre 2014.
http://www.warmaths.fr/SCIENCES/chimi/atome2class.htm#classification,
consulté le 30 novembre 2015
Wikipedia, « Corps pur », http://fr.wikipedia.org/wiki/Corpspur,
consulté le 30 novembre 2015.
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http://fr.wikipedia.org/wiki/Antoine_Lavoisier, consulté le 22
octobre 2014.
https://fr.wikipedia.org/wiki/Gaz_noble, consulté le 1 décembre
2015
https://fr.wikipedia.org/wiki/Distillation, consulté le 1
décembre 2015
https://fr.wikipedia.org/wiki/Chromatographie , consulté le 1
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https://fr.wikipedia.org/wiki/Conductim%C3%A9trie, consulté le 1
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https://fr.wikipedia.org/wiki/Feu_d%27artifice, consulté le 2
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https://fr.wikipedia.org/wiki/Lampe_%C3%A0_d%C3%A9charge,
consulté le 2 décembre 2015
ACADÉMIE DE BESANÇON, Histoire du modèle atomique,
http://artic.ac-besancon.fr/sciences_physiques/physique_chimie/college/b2i/histoire_atome/dossier_eleve/Texte_historique.htm
(page consultée le 12 novembre 2014)
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leurs applications pratiques,
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De Boeck Supérieur, Bruxelles, 2011
TOMASINO, A., LORRIN, C., Chimie 2e, Ed. Nathan, France,
1993
Annexe 1. Les modèles de l’atome
Histoire du modèle atomique
De tout temps l'Homme s'est posé la question: mais de quoi est
constituée la matière?
Pendant l’Antiquité
Thalès et Empédocle.
C'est vers 600 av. J.-C. que Thalès va poser les premières
pierres d'une conceptualisation du monde, aujourd'hui vue comme
farfelue, qui va tout de même vivre pas loin de 2500 ans. En se
basant sur l'observation de la nature, il postule que celle-ci est
composée d'objets, de corps, d'êtres vivants, mais que tout peut
être ramené à quatre éléments premiers : l'eau, la terre, l'air et
le feu. Cette croyance trouve une explication dans l'observation de
la combustion d'un morceau de bois. Pendant la combustion (feu), il
y a production de fumée (air), de vapeur d'eau (eau) et de cendre
(terre). Démocrite (460-370).
Dès 420 avant JC, Démocrite (philosophe grec) a l’intuition de
l’existence des atomes et invente leur nom : « atomos » qui
signifie en grec « qu’on ne peut pas couper ». Il pensait que les
propriétés des objets étaient une conséquence directe de la forme
des atomes ; ainsi, les atomes de citron devaient être pointus, les
atomes de sucre ronds…
Pour lui, la matière était constituée de particules infiniment
petites et indivisibles. Toute substance était faite de ces
particules qui ne diffèrent que par leur forme, la nature de leur
mouvement et leur taille relative. Entre ces particules existait un
espace vide. La matière était donc discontinue.
Démocrite n'étant pas un philosophe très populaire en son temps,
sa théorie ne trouva aucun appui et elle fût donc rejetée au profit
d'une théorie de la continuité de la matière proposée par Aristote.
Aristote (384-322)
Sa conception de la matière s'appuyait sur le concept des quatre
éléments
de base de Thalès. Il affirmait que les atomes ne pouvaient
exister puisque
invisibles à ses yeux. Aristote adopte l'idée d'Empédocle qui
considère le
modèle continu de la matière. Il s'oppose à la théorie de
Démocrite, car il
nie l'existence du vide associé à la discontinuité de la
matière. Il évoque
aussi que l'air et le feu ne peuvent pas être composés de
particules, car ces
deux substances s'élèvent dans le ciel et ne retombent pas au
sol comme
tous les objets solides.
Aristote renforce la «théorie des quatre éléments» d'Empédocle
en attribuant des qualités à chacun des quatre éléments
fondamentaux : froid, sec, chaud et humide. Ces caractéristiques,
accolées deux à deux, forment
ces éléments. Ceux-ci, à leur tour, composent l'Univers entier.
