Chimie 3e Sciences générales - Livre-cahier - UAA1 Chapitres 3, 4 et 5 by VAN IN

LIVRE-CAHIER

CHIMIE

LIVRE-CAHIER

Sciences générales

Henri Bordet Dominique Castin Pierre Pirson Philippe Snauwaert

Sciences générales

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Auteurs : Henri Bordet Dominique Castin Pierre Pirson Philippe Snauwaert Couverture : Primo&Primo Mise en pages : Nord Compo Dessins : Freddy Goossens Crédits photographiques : © Bridgeman Art Library (p. 18 et 135) ; W. Oelen/Wikimedia (p. 32 ht) ; © KEYSTONE-FRANCE (p. 39 ht et 42) ; © AMERICAN INST.PHYSIC/SPL/COSMOS (p. 39 b) ; www.plantsciences.ucdavis.edu (p. 53) ; © Jacques Boyer/Roger-Viollet ; http://img.alibaba.com (p. 66 m) ; www.globalimportexport.ca (p. 68 g b), Warut Roonguthai/Wikimedia (p. 68 ht) ; www.sebastien-lefevre.com (p. 69 g) ; © S.S.P.L./COSMOS (p. 78) ; Dnn87/Wikimedia (p. 82 ht) ; Wikimedia (p. 82 aluminium) ; http://elements.dp.ua/chemistry/elements (p. 82 phosphore) ; www.societechimiquedefrance.fr (p. 82 iode) ; © Hulton-Deutsch Collection/ CORBIS (p. 92) ; © Roger Ressmeyer/CORBIS (p 93) ; O. Ruol (p. 100) ; © INRS (p. 118) ; © Collection Dagli Orti/Musée des Beaux Arts Grenoble/Gianni Dagli Orti (p. 142) ; N. Matthys et al., Sciences 3e, De Boeck, 2011, p. 141 (p. 148 ht) ; Toyah/Wikipédia (p. 166 bas) ; http://gwenaelm.free.fr (p. 174) ; © VWR International (p. 198 à 200) ; © Fotolia : Tomo Jesenicnik (p. VI g), Philippe Devanne (p. VI m), Régis Verger (p. VI d), Eric Cabasse (p. VII g), Sly (p. VII m), Boojoo (p. VII d), Shawn Hempel (p. VIII), sakkmesterke (p. 2), Sergii Figurnyi (p. 4), Gilles Paire (p. 6), Cyril Comtat (p. 9 ht g), Sergiy Serdyuk (p. 9 ht m), Florian Villesèche (p. 9 ht d), Visions-AD (p. 9 bas d), pictarena (p. 11), Gajus (p. 11 b), Moonnoon (p. 11 d), molekuul.be (p. 11 e), samiramay (p. 12), Frog 974 (p. 19 crayons), Adam (p. 19 alliances), fotoknips (p. 19 arrosoir), Silvano Rebai (p. 19 fils), tethysimagingllc (p. 19 clous), pioneer (p. 19 aluminium), Angela Schmidt (p. 19 désinfectant), kosmos111 (p. 19 lampe), fox17 (p. 22), Velirina (p. 26 ht g), oraziopuccio (p. 26 m), Jean-Paul Bounine (p. 26 bas), fablok (p. 30 m), salita2010 (p. 30 bas fig. 3), tarasov_vl (p. 30 bas fig. 4), photogl (p. 32 m), Szasz-Fabian Erika (p. 32 éthanol), matteo (p. 32 TNT), Mopic (p. 33), Justaman (p. 40), lamax (p. 51), Laurence Gough (p. 60), salita2010 (p. 66 ht), pilotl39 (p. 68 ht g), Thierry Planche (p. 77 g), Karaboux (p. 70 d), Gennady Poddubny (p. 74 ht), Surflifes (p. 74 bas), Philippe Devanne (p. 75 ht), äquipotentiallinie (p. 75 bas), Dana S. Rothstein (p. 76 g), Mexrix (p. 82 carbone), Daoud (p. 82 soufre), Christophe ROURE (p. 82 néon), Minerva Studio (p. 89), Tuulimaa (p. 111 bas), Thierry RYO (p. 113 ht), Freesurf (p. 114 bas), micromonkey (p. 116117), Cyril Comtat (p. 124), pelooyen (p. 130), silver-john (p. 148 ht), Dmitry Vereshchagin (p. 156), zhu difeng (p. 157), efired (p. 166 ht), helenedevun (p. 167), Dominique LUZY (p. 172 g), Anne fotolia (p. 172 d), meailleluc.com (p. 183), H-J Paulsen (p. 191). L’éditeur s’est efforcé d’identifier tous les détenteurs de droits. Si, malgré cela, quelqu’un estime entrer en ligne de compte en tant qu’ayant droit, il est invité à s’adresser à l’éditeur. Les photocopieuses sont d’un usage très répandu et beaucoup y recourent de façon constante et machinale. Mais la production de livres ne se réalise pas aussi facilement qu’une simple photocopie. Elle demande bien plus d’énergie, de temps et d’argent. La rémunération des auteurs, et de toutes les personnes impliquées dans le processus de création et de distribution des livres, provient exclusivement de la vente de ces ouvrages. En Belgique, la loi sur le droit d’auteur protège l’activité de ces différentes personnes. Lorsqu’il copie des livres, en entier ou en partie, en dehors des exceptions définies par la loi, l’usager prive ces différentes personnes d’une part de la rémunération qui leur est due. C’est pourquoi les auteurs et les éditeurs demandent qu’aucun texte protégé ne soit copié sans une autorisation écrite préalable, en dehors des exceptions définies par la loi. © Éditions VAN IN, Mont-Saint-Guibert – Wommelgem, 2021, De Boeck publié par VAN IN Tous droits réservés. En dehors des exceptions définies par la loi, cet ouvrage ne peut être reproduit, enregistré dans un fichier informatisé ou rendu public, même partiellement, par quelque moyen que ce soit, sans l’autorisation écrite de l’éditeur. 1re édition, 2021 ISBN 978-2-8041-9825-1 D/2021/0078/164 Art. 597847/01

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3 l

Composition des molécules

es molécules sont constituées d’atomes. À ces molécules correspondent des formules moléculaires. De la lecture de ces formules moléculaires, le chimiste peut tirer différentes informations.

UAA1 Électricité

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Ressources et processus à mobiliser A la fin de ce chapitre, tu seras capable de… SAVOIRS définir ➜ molécule, ➜ formule moléculaire, ➜ indice, ➜ corps pur simple, ➜ corps pur composé, ➜ corps binaire, ➜ corps ternaire.

SAVOIR-FAIRE différencier un corps binaire d’un corps ternaire ; donner la composition d’une molécule à partir de sa formule moléculaire ; donner une formule moléculaire à partir du nombre d’atomes ou de groupements qui la composent ; donner les formules moléculaires à partir de modèles de molécules.

PROCESSUS modéliser un objet ou un matériau comme un ensemble de molécules ou d’atomes (lien macroscopique-microscopique) (C1) ; décrire corps purs simples et corps purs composés et fournir des exemples d’utilisation de ceux-ci dans la vie courante (C2) ; expliciter la composition d’une molécule (C3).

3 • Composition des molécules

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Dans le chapitre 2, tu as découvert que les molécules sont composées d’atomes et nous pouvons dès lors donner une nouvelle définition d’une molécule. Une molécule est une association d’atomes. Tu as aussi appris la manière de symboliser les différents atomes. Puisque les molécules sont composées d’atomes, il est logique de représenter une molécule par l’association des symboles des atomes qui la constituent. Le déchiffrage de quelques étiquettes va te permettre de détailler ces associations.

Observer le symbolisme chimique sur des étiquettes de produits Voici une série de notations chimiques que l’on peut lire sur des récipients de produits se trouvant dans les armoires d’un laboratoire de chimie.

Al2O3

HNO3

Ca(OH)2

NaCl

CuCl2

CaO Al2(SO4)3 H2O KBr H2SO4

NaOH

En observant ces notations, tu peux te poser des questions. • Combien de symboles composent chacune de ces notations ? .........................................................................................................................................

• Que signifie le chiffre parfois écrit à droite au bas d’un symbole ? .........................................................................................................................................

• À quoi servent les parenthèses ? .........................................................................................................................................

Nous allons, dans ce chapitre, expliquer la signification des notations qui identifient les molécules.

UAA1 Constitution et classification de la matière

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Les notations chimiques qui rendent compte de la composition des molécules sont appelées formules moléculaires.

Corps purs simples et corps purs composés

Le chiffre écrit parfois à droite au bas d’un symbole s’appelle indice. Il précise le nombre d’atomes de ce type présents dans la molécule.

Le modèle moléculaire et le modèle atomique permettent de faire une nouvelle distinction entre les corps constituant la matière.

Ainsi, dans une molécule H2O, il y a 2 atomes H et 1 atome O.

Après avoir appris à définir les corps purs au chapitre 2, apprenons à distinguer les corps purs simples des corps purs composés.

Comme tu le vois, l’indice 1 ne s’écrit pas. Une formule moléculaire est la juxtaposition des symboles, avec indice, des atomes constituant une molécule. Un indice est un chiffre situé à droite et au bas d’un symbole atomique figurant dans une formule moléculaire : il indique le nombre d’atomes de ce type présents dans la molécule. Les formules moléculaires sont utilisées constamment par les chimistes aussi bien dans leur langage oral qu’écrit. Il faut cependant distinguer deux niveaux dans leur emploi. Pour le comprendre, reprenons la formule moléculaire H2O. • Au niveau microscopique, la formule moléculaire H2O représente une molécule du corps pur eau, que nous appelons « molécule H2O ». • Au niveau macroscopique, l’écriture H2O représente aussi le corps pur eau constitué d’un ensemble de molécules identiques. Comme il est plus pratique de désigner un corps par sa formule moléculaire que par son nom, les chimistes se servent habituellement des formules moléculaires pour étiqueter leurs récipients.

