Atomistique Chapitre I : Constituants de l’atome
La matière est formée à partir des grains élémentaires : les atomes. 112 atomes ou éléments ont été découverts et chacun d’eux est désigné par son nom et son symbole
Exemples :
Carbone : C ;
Azote : N
Les atomes diffèrent par leurs structures et leurs masses et sont constitués de :
- de protons
- d électrons
et de neutrons
l'atome n'existe pas souvent à l'état libre mais sous forme de molécules
Exemples :
cathode
I - ELECTRON
1 - Mise en évidence : Expérience de J.J. Thomson
I - ELECTRON
2- Propriétés des rayons cathodiques :
- Se propagent de façon rectiligne et perpendiculaire à la cathode.
- Ils sont constitués de particules qui transportent de l'énergie.
- Ils sont déviés par un champs électrique vers le pôle positif, ce qui indique que les particules constituant ces rayons sont chargées négativement.
nous ont permis de déterminer la charge e et la masse me de l'électron :
e = - 1,602 . 10-19 Coulomb ou C
me = 9,109 . 10-31 kg.
II – NOYAU
1- Mise en évidence : Expérience de Rutherford
En bombardant une feuille d’or avec des particules positives (source d’He2+), Rutherford a remarqué que la plupart de ces particules traversent la matière sans rebondir.
Conclusion : Toute la masse de l'atome est concentrée dans le noyau.
Conclusion : Toute la masse de l'atome est concentrée
dans le noyau.
III- IDENTIFICATION DES ELEMENTS
1- Représentation symbolique d’un atome :
Z : numéro atomique = nombre de proton ( nombre de charge)
A : nombre de masse(ou masse atomique) qui est le nombre de nucléons
A=Z+N avec N : nombre de neutrons
Exemple: 2814Si
X
A
Z
Le noyau est formé de particules élémentaires stables appelées
nucléons, qui peuvent se présenter sous deux formes à l'état libre,
le neutron et le proton.
- Les protons sont chargés positivement :
qp = +e = 1,602 . 10-19 C
La masse du proton :
mp = 1,673 . 10-27 kg ; 1836 me (la masse d’électron est 1836 fois
moins lourd que le proton)
- Les neutrons sont de charge nulle, leur masse est :
mn = 1,675 . 10-27 kg.
Remarque : protons et neutrons ont une masse proche mais une charge
totalement différente.
Le noyau a donc une charge positive
Le neutron et le proton constituent l’ensemble des nucléons qui sont maintenus ensemble par l ‘interaction forte.
L’atome se compose :
- d’un noyau : chargé positivement, dont lequel est concentré presque toute sa masse.
- des électrons, qui évoluent autour du noyau, dans un espace très grand par rapport à son propre volume; leur ensemble est souvent appelé le nuage électronique de l’atome. Ces électrons n’ont pas tous la même énergie, et ne se trouvent pas tous à la même distance du noyau, mais il existe des sous-ensembles d’électrons ayant des énergies voisines; chacun de ces sous-ensembles constitue une couche électronique.
Un atome comporte autant d’électrons que de protons (sa charge globale est
donc nulle)
NOYAU
VIDE
électron
Trajectoire des électrons
Nuage électronique
Modèle de Rutherford
Modèle actuel de l’atome
IV. Notion d’isotope :
Les isotopes sont des atomes d’un même élément chimique dont les noyaux
possèdent le même nombre de proton mais des nombres différents de neutrons.
Exemples : - L’azote existe sous deux formes :
14 7 N : 7 protons et 7 neutrons
15 7 N : : 7 protons et 8neutrons
- Carbone existe sous forme de 3 isotopes :
C ( Z=6) ; 12 C , 13 C , 14 C
- Oxygène existe sous forme de 3 isotopes :
O (Z=8) ; 16 O , 17 O , 1 O
V. Unité de masse atomique : u.m.a
1.Masse atomique :
La masse atomique d’un élément est par définition, la masse relative à la
masse d’un autre élément pris comme référence)
matome = Zme + Zmp + Nmn ( en kg ) = (Zmp + Nmn) + Zme
matome = (Z+N)mnucléons + Zme = A.mnucléons + Z.me =
= mnoyau ≈A. mnucléons
Par définition 12g de l’isotope 12 C contient N atomes, donc ;
1 atome de 12 C pèse : 12/N
1 u.m.a = 1/12 x 12/N = 1/N g
1 u.m.a = 1/6.023.1023 = 1.6604.10-24 g
Exemples :
- La masse du proton : mp = 1,6724.10-24 g
mp = 1,6724.10-24 / 1.6604.10-24 = 1.0072 u.m.a
-La masse du neutron :
mn = 1,6747.10-24 g = 1.0087 u.m.a
VI. Mole(unité de quantité de matière) et masse molaire”atomique”
on raisonne sur une certaine quantité de matière appelée mole :
La mole est un groupe de N particules élémentaires.
1 mole d’atomes ou 1 atome-gramme = 6,023.1023 atomes.
1 mole de molécules ou 1 molécule-gramme = 6,023.1023 molécules.
1 mole d’ions ou 1 ion-gramme = 6,023.1023 ions..
La mole est la quantité de matière qui contient autant d'atomes qu'il y a dans 12g de carbone 12. Le nombre est appelé nombre d'Avogadro N :
N = 6,023.1023
1 mole de particules = N particules = 6,023.1023 particules.
Une mole d'atomes de carbone 12 pèse 12g. La masse d'un atome vaut
12 u.m.a , donc :12 g = N. 12 u.m.a
ou encore
Masse molaire :
12 g = N. 12 u.m.a
1 u.m.a = 1/ N = 1,66 . 10-24 g = 1,66 . 10-27 kg.
La masse d'une mole d'atomes d'un élément est appelée la
masse molaire de l'atome.
VII. Masse atomique relative :
Dans le cas général, un élément possède un ou plusieurs isotopes ; donc la masse atomique sera la somme des proportions relatives à chaque isotope.
m = Σ(xi . mi) u.m.a avec :
mi : masse de l’isotope , xi : abondance relative
de même la masse molaire(masse molaire atomique) sera :
M = Σ (xi . Mi) (g/mole)
Lorsqu’il s’agit de solides ou de liquides, une mole est une quantité différente en masse et en volume :
Exemples :
Acide sulfurique : M= 98g ; 53,5ml
Benzène C6H6 : M = 78 g ; 88,6 ml
Dans le cas des gaz, une mole possède des masses différentes selon le gaz. Par contre, le volume d’une mole de gaz est le même pour une même T et même P.
Exemple : à 0c° ( 273 K) et P= 1 atm ,
Le volume molaire des gaz est 22,4 l
On peut déterminer la masse molaire à partir de la densité des gaz :
La densité d’un corps gazeux se définie % à l’air par :
d= masse d’un certain vol du gaz /masse de même vol d’air
d = masse de 22,4 l du gaz/ masse de 22, 4 l d’air = Vg / VA
d = masse molaire de ce gaz /1,293x 22,4 = M/ 29
d’ oŭ M= 29d
( 1l d’air pèse : 1,293g dans les conditions normale)