Cette théorie parvient à expliquer plusieurs phénomènes physiques.
De 450 av J.-C. jusqu'au XVIII° siècle. Théorie des quatre éléments
La théorie proposée par Aristote classe la matière en 4 éléments :
- le feu (chaud et sec) - l'air (chaud et humide)
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UAA1 - clarification conceptuelle
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- l'eau (froid et humide) - la terre (froid et sec) Les
transformations subies par la matière sont dues au passage d'un
élément à un autre élément. Par exemple : la pluie est le passage
de l'air à l'eau. Un morceau de bois qui brûle correspond au
passage de la terre au feu. La fumée du feu à l'air, etc.
En résumé, la conception de la matière selon Aristote : • La
matière est continue et uniforme (théorie de la continuité de la
matière). • La matière est composée de quatre éléments : terre,
air, eau, feu. • Les quatre caractéristiques fondamentales sont :
froid, sec, chaud, humide. • Le vide n'existe pas. Le prestige
d’ARISTOTE est tel qu’il faut attendre le début du XIXème siècle
pour que l’idée atomiste reprenne vie.
Au Moyen Âge l'alchimie
Au Moyen Âge, l'alchimie, avait pour but essentiel la découverte
d'une substance (la pierre philosophale) qui transformerait les
métaux les plus communs en or, et sur les moyens permettant de
prolonger la vie des hommes (panacée).
Le concept fondamental de l'alchimie dérivait de la doctrine
aristotélicienne selon laquelle toute chose tend à atteindre la
perfection. Les alchimistes pensaient que les métaux étaient moins
«parfaits» que l'or. Il était donc raisonnable de supposer que la
nature avait constitué l'or à part des autres métaux enfouis
profondément sous terre, et qu'avec suffisamment de dextérité et
d'assiduité, un artisan pourrait reproduire cette synthèse dans son
atelier.
Aux quatre éléments d’Aristote les alchimistes ajoutent les
“Principes” dont est composé toute matière, vivante ou non. • le
soufre (actif, chaud, dur) associé au principe masculin • le
mercure (passif, froid, malléable, volatil) associé au principe
féminin • le sel qui unit le soufre et le mercure (empêche la
putréfaction).
Pendant tout le Moyen-âge les progrès de la science furent plus
techniques que théoriques grâce aux alchimistes (qui se basaient
toujours sur la théorie d’Aristote). Voici les techniques qu’ils
ont développées : - les techniques de métallurgie : fusion,
alliage, - les techniques de purification : distillation,
filtration, cristallisation, bain-marie, - la fabrication des
premiers médicaments.
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UAA1 - clarification conceptuelle
23
DE LA RENAISSANCE A DALTON
Le XVIe siècle voit naître des courants rationnels qui se
tournent vers une science plus tournée vers l’expérience.
L'expérimentation et la présentation devant le Roi d'expériences
simples devenaient à la mode. Van Helmont (1577 - 1644) suggère que
la matière se compose de deux substances fondamentales, l’air et
l’eau. Il est, avant Lavoisier, un partisan de l’utilisation de la
balance. Il découvre certains gaz : le dioxyde de carbone,
l’hydrogène. Les premières décennies du XVIIIème siècle voient
apparaître la théorie du phlogistique conçue par le savant
allemand, Joachim BECHER et son compatriote le médecin Georg Ernst
STAHL(1660-1734). Le phlogistique est, en quelque sorte, à la fois
la matière et le " principe " du feu, lequel était considéré comme
une substance en soi. Ainsi, on croyait qu’un métal était un corps
composé. Quand il brûlait (s’oxydait, dirions-nous aujourd’hui), on
pensait qu’il abandonnait une partie de lui-même - celle qui
brûlait- qui était le " principe combustible " ou " phlogistique "
en donnant ce qu’on nommait alors de la " chaux " (c’est-à-dire un
oxyde). A l’inverse, pour obtenir du métal à partir d’une " chaux
", on admettait qu’il suffisait de lui ajouter un corps riche en
phlogistique (du carbone par exemple).