Un corps pur simple est un corps pur dont chaque molécule est constituée d’atomes identiques. Ainsi, le gaz oxygène est un corps pur simple parce que chacune de ses molécules est constituée uniquement d’atomes O. Pour certains gaz, les atomes se regroupent par deux, formant des molécules diatomiques. Ainsi, – le gaz oxygène est constitué de molécules O2 : il s’appelle pour cette raison dioxygène ; – le gaz hydrogène est constitué de molécules H2 : il s’appelle pour cette raison dihydrogène. Cette façon de nommer des corps purs simples gazeux s’applique aussi au diazote N2, au dichlore Cl2, au dibrome Br2, au diiode I2, etc. Un corps pur composé est un corps pur dont chaque molécule est constituée d’atomes différents. Ainsi, le chlorure d’hydrogène est un corps pur composé parce que chacune de ses molécules est constituée d’atomes H et d’atomes Cl. Voici quelques exemples d’utilisation dans la vie courante : • de corps purs simples : – l’argent Ag : miroirs, couverts, bijoux, monnaie ; – le plomb Pb : protection anti-radiations, batteries, soudure ; – le zinc Zn : piles, corniches et gouttières ;

3 • Composition des molécules

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– le dichlore Cl2 : désinfection de l’eau, agent de blanchiment ; – le diiode I2 : désinfectant ; – le silicium Si : cellules solaires, montres à quartz, puces électroniques, batteries ; • de corps purs composés : – l’acide chlorhydrique HCl : décapage de métaux, élimination du voile de ciment sur des carrelages ; – l’hydroxyde de sodium NaOH : fabrication de papiers et de savons, débouchage de canalisations ;

– l’oxyde d’aluminium Al2O3 : abrasif (papier émeri) ;

– le dioxyde de carbone CO2 : acidifiant dans les boissons gazeuses, extincteurs ;

– le chlorure de calcium CaCl2 : épandage sur les routes par temps de verglas, préparation du béton ; – le fluorure de sodium NaF : prévention des caries dentaires ; – le nitrate de potassium KNO3 : préparation d’engrais ; – le phosphate de sodium Na3PO4 : additif alimentaire, adoucissement de l’eau.

Cartes d’identité du dioxygène et du gaz carbonique Un corps pur est caractérisé par un ensemble de propriétés qui lui est propre, cet ensemble de propriétés ne pouvant s’appliquer à aucun autre corps. Il serait donc possible de dresser, pour chaque corps pur, une sorte de carte d’identité. Tout comme la carte d’identité d’une personne rassemble un certain nombre de données (nom, prénom, date de naissance, adresse, état civil…) capables de l’identifier, elle et elle seule, celle d’un corps pur contiendrait des renseignements (état physique dans des conditions précises de t° et de pression, t° d’ébullition, t° de fusion, origine, propriétés bien spécifiques, utilisations…) qui permettraient d’identifier ce corps pur, lui et lui seul. CARTE D’IDENTITÉ Le gaz dioxygène occupe 1/5 du volume de l’air.

Nom du corps pur simple : dioxygène État physique à température ambiante : gaz Température de fusion : – 218,4 °C Température d’ébullition : – 182,96 °C Caractéristiques : gaz incolore, inodore, indispensable à la vie Test de reconnaissance : ravive un tison incandescent CARTE D’IDENTITÉ L’air pollué a un taux élevé en gaz carbonique.

CO2

Nom du corps pur composé : dioxyde de carbone ou gaz carbonique État physique à température ambiante : gaz Température de sublimation : – 78 °C Caractéristiques : gaz incolore, d’odeur piquante, se trouve dans les boissons gazeuses naturelles ou artificielles, un des gaz responsables de l’effet de serre Test de reconnaissance : trouble l’eau de chaux

UAA1 Constitution et classification de la matière

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L’organigramme commencé au chapitre 1 peut maintenant être complété. Corps constitutifs de la matière

Mélanges

Analysons plus attentivement les formules de quelques molécules ternaires :

Corps purs

Corps purs simples

Groupements particuliers d’atomes

Corps purs composés

Corps binaires et corps ternaires Comparons maintenant les formules moléculaires de deux corps purs composés afin de les différencier : CuCl2 et Na2SO4.

Ca(OH)2, HNO3, Al2(SO4)3, Mg(NO3)2, NaOH, H2SO4. Remarquons qu’elles peuvent être classées d’après le groupement particulier d’atomes commun à certaines d’entre elles : Ca(OH)2 et NaOH comprennent le groupement (OH), HNO3 et Mg(NO3)2 comprennent le groupement (NO3), Al2(SO4)3 et H2SO4 comprennent le groupement (SO4). Tu trouves, dans le tableau ci-après, quelques groupements particuliers : (OH)

(NO3)

(CO3)

(SO4)

(PO4)

Ces groupements sont aisément repérables quand ils sont entre parenthèses comme dans Ca(OH)2, Al2(SO4)3 ou Mg(NO3)2. C’est moins évident de les voir dans NaOH, HNO3 ou H2SO4.

Remarquons que : – la formule moléculaire (CuCl2) d’un des deux corps comprend 2 sortes d’atomes (Cu et Cl) ; – la formule moléculaire (Na2SO4) de l’autre corps comprend 3 sortes d’atomes (Na, S et O). Cette même distinction existe pour la plupart des corps chimiques. Ainsi, – KBr, CO2, Al2S3… sont composés de 2 sortes d’atomes ; – NaOH, H2SO4, C6H12O6… sont composés de 3 sortes d’atomes. Retenons que : Un corps binaire est un corps composé dont chaque molécule est constituée de deux sortes d’atomes. Un corps ternaire est un corps composé dont chaque molécule est constituée de trois sortes d’atomes.

Le fait de les reconnaître dans les formules même quand ils ne sont pas entre parenthèse pourra s’avérer très utile dans la suite.

Dénombrement des atomes présents dans une molécule Dans un des chapitres suivants, tu vas apprendre à écrire des équations chimiques. Pour ce faire, il est indispensable de bien compter le nombre d’atomes présents dans les molécules. Après quelques exercices, ce dénombrement te deviendra vite familier. Comptons le nombre d’atomes de chaque sorte présents dans quelques molécules binaires et ternaires. Dans la molécule CO2, il y a 1 atome C ; 2 atomes O. Dans la molécule N2O3, il y a 2 atomes N ; 3 atomes O.

3 • Composition des molécules

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donc, au total, il y a 2 atomes Al ; 3 atomes S ; 12 atomes O.

Dans la molécule HNO3, il y a 1 atome H ; 1 groupement (NO3) comprenant 1 atome N ; 3 atomes O.

Dans ce dernier exemple, le groupement (SO4) est affecté de l’indice 3. Cet indice multiplie le nombre de tous les atomes composant le groupement.

Dans la molécule Al2(SO4)3, il y a 2 atomes Al ; 3 groupements (SO4) comprenant chacun 1 atome S et 4 atomes O ;

Al2(SO4)3

1 Compte le nombre d’atomes de chaque sorte dans une molécule :

a) Fe2O3 :

..............................................

d) P2O5 :

................................................

b) H2O : . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

e) NO2 : . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

c) NaCl : . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

f) MgI2 :

................................................

2 Compte le nombre d’atomes de chaque sorte dans une molécule :

a) H2SO4 : . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . b) Al2(CO3)3 :

.................................................................................................................

c) Cu(NO3)2 : . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . d) Ba3(PO4)2 :

................................................................................................................

3 Écris la formule moléculaire d’un corps binaire dont chaque molécule est constituée de :

a) 1 atome Na et 1 atome Cl :

................

b) 2 atomes K et 1 atome O :

.................

c) 2 atomes N et 3 atomes O :

...............

d) 1 atome H et 1 atome Br : . . . . . . . . . . . . . . . . . .

4 Écris la formule moléculaire d’un corps ternaire dont chaque molécule est constituée de :

a) 1 atome Ca et 1 groupement (CO3) .........................................................

b) 1 atome Mg et 2 groupements (OH) .........................................................

c) 1 atome Al et 1 groupement (PO4) .........................................................

d) 1 atome Ba et 2 groupements (NO3) .........................................................

UAA1 Constitution et classification de la matière

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5 En t’aidant de la légende suivante : atome azote

atome carbone

atome chlore

atome hydrogène

atome oxygène

atome soufre

a) écris la formule moléculaire de chacun des corps purs dont une molécule est représentée ci-dessous ; Modèles des molécules

Formules moléculaires ......................................................... ......................................................... ......................................................... ......................................................... .........................................................

b) classe les cinq corps purs du tableau ci-dessus en corps purs simples et corps purs composés. Justifie ton classement. Formules moléculaires

Corps purs simples

Corps purs composés

.......................................

car

............................................................................................................................

.................................................................................................................................

6 Complète le tableau en utilisant la légende suivante : atome aluminium

atome azote

Modèle d’une molécule d’un corps pur

atome sodium

atome carbone

atome chlore

atome hydrogène

atome oxygène

Formule moléculaire

Nombre d’atomes de chaque sorte

Nombre de sortes d’atomes

Sorte de corps pur (simple ou composé)

....................

.......................

...................

......................

....................

.......................

...................

......................

....................

.......................

...................

......................

....................

.......................

...................

......................

....................

.......................

...................

......................

....................

.......................

...................

......................

3 • Composition des molécules

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7 Pour chaque corps ci-dessous, retrouve son modèle en associant un chiffre à une lettre.

Corps (niveau macroscopique)

Modèles (niveau microscopique)

1 gaz dichlore : corps pur simple

2 cristaux de chlorure de cuivre : corps pur dont les molécules sont binaires

3 fil de cuivre : corps pur constitué d’atomes cuivre

4 solution de chlorure de cuivre : mélange de plusieurs sortes de molécules

8 Comme à la page 26, établis sur la base d’une recherche personnelle la carte d’identité :

– du dihydrogène H2 Carte d’identité H2 Le dihydrogène, le plus léger des gaz, ne se trouve dans l’atmosphère qu’à l’état de trace. Nom du corps pur simple :

................................................................................................

État physique à température ambiante : Température de fusion :

...................................................................................................

Température d’ébullition : Caractéristiques :

..............................................................................

................................................................................................

............................................................................................................

Test de reconnaissance :

...................................................................................................

......................................................................................................................................

UAA1 Constitution et classification de la matière

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– de l’eau H2O Carte d’identité H2O Composé chimique recouvrant 70 % de la surface de la Terre, essentiel à la vie. Nom du corps pur simple :

................................................................................................

État physique à température ambiante : Température de fusion :

...................................................................................................

Température d’ébullition : Caractéristiques :

..............................................................................

................................................................................................

............................................................................................................

Test de reconnaissance :

...................................................................................................

– du méthane CH4 Gaz naturel contenu dans les pores du charbon et produit par fermentation anaérobie dans le rumen des bovins, la 3e source d’énergie dans le monde. Nom du corps pur simple :

................................................................................................

État physique à température ambiante : Température de fusion :

..............................................................................

...................................................................................................

Température d’ébullition : Caractéristiques :

Carte d’identité CH4

................................................................................................

............................................................................................................

......................................................................................................................................

Test de reconnaissance :

...................................................................................................

– de l’or Au Métal précieux recherché et apprécié sous forme de parures ou de pièces de monnaie depuis la plus haute antiquité. Nom du corps pur simple :

................................................................................................

État physique à température ambiante : Température de fusion :

..............................................................................

...................................................................................................

Température d’ébullition : Caractéristiques :

Carte d’identité Au

................................................................................................

............................................................................................................

......................................................................................................................................

Test de reconnaissance :

...................................................................................................

......................................................................................................................................

3 • Composition des molécules

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Des molécules ordinaires… pas toujours Depuis que tu sais que toute matière est faite de molécules, as-tu perçu que tout ce que tu vois, que tout ce que tu touches est fait de molécules ? Ainsi, en lisant ce livre, tu regardes des molécules sans les voir. Des molécules, tu en avales lorsque tu bois, lorsque tu manges. Tu inspires et tu expires des molécules. Tu es habillé de molécules. Tu es fait de molécules. Nous avons épinglé pour toi des corps contenant des molécules un peu « spéciales ». • La molécule qui sent la poire : C7H14O2 (acétate d’isoamyle). • La molécule qui sent l’œuf pourri : H2S (sulfure d’hydrogène). • La molécule qui sent le plus mauvais : C2H6S (éthylmercaptan). • La molécule qui calme la douleur : C9H8O3 (acide acétyl-

salicylique ou aspirine).

• La molécule qui enivre : C2H6O (alcool éthylique ou éthanol). • La molécule qui pique : CH2O2 (acide méthanoïque ou acide

formique).

• La molécule qui fait digérer : NaHCO3 (hydrogénocarbonate

de sodium ou bicarbonate de soude).

• La molécule qui explose : C7H5N3O6 (trinitrotoluène ou TNT). • La molécule qui provoque des crampes : C3H6O3 (acide

lactique).

• La molécule qui fait rire : N2O (hémioxyde d’azote). • La molécule qui endort : CHCl3 (trichlorométhane ou chloro-

forme).

UAA1 Constitution et classification de la matière

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Évolution du modèle atomique

epuis l’Antiquité, le modèle atomique a bien évolué grâce aux travaux d’éminents scientifiques à l’esprit curieux et aux idées brillantes : Dalton, Thomson, Rutherford, Chadwick et Bohr. Cette évolution continue et se poursuivra dans le futur.

UAA1 Électricité

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Ressources et processus à mobiliser A la fin de ce chapitre, tu seras capable de… SAVOIRS citer le nom de plusieurs scientifiques ayant participé à l’élaboration du modèle atomique ; décrire les modèles atomiques de Dalton, Thomson, Rutherford et Bohr ; donner l’ordre de grandeur du diamètre d’un atome ; décrire le modèle atomique de Rutherford-Chadwick en utilisant judicieusement les termes : électron, proton, neutron, nucléon, noyau ; définir ➜ électron, proton, neutron (symbole, charge, masse relative), ➜ masse atomique relative (Ar), ➜ électron externe et électron interne.

SAVOIR-FAIRE dessiner les modèles atomiques de Dalton et Rutherford-Chadwick ; déterminer le nombre d’électrons, de protons et de neutrons dans un atome ; associer les différentes couches électroniques (lettres) aux différents niveaux d’énergie (numéros) ; calculer le nombre maximal d’électrons que l’on peut trouver sur une couche donnée ; donner la répartition des électrons par couche, pour les 18 premiers atomes du tableau de Mendeléev ; dessiner le modèle de Bohr de n’importe quel atome parmi les 18 premiers du tableau de Mendeléev ; identifier un atome à partir de son modèle de Bohr ; établir la carte d’identité d’un atome à partir des indications figurant dans la case du tableau de Mendeléev qui lui est réservée.

PROCESSUS décrire le concept de modèle à partir de l’histoire du modèle atomique (C4) ; décrire les qualités, les limites et le caractère évolutif d’une théorie scientifique à partir de l’histoire de la théorie atomique (C5) ; expliciter la composition d’un atome (C6) ; extraire du tableau de Mendeléev la répartition des particules subatomiques selon le modèle de Bohr et la masse atomique relative d’un atome (A5) ; expliquer que les éléments absorbent et émettent des énergies lumineuses correspondant à des couleurs spécifiques. Décrire les impacts de ce constat dans plusieurs domaines (C8).

UAA1 Constitution et classification de la matière

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Les expériences réalisées dans les chapitres 1 et 2 t’ont conduit à comprendre pourquoi les scientifiques ont adopté le modèle moléculaire et le modèle atomique de la matière. Les corps sont composés de molécules elles-mêmes constituées d’atomes. Mais les atomes sont-ils les particules matérielles ultimes ou sont-ils, eux aussi, constitués de particules plus petites ? Depuis longtemps, les savants se sont posé cette question. Confrontés à des phénomènes nouveaux, ils les ont étudiés et ont pu ainsi découvrir progressivement l’existence de particules dans l’atome.

Le modèle atomique de Dalton Si les philosophes grecs de l’Antiquité, Leucippe et Démocrite (ve siècle ACN), eurent les premiers l’intuition de la constitution corpusculaire de la matière, il fallut attendre 1808 pour que J. Dalton1, dont nous avons déjà parlé à propos des symboles des atomes, publie sa théorie atomique. Il s’était interrogé sur le fait que lorsqu’on mélange des gaz de densités différentes (par exemple du dioxygène (d = 1,2) et du dichlore (d = 2,6)), ils ne se placent pas par ordre de densité (le dichlore en dessous du dioxygène), mais forment au contraire un mélange gazeux homogène. Il rendit compte de ce phénomène en imaginant que les gaz sont constitués de corpuscules extrêmement petits, les atomes (appellation empruntée aux anciens Grecs et signifiant « qu’on ne peut couper »), qui se mélangent les uns aux autres.

Dalton décrivit les atomes comme de minuscules sphères, indivisibles et indestructibles.

Modèle d’atome de Dalton

Le modèle atomique de Thomson Dès la fin du xixe siècle, le phénomène de l’existence des décharges électriques amena les savants à remettre en question le modèle atomique des sphères de Dalton, indivisibles et indestructibles. Ils eurent l’idée que les décharges étaient dues à de minuscules particules s’échappant de la matière. Mais encore fallait-il individualiser ces particules. Ce fut réalisé entre 1894 et 1897 par J.J. Thomson2 et J. Perrin3 qui démontrèrent la charge électrique négative de ces particules grâce à leurs travaux sur les rayons cathodiques. G.J. Stoney4 les baptisa « électrons », faisant référence au frottement de l’ambre (electron en grec) qui produit des étincelles.

gaz oxygène

gaz chlore

1. J . D alton (1 7 6 6 - 18 4 4 ), chimiste anglais.

mélange gazeux

2. J .J . T homson (1 8 5 6 - 19 4 0 ), physi cien anglais, prix N ob el 19 0 6 . 3 . J . P errin (1 8 7 0 - 19 4 2), physi cien fr anç ais, prix N ob el 19 26 . 4 . .G J . St oney (1 8 26 - 19 11), physi cien irlandais. 4 • Évolution du modèle atomique

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L’existence d’électrons négatifs conduisit à imaginer, pour rendre compte de la neutralité de l’atome, qu’il devait posséder aussi une charge électrique positive égale à la charge négative des électrons. Thomson proposa en 1904 le modèle du « plumpudding ». Thomson se représenta l’atome comme une sphère gélatineuse ayant une charge positive neutralisant la charge négative des électrons disséminés dans la masse.