Métal →calcination →chaux métallique + phlogistique Métal ←
addition de charbon ← chaux métallique + phlogistique
La théorie de Stahl a l'avantage de rendre compte non seulement
des phénomènes de combustion, de calcination, de réduction des
métaux, de solution des métaux par les acides et même de la
respiration des êtres vivants. Mais son défaut majeur est d'être
purement qualitative et non quantitative. Si calciner revient à
faire sortir le phlogistique contenu dans un métal, on devrait
observer une diminution de poids du produit obtenu et non une
augmentation. Or c'est tout le contraire : les produits de la
calcination des métaux sont plus lourds que les métaux
originels.
Dans les années 1780, Antoine-Laurent Lavoisier, grâce à sa
méthode expérimentale très rigoureuse, mettra fin à cette théorie
du phlogistique.
Louis Joseph Proust, (1754-1826), chimiste français, montra la
constance de la composition de l'eau, quelle que fût sa provenance.
Il fut amené à énoncer la loi des proportions définies, parfois
appelée loi de Proust.
Cette loi stipule que les éléments d'un composé sont tous
présents dans des proportions massiques fixées, indépendamment de
la manière dont le composé a été préparé.
Avec ces scientifiques commençait un nouvel âge pour la science,
plus axé sur la recherche et l'expérimentation. ET enfin une
proposition sérieuse d'un nouveau modèle atomique.
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UAA1 - clarification conceptuelle
24
Le modèle atomique de Dalton
Dalton, John (1766-1844), chimiste et physicien britannique,
développe la théorie atomique sur base des travaux de Proust.
En 1805, John Dalton (physicien et chimiste anglais /1784-1844)
reprend l’hypothèse atomique. Il démontre en 1808 que deux gaz
quelconques se combinent toujours dans des proportions de poids
simples. Ainsi 1 g d'hydrogène réagit avec 8 g d'oxygène pour
former 9 g d'eau. Selon Dalton, ces résultats s'expliquent si l'on
suppose que la matière est constituée des petites particules
invisibles imaginées par les Grecs. Il suppose que les atomes se
combinent entre eux sans modification de leur nature : un atome
d’oxygène associé à deux atomes d’hydrogène donne de l’eau tandis
que deux atomes d’oxygène associés à un atome de carbone donnent du
gaz carbonique… Contrairement à Démocrite, ce savant ne différencie
plus
les atomes par leur forme mais par leur masse.
A chaque élément chimique (comme l'oxygène, l'hydrogène, le
carbone, l'azote, le fer...) correspond un type d'atomes avec un
poids bien défini. Les gaz réagissent selon des rapports de poids
simples (exemple : 12 g de carbone réagiront avec 32 g de
dioxygène) parce que les atomes dont ils sont constitués se
mélangent selon des proportions simples et entières comme des
billes.
Dalton est donc le premier à définir une masse relative pour les
atomes. Il attribua à l’hydrogène une masse unitaire, et arrive
pour l’oxygène à 7 et pour l’azote à 5. L’APPORT DE DALTON La
matière est composée de particules invisibles, indivisibles,
massiques appelées atomes. Les atomes d'un élément donné ont tous
la même masse et sont identiques à tous points de vue. Les atomes
d'éléments différents se différencient par leur masse et leur
comportement chimique. Les atomes d'éléments simples se combinent
dans des proportions bien définies pour former des composés. Lors
d’une réaction chimique, les atomes concernés se réorganisent, ils
se séparent ou se recombinent de manière à former des composés
différents
Le modèle atomique de Thomson
Contexte scientifique : l’électrostatique
Considérée pendant plusieurs siècles comme une étrangeté,
l'étude des phénomènes électriques ne se développe qu'à partir du
XVIIIe siècle. En 1733, François du Fay découvre que :
• deux objets frottés avec une baguette d'ambre se
repoussent,
• deux objets frottés avec une baguette de verre se repoussent
également,
• un objet frotté avec une baguette d'ambre et un objet frotté
avec une baguette de verre s'attirent.
Il baptisa à l'époque ces deux types d'électricité « électricité
résineuse » et « électricité vitreuse ». Il avait ainsi démontré
l'existence de deux types de charges électriques.