Ensuite, ils interposèrent une mince feuille d’or (d’épaisseur 1 . 10–3 mm) sur le trajet des particules α positives. Ils furent très surpris d’observer que la grande majorité des particules α traversaient la feuille d’or sans être déviées. Les autres semblaient ricocher contre un obstacle et subissaient de ce fait des déviations importantes (voir figure ci-dessous).

Le modèle atomique de Rutherford Les scientifiques cherchèrent ensuite à vérifier et à préciser le modèle atomique de Thomson en irradiant la matière avec des particules émises par des corps radioactifs. La radioactivité, c’est-à-dire la propriété qu’ont certains corps (l’uranium, le radium...) d’émettre de minuscules particules sous forme de rayons, avait été découverte fortuitement par le français H. Becquerel5. En faisant des expériences d’irradiation, l’Anglais E. Rutherford6 aboutit, avec ses collaborateurs, à un résultat remarquable. Comme projectiles, ils utilisèrent des « particules alpha (α) » positives très énergétiques, produites par du radium. Dans le procédé utilisé, les particules émises par le radium sont absorbées par une boîte de plomb, à parois épaisses, à l’exception d’un mince faisceau de particules qui peut sortir de façon rectiligne par un trou pratiqué dans la boîte. Ce faisceau est dirigé vers un écran fluorescent circulaire sur lequel son impact est visualisé par une tache lumineuse (voir figure ci-après).

Pourrions-nous, sachant que des particules de même charge électrique se repoussent, expliquer : – pourquoi la plupart des particules α traversent les atomes or sans être déviées ? – pourquoi quelques particules α ricochent sur un obstacle en subissant des déviations importantes ? – pourquoi les électrons des atomes or n’ont pratiquement pas d’influence sur le mouvement des particules α ? – pourquoi le modèle de Thomson ne peut pas rendre compte des phénomènes observés ? De son expérience, Rutherford conclut que le modèle atomique de Thomson ne pouvait expliquer pourquoi la plupart des particules α positives poursuivaient leur trajectoire rectiligne sans être déviées. Il comprit que les rares obstacles rencontrés ne devaient occuper qu’un volume très réduit de l’espace atomique et qu’ils étaient de charge positive, puisqu’ils repoussaient avec force les projectiles positifs qui les atteignaient.

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atome or noyau positif

Il en déduisit aussi que les électrons devaient être dispersés dans l’espace vide et être de masse infime, puisqu’ils n’influençaient pas la trajectoire des particules α. S’appuyant sur ces travaux, Rutherford infirma le modèle de Thomson et représenta l’atome comme un grand volume vide dans lequel des électrons se déplaçaient autour d’un noyau positif. Cet agencement proposé en 1911 avait déjà été suggéré en 1904 par le Japonais H. Nagaoka7. Il fallut attendre 1919 pour que les particules de charge positive constituant le noyau soient identifiées. E. Goldstein8 les avait déjà découvertes en 1886, mais ne travaillant pas sur la composition de l’atome, il n’en avait fait aucune exploitation. Ces particules appelées « protons » : – ont une masse de 1,667 . 10-27 kg et sont 1 836 fois plus lourdes que les électrons ; – sont en même nombre que les électrons ; – ont une charge égale à celle des électrons, ce qui justifie la neutralité de l’atome.

Le mot « prouton » avait d’abord été proposé par Rutherford, en l’honneur de son prédécesseur W. Prout mais c’est « proton » qui fut finalement retenu par la communauté scientifique. Ouf ! Sans cette modification, l’atome oxygène aurait contenu, dans son noyau, 8 proutons ! D’autres expériences permirent de déterminer que l’atome a un diamètre de l’ordre du dixième de nanomètre (10–10 m). Quant au diamètre du noyau, il est 100 000 fois plus petit, (soit 10–15 m). Modèle de l’atome Li selon Rutherford10 électron

1e–

volume vide

1e– + + + 1e– noyau atomique comprenant 3 protons (3p+ )

Ces informations permettent, dès lors, de conclure qu’il y a beaucoup de vide dans un atome et que sa masse est concentrée dans son noyau. Pour te représenter cette proportion, imagine, au centre de la diagonale d’un terrain de football, une puce, d’environ 1 mm. Elle figurerait le volume du noyau, tandis que la diagonale serait le diamètre de la sphère dans laquelle évolueraient les électrons.

Rutherford et le proton C’est en 1919 que Rutherford appela les particules positives constitutives du noyau « protons ». Ce terme « proton » doit son origine à W. Prout9. Cent ans plus tôt, celui-ci émit l’hypothèse que tous les atomes seraient formés d’une substance fondamentale unique qu’il appella « protyle » (en grec, « premier matériau »), ce protyle étant alors l’atome hydrogène, le plus léger de tous les atomes.

7 . H . Nag aok a (1 8 6 5 - 19 5 0 ), physi cien jap onais. 8 . E . Go ldstein (1 8 5 0 - 9 3 0 ), physi cien allemand. 9 . W . P rout (1 7 8 5 - 18 5 0 ), chimiste et médecin anglais.

Le modèle atomique de Rutherford-Chadwick Si tu consultes le tableau de Mendeléev à la fin de ce livre-cahier, tu retrouves dans chaque case le symbole d’un atome différent ainsi que plusieurs nombres. Voici, reproduite ci-dessous, la case du lithium Li11.

10 . L e cercle en pointillé indiq ue la limite de l’espace dans leq uel circulent les électrons. 11. L e lithium ( du grec lithos, « pierre » ) a été découv ert en 18 17 . L e lithium et ses sels sont utilisés dans les accumulateurs ( v éhicules électriq ues, G S M , ordinateurs portab les… ) , dans les médicaments prescrits pour des prob lèmes neurologiq ues, dans les lentilles ( télescope H ub b le) , dans les alliages pour les av ions… 4 • Évolution du modèle atomique

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2 1

1,00

Li 6,94

Que représentent les données numériques entourant le symbole du lithium ? Dans un premier temps, voyons s’il est possible d’établir une relation entre le modèle de l’atome et deux de ces nombres : 3 et 6,94. Numéro ou nombre atomique Z Dans la case du lithium Li, le nombre entier « 3 » situé dans le coin supérieur gauche correspond au nombre de protons ou d’électrons présents dans l’atome lithium. Ce nombre est appelé numéro atomique Z. De façon plus générale, Z indique : – l’ordre de classement d’un atome dans le tableau ; – le nombre de protons (p+) ainsi que le nombre d’électrons (e–) présents dans un atome électriquement neutre. Z

Li Ainsi l’atome lithium, que nous avons représenté dans sa case, a comme numéro atomique Z = 3. C’est le 3e atome par ordre de complexité. Il possède 3 protons et 3 électrons. De l’hypothèse d’Avogadro à la masse atomique relative Ar Tu viens de découvrir la signification et l’utilité du nombre situé dans le coin supérieur gauche de chaque case du tableau de Mendeléev. Attachons-nous maintenant à donner un sens au nombre situé sous le symbole de l’atome. Pour ce faire, suivons le raisonnement d’Avogadro12. Il avait d’abord émis l’hypothèse que la plupart des gaz sont constitués, non d’atomes isolés, mais de molécules. De plus, presque un siècle avant la découverte des protons et des électrons, A. Avogadro s’était déjà attelé au travail de la détermination de la masse des atomes.

En 1811, il émit ensuite l’hypothèse suivante : Dans les mêmes conditions de température et de pression, des volumes égaux de gaz renferment le même nombre de molécules. Ainsi, dans un litre de dioxygène (O2) et dans un litre de dihydrogène (H2), il devrait y avoir le même nombre x de molécules. Or, par pesée, Avogadro a constaté qu’un litre de dioxygène (O2) est 16 fois plus lourd qu’un litre de dihydrogène (H2).

1 O2

Il conclut que x molécules O2 sont 16 fois plus lourdes que x molécules H2 : m x (O2 ) 16 m

x (H 2 )

Si x = 1, alors pour une molécule : m (O2 ) 16 m

(H 2 )

Puisque chacune des molécules contient 2 atomes, la masse d’un atome O est donc 16 fois plus grande que la masse d’un atome H : m (O ) 16 m

(H )

Qu’elle soit effectuée par la méthode des volumes gazeux ou par des méthodes plus modernes (spectrométrie de masse), la mesure de la masse des atomes aboutit à une masse relative puisque la masse est comparée à une masse étalon : l’atome H, le plus léger. La masse atomique relative A r d’un atome est le rapport entre la masse de cet atome et la masse de l’atome H, choisie comme masse étalon.

12. A. A v ogadro (1 7 7 6 - 18 5 6 ), physi cien italien.

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Quand on dit, par exemple, que la masse atomique relative de l’oxygène est 16, cela signifie que l’atome O est 16 fois plus lourd que l’atome H. Ainsi, si on imaginait une balance ultrasensible capable de peser 1 atome, il faudrait placer 1 atome O sur un des plateaux et 16 atomes H sur l’autre plateau pour obtenir l’équilibre.

1 atome O

16 atomes H

Dans la pratique, si tu veux connaître la masse atomique relative d’un atome, consulte le tableau de Mendeléev.

J . C hadw ick

Comme les atomes sont électriquement neutres (ils sont constitués d’un même nombre de protons et d’électrons, de charge égale mais de signe contraire), ces particules supplémentaires doivent donc être électriquement neutres : c’est pourquoi les scientifiques leur donnèrent le nom de neutrons. C’est seulement en 1932 que J. Chadwick13 confirma expérimentalement l’existence du neutron et que sa masse fut mesurée comme étant pratiquement équivalente à celle du proton et donc de l’atome H.

La masse atomique relative figure sous le symbole de chacun des atomes. Découverte du neutron Tu viens d’apprendre à déterminer le nombre de protons et d’électrons à partir du numéro atomique Z. Les scientifiques ont établi que la masse du proton est pratiquement égale à la masse d’un atome H (soit 1,672 . 10 – 24 g) et que la masse de l’électron, environ 1 836 fois plus petite, est négligeable par rapport à la masse du proton. La masse d’un atome devrait donc être égale à la somme des masses des protons. Ainsi, l’atome He (Z = 2), constitué de 2 p+ et de 2 e–, devrait avoir une masse équivalente à celle de 2 atomes H ; or sa masse atomique relative est 4, comme tu peux le vérifier en consultant le tableau de Mendeléev. De même, l’atome Li (Z = 3), constitué de 3 p+ et de 3 e–, devrait avoir une masse équivalente à celle de 3 atomes H ; or sa masse atomique relative est 7. Le modèle atomique de Rutherford ne permet pas d’expliquer d’où vient cette différence de masse. Pour expliquer le fait que la masse atomique relative de l’atome He est 4 et non 2 et que celle de l’atome Li est 7 et non 3, les scientifiques émirent, vers 1920, l’hypothèse de l’existence de particules supplémentaires dans le noyau de l’atome.

W . H eisenb erg

W. Heisenberg14 vérifia ensuite que les neutrons faisaient partie intégrante du noyau, et proposa dès lors le terme nucléon pour désigner une particule du noyau atomique, qu’elle soit proton ou neutron. Un neutron n° est un nucléon, particule du noyau atomique, de masse équivalente à celle d’un proton (ou d’un atome H) mais sans charge électrique. L’existence du neutron nous permet de lever les incompréhensions formulées plus haut. Tu détermineras aisément le nombre de neutrons présents dans le noyau d’un atome en effectuant le calcul suivant : nombre de neutrons = Ar (arrondie à l’unité) – Z

13 . J . C hadw ick ( 18 9 1- 19 7 4 ) , phy sicien anglais, prix N ob el 19 3 5 . 14 . W . H eisenb erg (1 9 0 1- 19 7 6 ), physi cien allemand, prix N ob el 19 3 2. 4 • Évolution du modèle atomique

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Ainsi, – dans le noyau de l’atome He, le nombre de neutrons étant égal à 2 (Ar(4) – Z(2)), le noyau de l’atome He contient donc 2 protons et 2 neutrons ; – dans le noyau de l’atome Li, le nombre de neutrons étant égal à 4 (Ar(7) – Z(3)), le noyau de l’atome Li contient donc 3 protons et 4 neutrons. La masse atomique relative d’un atome équivaut pratiquement

à la somme du nombre de ses protons et de ses neutrons.

Numéro atomique Symbole Masse atomique relative

X Ar

À partir de la case du lithium, tu peux déterminer la composition de l’atome lithium : • nombre de protons = Z = 3 3 • nombre d’électrons = Z = 3 • nombre de nucléons = Ar (arrondie) = 7 • nombre de neutrons 6,94 = Ar (arrondie) – Z = 7 – 3 = 4

Le modèle de l’atome lithium peut-être schématisé comme ci-dessous :

Le modèle atomique de Rutherford-Chadwick La découverte du neutron par Chadwick obligea les scientifiques à revoir le modèle atomique de Rutherford. Quand un modèle scientifique ne permet plus de rendre compte des observations faites, les scientifiques élaborent d’autres modèles. La mise à l’épreuve de ceux-ci aboutit à l’émergence de l’un d’entre eux qui est alors retenu par la communauté scientifique jusqu’à ce qu’il devienne, à son tour, éventuellement insatisfaisant. C’est ainsi qu’après le modèle de Rutherford, émergea un nouveau modèle atomique que nous appellerons « modèle de Rutherford-Chadwick » : Tout atome, électriquement neutre, est composé : • d’un noyau qui comprend : – un ou plusieurs protons ce sont – zéro, un ou plusieurs les nucléons neutrons • d’électrons qui évoluent autour du noyau, en nombre égal à celui des protons. Carte d’identité de l’atome Ce que nous avons appris jusqu’à présent au sujet de l’atome nous permet de commencer à établir sa carte d’identité. À partir de la lecture d’une case du tableau de Mendeléev, nous pouvons facilement déterminer le nombre de nucléons, de protons, de neutrons et d’électrons d’un atome neutre donné, au départ des nombres Z et Ar : • Nombre de protons = Z • Nombre d’électrons = Z • Nombre de nucléons = Ar (arrondie) • Nombre de neutrons = Ar (arrondie) – Z

: proton : neutron : électron

Avec certains renseignements fournis par le tableau de Mendeléev, tu peux déterminer la composition de n’importe quel atome.

Le modèle atomique de Bohr Tu viens de t’approprier le modèle atomique de Rutherford-Chadwick : l’atome est constitué d’un noyau (composé de protons et de neutrons) et d’électrons évoluant autour du noyau, « comme des mouchettes autour d’une lampe allumée ». Confrontés à de nouvelles observations de différents phénomènes, les scientifiques ont été amenés à préciser la structure électronique des atomes. Ainsi, tu as certainement déjà vu des lampes jauneorange le long des autoroutes, des enseignes lumineuses colorées, des feux d’artifice, …

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Comment se fait-il que différents corps produisent des couleurs différentes, notamment quand ils sont chauffés ? Ces couleurs sont-elles toujours les mêmes quand on chauffe un corps pur simple, comme le sodium Na par exemple, ou un corps pur composé contenant aussi du sodium comme NaCl ?

Dans ce chapitre, nous répondrons à cette question en observant l’émission de lumière produite par des solutions de corps purs composés chauffés dans une flamme. Cela nous amènera à décrire un nouveau modèle atomique : le modèle de Bohr15.

Observer l’émission de lumière par différents corps purs composés chauffés. Pour ce faire : • remplir un vaporisateur (type « flacon à parfum ») avec une petite quantité de solution diluée de Na2CO3 ; • vaporiser un nuage de cette solution dans la flamme bleue du bunsen ; • noter la couleur de la flamme obtenue ; • répéter l’expérience avec le même corps pour confirmation ; • recommencer la même opération avec des solutions diluées des corps purs composés suivants (contenus dans d’autres vaporisateurs) : Li2CO3, K2CO3, NaCl, KCl, NaNO3, KNO3 et éventuellement pour obtenir une autre couleur de flamme, avec des solutions de CuCl2, Cu(NO3)2… ; • dresser ensuite un tableau mettant en relation les formules moléculaires des différents corps et la couleur de la flamme qu’ils produisent.

Relation entre la lumière émise par les corps chauffés et les niveaux d’énergie (n) des électrons Lors de l’expérimentation, nous avons observé que, lorsque les corps sont chauffés dans la flamme d’un bunsen, la lumière émise varie selon les corps testés.

Tous les corps composés d’un même métal émettent une lumière de même couleur. On pourrait observer aussi une coloration identique en plaçant dans la flamme des échantillons des métaux purs présents dans les corps testés, comme l’illustre la photo ci-après.

Nous pouvons déduire, à partir des résultats expérimentaux, que la couleur de la lumière émise dépend : – de la sorte de métal présent dans les corps : ainsi la flamme se colore en rouge avec le lithium, en jaune-orange avec le sodium, en violet avec le potassium… Les corps composés de métaux différents émettent une lumière de couleur différente. – uniquement du métal présent dans les corps : corps composés de sodium (NaCl, Na2CO3, NaNO3) émettent tous une lumière jaune-orange, les corps composés de potassium (KCl, K2CO3, KNO3) émettent tous une lumière violette…

Pour comprendre, au niveau atomique, les émissions de couleurs par les métaux et les corps composés des mêmes métaux, il faut distinguer deux étapes successives dans le comportement des atomes. 4 • Évolution du modèle atomique

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L’absorption d’énergie

Voici un schéma montrant la relation existant entre la couleur de la lumière émise et l’énergie restituée.

Avant d’être chauffés, les atomes se trouvent dans un état stable, appelé « état fondamental ».

Énergie

L’énergie thermique reçue lors du chauffage, insuffisante pour perturber le noyau, est absorbée par les électrons qui voient ainsi leur énergie considérablement augmentée. Les électrons passent alors du niveau d’énergie fondamental (E0) stable à un niveau d’énergie supérieur (Ex) instable ; on dit qu’ils sont « excités ». Ce passage d’un niveau à l’autre peut être schématisé comme suit : Énergie

Énergie

Niveau excité Ex E0 Niveau fondamental

Niveau excité Ex

e–

Énergie calorifique

e–

État excité

La restitution d’énergie Après la vaporisation, les atomes s’élevant dans la flamme se retrouvent dans une région plus froide. Ils restituent alors, du moins en partie, l’énergie qu’ils avaient absorbée sous forme d’énergie lumineuse. Ce retour à leur niveau fondamental peut se schématiser comme suit : Énergie

Niveau excité Ex E0 Niveau fondamental

Etat excité

Violet

Indigo

Bleu

Vert

Jaune

Orange

Rouge

Spectre visible

Comme nous pouvons le voir, les couleurs rouge (émise par le lithium), jaune-orange (émise par le sodium) et violette (émise par le potassium) traduisent, en allant du lithium au sodium et puis au potassium, une augmentation graduelle de l’énergie restituée. Puisque la quantité d’énergie fournie par la flamme est la même, si la quantité d’énergie restituée est différente d’un atome à l’autre, c’est que la quantité d’énergie absorbée est également différente pour le lithium, le sodium et le potassium.