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UAA1 - clarification conceptuelle
25
Sir William Crookes,(1832-1919), chimiste et physicien
britannique né à Londres inventa le tube électronique à cathode
froide appelé aujourd'hui tube de Crookes.
Le tube de Crookes
Sir Joseph John Thomson, (1856-1940)
Thomson reçut en 1906 le prix Nobel de physique pour son travail
sur la conduction de l'électricité par les gaz.
Il est à l'origine de la découverte de l'électron par ses
expérimentations sur les flux de particules (électrons) créés par
des rayons cathodiques. Il a découvert que les rayons lumineux dans
le tube cathodique étaient des électrons. Il découvrit aussi qu'il
y avait une production de particules positives dans le tube
cathodique. Cela l’amena à conclure que l'atome était fait de
particules positives et négatives.
Thomson avança en 1898 la théorie du «pain aux raisins» sur la
structure
atomique, dans laquelle les électrons sont considérés comme des
«raisins» négatifs enfoncés dans un «pain» de matière positive. On
appelle souvent le modèle de Thomson, modèle du pain aux raisins
(ou encore le pudding).
Le modèle atomique de Rutherford
Contexte scientifique :
Découverte de la radioactivité par Becquerel en 1896.
En1903, deux scientifiques anglais, Ernest Rutherford et
Frédérick Soddy, comprennent que la radioactivité provient de la
transformation d'un atome en un autre atome. Les atomes peuvent
donc se casser. Rutherford fut l'un des premiers et des plus
importants chercheurs dans le domaine de la physique nucléaire.
Peu de temps après la découverte de la radioactivité, en 1896,
par le physicien français Henri Becquerel, Rutherford identifia les
trois composants principaux du rayonnement, qu'il baptisa
respectivement rayonnements alpha, bêta et gamma. Il montra
également que les particules alpha étaient en fait des noyaux
d'hélium. Son étude du rayonnement le conduisit à élaborer une
théorie de la structure atomique.
Ernest Rutherford, (1871-1937), physicien britannique, il fut
lauréat du prix Nobel (1908) pour ses travaux en physique nucléaire
et pour sa théorie relative à la structure de l'atome.
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UAA1 - clarification conceptuelle
26
Ernest Rutherford a grandement contribué à l'évolution du modèle
atomique. En premier, il fut capable de prouver que les rayons
alpha, qui se dégageaient de matières radioactives, étaient chargés
positivement. Il se servit de cette découverte pour réaliser
l'expérience qui lui permit de faire son modèle atomique. Il place
dans une pièce un bloc de sodium enveloppé de plomb, sauf sur une
face, ce qui permettait aux rayons alpha de partir en ligne droite.
Devant le bloc, il plaça une feuille d'or et sur tous les murs il y
avait des écrans fluorescents qui permettaient de savoir ou les
particules alpha arrivaient. D'après le modèle atomique de Thomson,
les rayons alpha ne devaient pas être déviés.
La plupart des rayons traversèrent en ligne droite ou furent
légèrement déviés. Cependant, certaines particules alpha furent
fortement déviées, ce qui surprit Rutherford.
Après une longue réflexion, il conclut que l'atome était
constitué en très grande partie de vide car la plupart des
particules alpha n'étaient pas déviées, qu’au milieu de l'atome il
y avait un noyau de faible diamètre car il y avait peu de
particules alpha qui étaient fortement déviées, que le noyau était
fait de protons car celui-ci déviait les particules alpha qui sont
positives et finalement il conclut que le noyau était entouré
d'électrons qui se déplaçaient.
Le modèle atomique de Bohr
Contexte scientifique :
Durant les XVIIIe et XIXe siècles, la spectroscopie se
développe, et on mesure des spectres de différentes sources
lumineuses comme le soleil ou la lampe à hydrogène. Depuis Thomas
Melvill (1726-1753) en 1750, on comprend que les spectres des
éléments chimiques sont discrets et formés de raies spectrales.
Toutefois, pour chaque élément, le nombre et la position des raies
restaient inexpliqués. Le plus simple d'entre eux, le spectre de
l'hydrogène, fut alors intensivement étudié et on trouva bientôt
des « séries » de raies comme celles de Lyman, Balmer, Paschen,
etc, du nom de leur découvreur.