E0 Niveau fondamental

État stable

Dès lors, si la quantité d’énergie absorbée est différente, c’est donc que les électrons excités peuvent atteindre des niveaux d’énergie différents. Quand ils reviennent à leur état fondamental, ils ne restituent pas la même énergie et donc n’émettent pas la même lumière. C’est à partir de l’étude de la lumière émise par certains atomes chauffés, principalement l’hydrogène, que Niels Bohr et ses collaborateurs ont élaboré, en 1913, un nouveau modèle atomique.

Énergie

e–

Énergie lumineuse

Niveau excité Ex E0 Niveau fondamental

e–

Etat stable

Suivant la quantité d’énergie restituée, la lumière émise aura une couleur différente. Les couches électroniques Le modèle de Rutherford-Chadwick a dû être modifié en imaginant que les électrons se situent sur des couches électroniques distinctes, K, L, M, N… correspondant à différents niveaux d’énergie.

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Ainsi, • la couche K est une région autour du noyau où se situent les électrons de niveau d’énergie n = 1 ; • la couche L est une région autour du noyau où se situent les électrons de niveau d’énergie n = 2 ; et ainsi de suite comme le montre le schéma ci-dessous. L

K n=

Noyau

OPQ M N

2 n= n= 3 n= 4 n=5 n= 6 n= 7

L’écart entre les différentes couches diminue au fur et à mesure qu’on s’éloigne du noyau. Ainsi, on peut voir qu’il est plus grand entre les couches K et L qu’entre les couches L et M, et ainsi de suite. Répartition des électrons dans les couches Grâce au modèle de Bohr, il devient possible de proposer une répartition des électrons par couche. De même que, pour remplir une salle de concert, les fans occupent d’abord la première rangée près de la scène, puis la seconde et ainsi de suite, de même les électrons d’un atome se répartissent d’abord en saturant la couche la plus proche du noyau, puis la seconde et ainsi de suite jusqu’à ce que tous les électrons soient distribués. Suivant ce modèle : • chacune de ces couches (selon le type d’atome) est occupée par un ou plusieurs électrons ; • les électrons, chargés négativement, exercent entre eux une force de répulsion : il ne peut donc y en avoir qu’un nombre limité sur chaque couche. Le nombre maximal d’électrons que l’on peut trouver sur une couche est égal à 2n 2, n étant le niveau d’énergie de cette couche.

atome H

couche couche couche K L M répartition (n = 1) (n = 2) (n = 3) 1 K1

He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar

2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

1 2 3 4 5 6 7 8 8 8 8 8 8 8 8 8

Cette règle est sans doute utilisable pour les couches O, P, Q mais n’est pas vérifiable car ces couches ne sont jamais complètes dans les atomes existant dans la nature ou produits artificiellement. Le tableau suivant donne, par couche, la répartition des électrons des 18 premiers atomes.

1 2 3 4 5 6 7 8

Les électrons de la couche la plus externe sont appelés électrons externes (ou de valence) et les électrons des autres couches sont appelés électrons internes (ou de cœur). Grâce à ce tableau, tu peux aisément établir que l’atome chlore, par exemple, a, sur sa couche M, 7 électrons externes. Les 10 électrons des couches intérieures K et L sont les électrons internes. La répartition des électrons d’un atome peut être représentée de manière schématique. Ainsi , pour l’atome F possédant un total de 9 e–, on dessinera :

pour l’atome Al possédant un total de 13 e–, on dessinera :

L (7 e– )

M (3 e–)

K (2 e )

L (8 e– )

–

Ainsi, on peut avoir au maximum : – sur la couche K (n = 1) : 2 × 12 = 2 électrons ; – sur la couche L (n = 2) : 2 × 22 = 8 électrons ; – sur la couche M (n = 3) : 2 × 32 = 18 électrons ; – sur la couche N (n = 4) : 2 × 42 = 32 électrons.

K2 K2 L1 K2 L2 K2 L3 K2 L4 K2 L5 K2 L6 K2 L7 K2 L8 K2 L8 M1 K2 L8 M2 K2 L8 M3 K2 L8 M4 K2 L8 M5 K2 L8 M6 K2 L8 M7 K2 L8 M8

K (2 e– ) +

noyau Pour retrouver le nombre d’électrons sur les différentes couches de n’importe quel atome, il suffit de consulter le tableau de Mendeléev : la répartition des électrons est indiquée dans chacune des cases à gauche du symbole atomique. 4 • Évolution du modèle atomique

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Ainsi, l’analyse du contenu des cases du fluor et de l’aluminium, reprises ci-dessous, te permettra de retrouver la répartition des électrons selon le modèle de Bohr. 2e– sur la couche K 7e sur la couche L –

2e– sur la couche K

4,0

8e– sur la couche L 3e– sur la couche M

19,00

4,0

8 3

A l 26,98

Résumé de nos connaissances sur l’atome Nous pouvons, à présent, résumer nos connaissances au sujet du modèle atomique, en faisant la synthèse des modèles de RutherfordChadwick et de Bohr : • un atome, assimilé à une sphère, est constitué – d’un noyau, contenant un ou des protons (p+) et 0, 1 ou plusieurs neutrons (n°) ; – d’électrons (e–) qui gravitent autour du noyau sur des couches électroniques appelées, en partant du noyau, K, L, M, N… et pouvant contenir respectivement un maximum d’électrons égal à 2, 8, 18, 32… • à l’état isolé, les atomes sont électriquement neutres car ils contiennent le même nombre de protons et d’électrons ;

Masse relative

1,67 . 10–27

neutron

1,67 . 10–27

Autour 2 13 1,5 – électron e du noyau

9,1 . 10–31

1/1 836

2e– sur la couche K

A l

8e sur la couche L

1,5

Masse (kg)

proton

Dans le noyau

–

19,00

2 13

Particule Symbole atomique

8 • le diamètre d’un atome est de l’ordre de 10–10 m – 3 3e suret le diamètre du noyau est 100 000 (10 5) fois 26,98 la couche Mplus petit, c’est-à-dire qu’il y a beaucoup de vide dans un atome ; le volume de l’atome est déterminé par le rayon de la dernière couche électronique occupée.

Carte d’identité de l’atome Nous pouvons, à présent, retrouver les principales caractéristiques de n’importe quel atome en déchiffrant sa case dans le tableau de Mendeléev. Numéro atomique

Couches (avec répartition des électrons sur les couches)

K L M

(nombre d’électrons ou de protons)

Z Symbole X Ar

Masse atomique relative

En conclusion, tu viens d’apprendre que, depuis l’Antiquité, le modèle atomique a bien évolué grâce aux découvertes technologiques et surtout grâce aux travaux d’éminents scientifiques à l’esprit curieux et aux idées brillantes. Cette évolution continue et continuera au cours des siècles…

• les protons et les neutrons ont approximativement la même masse (1,67 . 10–27 kg) et l’électron est environ 1 836 fois plus léger que le proton ou le neutron : la masse de l’atome est donc concentrée dans son noyau ;

UAA1 Constitution et classification de la matière

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28/05/2021 16:45

1 Caractérise l’électron, le proton et le neutron selon trois critères : la position dans l’atome, la charge électrique et la masse de la particule.

L’électron

..................................................................................................................

Le proton

..................................................................................................................

Le neutron . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . ................................................................................................................................. .................................................................................................................................

2 Donne le nom et le symbole des atomes dont le numéro atomique Z vaut : 7, 19, 26, 47.

Nom

Symbole

.......................................

3 Donne le nom et le symbole des atomes dont la masse atomique relative Ar arrondie vaut : 19, 31, 64, 127. Ar arrondie

Nom

Symbole et Ar précise

.......................................

127

.......................................

4 Recherche dans le tableau de Mendeléev le numéro atomique et la masse atomique relative des atomes suivants : calcium, zinc, chlore, plomb. Nom

Calcium

.......................................

Zinc

.......................................

Chlore

.......................................

Plomb

.......................................

4 • Évolution du modèle atomique

Chimie_3SG.indb 45

28/05/2021 16:45

5 Détermine le nombre de protons, neutrons et électrons présents dans les atomes suivants : fer, magnésium, brome, argent. Atome

Nombre p+

Nombre n°

Nombre e

.............................

6 Cherche le nom des atomes qui ont respectivement :

a) 8 p+ :

............................................................................................................................

b) 13 e– :

..........................................................................................................................

c) 10 n° :

. . . . . . . . . . . ou ...............................................................................................................

7 Trouve le nom des atomes qui possèdent respectivement :

a) 9 électrons et 10 neutrons :

.........................................................................................

b) 24 protons et 28 neutrons :

.........................................................................................

8 Réponds à la question suivante en choisissant la ou les bonne(s) proposition(s).

Que représente le numéro atomique Z pour n’importe quel atome ? a) le nombre d’électrons : oui / non b) le nombre de protons : oui / non c) le nombre de neutrons : oui / non d) le nombre de nucléons : oui / non

UAA1 Constitution et classification de la matière

Chimie_3SG.indb 46

28/05/2021 16:45

9 Les quatre schémas ci-dessous représentent les modèles des atomes : H, He, Li et Be (ce modèle suggère l’évolution des électrons autour du noyau). H

Résume tes observations dans un tableau. Atome

Nombre d’e–

Nombre de p+

Nombre de n°

Nombre de nucléons

....................

.......................

..................................

....................

.......................

..................................

....................

.......................

..................................

....................

.......................

..................................

10 Complète le tableau suivant : Symbole atomique

Numéro atomique (Z)

Masse atomique relative (Ar) arrondie

Nombre de protons (p+)

Nombre d’électrons (e–)

Nombre de neutrons (n°)

...................

207

...................

11 Quel modèle fut proposé

– pour expliquer la neutralité électrique d’un atome ? . . . . . . . . . . . . . . . . . . et ...................................... – pour expliquer qu’il est facilement traversé par des particules α ?

...................................

– pour expliquer que parfois les particules α ricochent sur un obstacle ?

...........................

4 • Évolution du modèle atomique

Chimie_3SG.indb 47

28/05/2021 16:45

12 Cite le nom des scientifiques ayant œuvré à l’élaboration des modèles successifs de l’atome qui t’ont été présentés. Caractérise chacun des modèles par rapport à celui qui le précède.

................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. .................................................................................................................................

13 Attribue, à chaque scientifique cité, le modèle qui te semble le plus approprié.

1. Dalton ➜

.....................

2. Thomson ➜

.................

3. Rutherford ➜ 4. Bohr ➜

e– e

–

..............

e–

........................

14 Complète les phrases suivantes :

Tous les atomes sont constitués d’un . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . chargé . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . et d’. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . chargés . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . en mouvement autour de lui. Les atomes ont une charge électrique globale . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . , ce qui signifie qu’il y a autant de que d’. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . dans un atome.

.................................

Le noyau d’un atome est constitué de ................................, ................................

tandis que les

................................. ................................

qui ont une charge portent une charge

Les électrons sont situés sur des . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . électroniques qui peuvent compter un nombre maximal d’électrons égal à . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . , n étant le niveau d’énergie de la . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 48

UAA1 Constitution et classification de la matière

Chimie_3SG.indb 48

28/05/2021 16:45

15 À l’aide du modèle de Bohr et du tableau de Mendeléev :

a) donne la répartition, par couche, des électrons dans les atomes O , Na , Ca , Cl ; Élément

Répartition des e– par couche K

...................

b) détermine le nombre d’électrons internes (de cœur) et externes (de valence) de ces différents atomes. Élément

e– de cœur

de valence

.........................................

16 Donne le nom des atomes possédant la répartition électronique suivante :

a) 2 ; 8 ; 8 ➜

...............................................

b) 2 ; 8 ; 8 ; 2 ➜

...........................................

c) 2 ; 8 ; 18 ; 5 ➜

.........................................

17 Dessine l’atome b) de l’exercice 16 selon le modèle de Bohr.

18 Quel est le nom des atomes représentés ci-après ?

M L K

.........................

L K

.........................

4 • Évolution du modèle atomique

Chimie_3SG.indb 49

28/05/2021 16:45

19 À partir de la case du tableau de Mendeléev reproduite ci-dessous, établis la carte d’identité complète de l’atome phosphore.

2 15 8

5 30,97 ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. .................................................................................................................................

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Quand la chimie peint le ciel : les feux d’artifice

La « pyrotechnie », c’est-à-dire la technique liée aux feux d’artifice, repose sur l’utilisation de la « poudre noire ». La poudre noire, utilisée dès le xiiie siècle par les Chinois et introduite en Europe par Marco Polo, est constituée de nitrate de potassium, servant de comburant, et d’un mélange de soufre et de carbone formant le combustible. Que ce soit dans les « comètes », appelées aussi fusées, utilisées surtout par les amateurs, ou dans les « bombes » réservées aux professionnels, la poudre noire constitue l’unité de propulsion. Sa mise à feu, par une amorce à combustion rapide, produit en un temps très court une grande quantité de différents gaz qui, comprimés dans un mortier (tube lanceur), propulsent l’engin. L’unité éclairante, comprenant elle aussi un mélange explosif et un ou plusieurs composé(s) métallique(s) selon la coloration désirée, est, dans le cas des bombes, mise à feu par une amorce lente dont la longueur est calculée en fonction de l’altitude à laquelle les bombes doivent éclater. Couleur émise

Composé métallique

rouge

Sr(NO3)2 SrCO3

nitrate de strontium carbonate de strontium

vert

Ba(NO3)2 Ba(ClO3)2

nitrate de baryum chlorate de baryum

bleu

CuCO3 CuSO4

carbonate de cuivre sulfate de cuivre

blanc

Mg Al

magnésium aluminium

4 • Évolution du modèle atomique

Chimie_3SG.indb 51

28/05/2021 16:45

M ortiers chargés de b omb es

L’explosion fournit l’énergie nécessaire à l’excitation des électrons des métaux présents dans les produits choisis. Comme nous l’avons appris, les électrons restituent cette énergie en émettant des lumières colorées, caractéristiques des métaux. Dans le cas des comètes, la mise à feu de l’unité éclairante est amorcée rapidement, et la fusée produit une traînée colorée dans son sillage. Avide de performances technologiques, le Japon a offert à ses citoyens, le 18 décembre 2008, le premier « feu d’artifice de l’espace ». Il consistait en la création, entre 150 et 250 km d’altitude, de trois boules de lumière rouge, aussi grosses et brillantes que la Lune dans la nuit. Cette expérience avait pour but l’étude de certaines propriétés de la haute atmosphère. La réglementation classe les engins d’artifice en 4 catégories (de K1 à K4) selon leur dangerosité croissante. Quoi qu’il en soit, les engins d’artifice sont assimilables à des explosifs qu’il faut manipuler avec beaucoup de rigueur et de discipline. Une bombe demande, d’une part, beaucoup de précision, lors de sa fabrication, dans le choix et le dosage des différents constituants de l’engin et, d’autre part, beaucoup de précautions lors de sa manutention et de son utilisation. Dès lors, nous espérons que ces quelques informations te conduiront à mieux apprécier le travail des artificiers-chimistes et surtout à ne pas jouer à l’apprenti-sorcier.

UAA1 Constitution et classification de la matière

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28/05/2021 16:45

Atomes et éléments : une histoire d’isotopes

l est intéressant de comprendre ce qui se cache derrière le terme « isotope », afin d’expliquer, notamment, la différence entre les notions d’atome et d’élément, mais aussi de comprendre pourquoi les valeurs des masses atomiques relatives ne sont pas des nombres entiers.

Chimie_3SG.indb 53

28/05/2021 16:45

Ressources et processus à mobiliser A la fin de ce chapitre, tu seras capable de… SAVOIRS ➜ isotope, ➜ nombre de masse A, ➜ élément, ➜ masse atomique relative d’un élément Ar .

SAVOIR-FAIRE déterminer le nombre de protons, d’électrons et de neutrons d’un isotope donné ; symboliser un isotope connaissant son numéro atomique et son nombre de masse ; donner la composition d’un isotope connaissant son symbolisme ; calculer la masse atomique relative d’un élément connaissant ses différents isotopes et leur abondance ; calculer le nombre de masse A d’un isotope connaissant la masse atomique relative, le nombre de masse des autres isotopes et l’abondance de tous les isotopes ; justifier pourquoi le tableau de Mendeléev est souvent appelé « tableau des éléments chimiques » ; justifier pourquoi la masse atomique relative d’un élément est un nombre décimal.

PROCESSUS extraire du tableau périodique des éléments la masse atomique relative d’un élément (A5 ).

UAA1 Constitution et classification de la matière

Chimie_3SG.indb 54

28/05/2021 16:45

Depuis que tu utilises le tableau de Mendeléev, tu as parfois arrondi, à l’unité la plus proche, les nombres décimaux correspondant aux masses atomiques relatives figurant sous les symboles atomiques. Tu t’es peut-être demandé : « Pourquoi la masse atomique relative indiquée dans le tableau de Mendeléev n’est-elle pas un nombre entier ? ». Pour répondre à cette question, intéressons-nous d’abord à l’iode qui a une masse atomique relative égale à 126,91.

L’iode a été découvert en 1811 par B. Courtois et son nom (du grec iodès = violet) rappelle la couleur violette des vapeurs de ce corps simple. C’est un solide noir brillant constitué de molécules I2. On trouve les atomes iode sur Terre uniquement sous la forme stable 127I. Sous cette forme, il est présent dans l’eau de mer et dans les organismes marins (algues, poissons, crustacés…), ainsi que dans le corps humain où il est indispensable au bon fonctionnement de la glande thyroïde. En cas d’accident nucléaire (par exemple lors de l’explosion de la centrale nucléaire de Tchernobyl en 1986), de l’iode radioactif1 131I ayant une demi-vie2 relativement petite (8 jours) est émis en grande quantité. Cet iode radioactif est à l’origine de cancers de la glande thyroïde (c’est pour cela qu’on fournit aux populations exposées des comprimés d’iodure de potassium KI contenant de l’iode 127I, afin de saturer la thyroïde au point qu’elle ne puisse plus fixer d’iode radioactif 131I). Les atomes radioactifs sont de plus en plus fréquemment utilisés en médecine. On peut citer l’iode 123I utilisé en radiologie pour le diagnostic de tumeurs. Difficile à produire et à stocker (demi-vie de 13 heures), il a été remplacé par 131I. Ce dernier est utilisé à des doses sans risque pour le patient et permet le diagnostic et le traitement de certaines tumeurs cancéreuses (thyroïde, foie...). L’iode 125I permet le traitement du cancer de la prostate et de certaines affections oculaires (demi-vie de 59 jours). L’iode 129I (demi-vie de 16 millions d’années) est produit lors du fonctionnement des centrales nucléaires. Cet isotope peut servir de traceur océanographique pour suivre les déplacements de masses d’eau. 1. R adioactivi té : propriété q ue possèdent certains atomes de se transf ormer en d’autres atomes, suite à la désintégration de leur noy au. 2. D emi- vi e : temps nécessaire à la désintégration de la moitié des atomes radioactif s initialement présents.