Toutefois, il faudra attendre les travaux de Max Planck en 1900
et ceux d'Albert Einstein en 1905 pour comprendre que le
rayonnement électromagnétique peut être émis (rayonnement du corps
noir) ou absorbé (effet photoélectrique) avec une certaine quantité
d'énergie discrète ou quantifiée: c'est le concept de photon qui
transporte l'énergie
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UAA1 - clarification conceptuelle
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De plus, le tableau périodique des éléments, établi par Dimitri
Mendeleïev en 1869, indique que les éléments purs peuvent être
regroupés en lignes et en colonnes dans un tableau suivant leurs
propriétés chimiques. Si atomes il y a, ces derniers semblent alors
présenter des sous-structures.
Bohr, Niels Henrik David (1885-1962), physicien danois, reçut le
prix Nobel en 1922 pour sa contribution à la physique nucléaire et
à la compréhension de la structure atomique.
Le modèle planétaire de l'atome présente un gros défaut. Les
électrons peuvent émettre de la lumière sous certaines conditions
(dans une ampoule électrique par exemple); ce faisant, ils perdent
de l'énergie et devraient donc se rapprocher dangereusement du
noyau jusqu'à s'y écraser ! Un tel atome ne serait donc pas stable
!
En 1913, le physicien danois Niels Bohr apporte des
modifications au modèle atomique décrit par Rutherford pour rendre
ce modèle compatible avec les observations du spectre de
l'hydrogène. Il suppose qu'il existe des orbites circulaires
stables pour les électrons, c'est-à-dire qu'une fois sur une de ces
orbites, l'électron ne rayonne aucune énergie électromagnétique. Il
peut rester indéfiniment sur cette orbite. En outre, chacune de ces
orbites correspond à une énergie bien
définie de l'électron (on parle alors de niveau d'énergie de
l'électron). L'électron peut passer d'une orbite stable à une
autre, c'est-à-dire d'un niveau d'énergie à un autre, par
absorption ou émission d'un
quantum d'énergie h (étant la longueur d'onde du rayonnement
émis ou absorbé et h désigne la constante de Planck) encore appelé
photon. L'absorption d'un photon fait ainsi passer l'électron d'une
orbite basse (proche du noyau) d'énergie faible à une orbite haute
(loin de noyau) d'énergie plus élevée. L'émission d'un photon est
l'opération inverse, l'électron passe alors d'une orbite éloignée
de haute énergie à une orbite proche du noyau de plus basse
énergie, le surplus d'énergie étant expulsé sous forme d'un photon.
Ceci explique pourquoi on observe un spectre d'absorption et un
spectre d'émission, et pourquoi ils ont les mêmes raies
c'est-à-dire les mêmes longueurs d'onde.
Le modèle de Bohr s’applique bien à l’atome d’hydrogène pour
expliquer le spectre atomique de l’hydrogène. Le postulat
fondamental est que l’électron de l’atome d’hydrogène ne peut
décrire qu’un certain nombre d’orbites bien définies autour du
noyau. Néanmoins, ce succès se fait au prix d'introduction
d'hypothèses émises et retenues pour le seul fait de coller au
résultats expérimentaux sans que Bohr n'en avance lui-même des
idées physiques plus profondes pour les justifier.
Sir James Chadwick, (1891-1974), physicien de nationalité
anglaise, lauréat du prix Nobel, surtout connu pour sa découverte,
en 1932, de l'une des particules fondamentales de la matière, le
neutron.
Cette découverte mena directement à la fission nucléaire et à la
bombe atomique. En 1909, il commença à travailler pour le physicien
Ernest Rutherford. Chadwick fut l'un des premiers Britanniques à
souligner la possibilité du développement d'une bombe atomique et
le principal scientifique à être associé à l'effort anglais pour le
développement de cette technologie. Entre 1943 et 1945, il passa le
plus clair de son temps aux États-Unis, principalement au
laboratoire scientifique de Los Alamos, au Nouveau-Mexique en
recherche sur le développement de la bombe atomique.
Le modèle atomique aujourd’hui
Le modèle de Bohr est le dernier modèle obéissant à la physique
classique, c'est-à-dire la physique qui explique les mouvements et
les phénomènes existant à notre échelle humaine.
Ce modèle est faux car à l'échelle atomique, de nouvelles lois
s'appliquent! Ces lois appartiennent à une physique très éloignée
de nos concepts courants : la physique quantique.
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UAA1 - clarification conceptuelle
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Modèle quantique
Le modèle de Bohr ne rend pas bien compte de l’aspect des
spectres d’atomes poly-électroniques.
La théorie introduite en mécanique quantique qui associe une
onde à toute particule (dualité onde-particules) permet au
physicien australien Erwin Schrödinger de développer une équation
dite équation d’onde pour décrire les propriétés ondulatoires de la
particule et, plus particulièrement, le comportement de l’électron
dans l’atome d’hydrogène.
Les chercheurs récents ont découvert qu’il est impossible de
connaître précisément la position des électrons : ils n’ont pas de
trajectoire bien définie. Les électrons forment un nuage
électronique.
À l’aide de la mécanique quantique, on peut alors déterminer les
orbitales permises, et calculer leurs rayons ainsi que leurs
niveaux d’énergie.
En résumé …
Sur base de cette histoire du modèle de l’atome, comment décrire
les différents modèles de l’atome ?
Le modèle atomique de Dalton (1803) : les atomes sont des
particules invisibles, indivisibles et massiques qui composent la
matière.
Le modèle atomique de Thomson (1898) : chaque atome est
comparable à un «pain» de matière positive dans laquelle les
électrons sont enfoncés comme des «raisins» négatifs (c’est le
modèle du pain aux raisins ou encore le modèle du plum pudding).
L’atome est neutre : la charge positive du « pain » compense la
charge négative des « raisins ».
Le modèle atomique de Rutherford (1911) : l'atome est un noyau
dense chargé positivement autour duquel gravitent « dans le vide »
des particules négatives, les électrons, comme des planètes autour
du Soleil (c’est le modèle planétaire de l’atome). L’atome est
neutre.
Plus tard (en 1919), Rutherford découvre que le noyau contient
lui aussi des particules, les protons, chargées positivement.
L’électron est considéré comme la particule atomique de charge
électrique unitaire négative et le proton comme la particule
atomique de charge électrique unitaire positive. L’atome étant
neutre, il y a autant de protons dans le noyau que d’électrons en
orbite autour du noyau. Le nombre de protons est caractéristique de
l’élément.
Le modèle atomique de Rutherford-Chadwick (1932) : à la suite de
la découverte par Chadwick d’une nouvelle particule (le neutron)
dans le noyau, le modèle atomique devient celui de
Rutherford-Chadwick.
Tout atome, électriquement neutre est composé :
d’un noyau comprenant les nucléons (un ou plusieurs protons,
zéro, un ou plusieurs neutrons),
d’électrons qui évoluent dans le vide autour du noyau, en nombre
égal au nombre de protons.
Remarque : Il est à noter que la découverte des neutrons par
Chadwick est nettement postérieure aux expériences réalisées par
Rutherford. Il serait plus correct de s’en tenir au modèle de
Rutherford et de parler d’un modèle de Bohr-Chadwick.
Le modèle atomique de Bohr (après 1932) : ce modèle intègre
toutes les découvertes faites à cette époque, y compris celle de
Bohr (en 1913) concernant la répartition des électrons autour du
noyau.
Ce modèle est donc identique à celui de Rutherford-Chadwick mais
il précise que les électrons se situent sur des couches différentes
K, L, M, N … correspondant à différents niveaux d’énergie. D’après
ce modèle :
chaque couche est occupée par un ou plusieurs électrons,
les électrons étant négatifs, se repoussent quand ils sont sur
une même couche ; leur nombre est donc limité (il est égal à 2n2,
où n est le numéro de la couche).
A noter que cette règle de répartition des électrons sur les
couches ne s’applique que pour les éléments des 3 premières
périodes.
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UA