Suite à la lecture de ce document, tu as sans doute remarqué que le symbole des atomes iode est affecté de différents exposants entiers, allant de 123 à 131. Que représentent ces exposants et en quoi vont-ils permettre d’expliquer que la masse atomique relative de l’iode n’est pas un nombre entier ?

5 • Atomes et éléments : une histoire d’isotopes

Chimie_3SG.indb 55

28/05/2021 16:45

Isotope et nombre de masse A Pour découvrir la signification des exposants figurant à gauche du symbole de l’iode, analysons les données ci-dessous relatives à la composition des différentes sortes d’atomes iode rencontrés dans le document précédent : Atome I 125 I 127 I 129 I 131 I 123

Nombre Nombre Nombre d’électrons de protons de neutrons 53 53 70 53 53 72 53 53 74 53 53 76 53 53 78

En rappelant le numéro atomique Z et en calculant la somme des protons et des neutrons de chaque type d’atome iode, on obtient les résultats suivants : Atome

Numéro atomique Z

I I 127 I 129 I 131 I

53 53 53 53 53

123 125

Somme des nombres de protons et de neutrons 123 125 127 129 131

Tu remarques que, pour chaque sorte d’atome iode, l’exposant à gauche du symbole correspond à la somme des nombres de protons et de neutrons. Il apparaît donc que les différentes sortes d’atomes iode possèdent le même nombre d’électrons et de protons (Z = 53), mais un nombre variable de neutrons.

F . S oddy

Les isotopes sont caractérisés par leur nombre de masse A correspondant au nombre de nucléons, c’est-à-dire à la somme des nombres de protons et de neutrons présents dans le noyau. Il est toujours indiqué en haut et à gauche dans le symbole de l’isotope. Sachant que X est le symbole de l’atome, Z le numéro atomique et A le nombre de masse, la notation d’un isotope quelconque devient AZ X. Connaissant le nombre de masse A et le numéro atomique Z d’un atome, on peut calculer le nombre de neutrons, égal à A – Z, présents dans le noyau. Ainsi, la représentation 12753 I ou 127I signifie que cet isotope iode possède 53 électrons, 53 protons et 74 neutrons (A – Z).

Élément chimique Comme pour l’iode, plusieurs sortes d’atomes carbone, chlore, hydrogène… ont été découverts.

F. Soddy3 proposa le terme « isotope4 » pour caractériser les différentes sortes d’atomes correspondant à un même corps pur simple.

Ainsi le carbone, auquel correspond la 6e case du tableau de Mendeléev, est présent sur Terre sous forme de 3 isotopes : carbone-12, carbone-13 et carbone-14. A → 12 13 14 C C C Z→ 6 6 6

Ainsi, sous le terme « iode » se retrouvent les différentes sortes d’atomes (123I, 125I, 127I…)

Nous pouvons déterminer la composition de chacun de ces isotopes.

Les isotopes sont des atomes qui ont le même nombre de protons et d’électrons, mais qui diffèrent par leur nombre de neutrons et donc par leur masse.

Z Z A – Z

12 6

13 6

6©p+ 6©e– 6©no

6©p+ 6©e– 7©no

6©p+ 6©e– 8©no

Les scientifiques regroupent sous l’appellation « élément carbone » l’ensemble des isotopes 12 C, 13C et 14C, caractérisés par le même numéro atomique Z = 6, présents naturellement sur Terre.

UAA1 Constitution et classification de la matière

Chimie_3SG.indb 56

28/05/2021 16:45

Cela signifie que, dans le tableau périodique, la case correspondant au carbone cache en fait les cases des 3 isotopes du carbone, comme schématisé ci-dessous :

(35.75,77) + (37.24,23) 5 = 35,48 100 75,77 %

C 13

12,01

37 17 Cl

Élément chlore

C 14

De même : – les isotopes 123I, 125I, 127I, 129I et 131I composent l’élément iode ; – les isotopes 1H, 2H et 3H composent l’élément hydrogène ; – les isotopes 35Cl et 37Cl composent l’élément chlore ; – les isotopes 234U, 236U et 238U composent l’élément uranium. Un élément regroupe souvent un ensemble d’isotopes, caractérisés par le même numéro atomique Z, mais possédant un nombre de masse A différent.

Masse atomique relative Ar d’un élément Les masses atomiques relatives Ar, indiquées sous le symbole des éléments dans le tableau de Mendeléev, sont des nombres décimaux. Ainsi, Ar(I) = 126,91 ou Ar(Cl) = 35,45. Nous pouvons justifier ces nombres décimaux en nous appuyant sur le fait que beaucoup d’éléments sont constitués de plusieurs isotopes. Si on veut connaître la masse atomique relative d’un élément, on calcule la moyenne des masses atomiques relatives des différents isotopes (appelées masses isotopiques), en tenant compte de l’abondance (exprimée en %) de chacun des isotopes naturels.

35 17 Cl

24,23 %

• l’élément hydrogène, composé de 99,985 % de l’isotope 11H, de 0,015 % de l’isotope 12H (le deutérium) et de 0,0005 % de l’isotope 3 1H (le tritium), a une masse atomique relative égale à 1,01 qui concorde à peu près avec celle obtenue par le calcul suivant : (1.99,985) + (2.0,015) + (3.0,0005) = 1,00 100 99,985%

Élément hydrogène

1 1H

2 1H 0,015% 3 1H 0,0005%

De la concordance entre les calculs réalisés et la valeur connue de la masse atomique relative, nous pouvons retenir que : La masse atomique relative A r d’un élément est la moyenne des masses isotopiques, en tenant compte de l’abondance de chaque isotope naturel. Les nombres indiqués en dessous des symboles des éléments dans le tableau de Mendeléev sont donc des nombres décimaux, parce qu’ils correspondent à la moyenne des masses atomiques relatives des différents isotopes de l’élément existant sur Terre. Tu comprends désormais pourquoi le tableau de Mendeléev est aussi appelé tableau des éléments chimiques. Le tableau regroupe, dans une même case, les isotopes d’un même élément en notifiant, sous le symbole, sa masse atomique relative Ar.

Ainsi, • l’élément chlore, composé de 75,77 % de Cl et 24,23 % de l’isotope 37 Cl, a l’isotope 35 17 17 une masse atomique relative égale à 35,45 qui concorde à peu près avec celle obtenue par le calcul suivant :

5. Les masses atomiques relatives figurant dans le tableau périodique ne correspondent pas exactement aux résultats des calculs réalisés ici. La différence provient du « défaut de masse » qui sera défini ultérieurement en Physique.

5 • Atomes et éléments : une histoire d’isotopes

Chimie_3SG.indb 57

28/05/2021 16:45

1 Complète le tableau suivant : Symbole isotopique Numéro atomique Z Nombre de masse A 75 33

Nombre de neutrons A – Z

.............................

? ?

? 16

2 Détermine la composition de :

a) l’isotope 91Tc employé pour la détection des troubles de la glande thyroïde ; ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. .................................................................................................................................

b) l’isotope 235U utilisé dans les centrales nucléaires ; ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. .................................................................................................................................

c) l’isotope 60Co utilisé en thérapie du cancer. ................................................................................................................................. ................................................................................................................................. .................................................................................................................................

3 Recherche la composition des isotopes artificiels :

– 30P ................................................................................................................................. .................................................................................................................................

– 55Fe ................................................................................................................................. .................................................................................................................................

– 240Am ................................................................................................................................. .................................................................................................................................

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Chimie_3SG.indb 58

28/05/2021 16:45

4 Sur une page annexe, représente, selon le modèle de Rutherford-Chadwick, les isotopes 14 N et 14 C et compare-les.

5 Calcule la masse atomique relative de l’élément magnésium, sachant qu’il est composé des isotopes suivants : 24Mg (78,70 %) ; 25Mg (10,13 %) ;

Mg (11,17 %).

6 La masse atomique relative du néon naturel est 20,18. Il est formé de 90,92 % de 2ONe, 0,26 % de 21Ne et 8,82 % d’un troisième isotope. Quelle est la masse isotopique relative et la composition de ce 3e isotope ?

7 Utilisée comme ralentisseur de neutrons dans les réacteurs nucléaires et pour

la production de plutonium, l’eau lourde est de l’oxyde de deutérium (formule : D2O ou 2H2O). Chimiquement, elle est identique à l’eau (H2O), mais les atomes hydrogène dont elle est composée sont des isotopes lourds appelés deutérium (D ou 2H). Le tritium (T ou 3H) est un autre isotope de l’élément hydrogène. À la différence du deutérium, c’est un isotope radioactif, qui émet des particules de faible énergie. Lorsqu’il est associé à un atome oxygène, il constitue l’eau tritiée (T2O ou 3H2O) ou oxyde de tritium ou encore eau super lourde.

Au départ des renseignements fournis, détermine la composition (nombre de protons, de neutrons et d’électrons) des trois isotopes de l’élément hydrogène. Isotopes de l’élément H

Pourcentage de l’isotope dans l’élément H

A Nombre de masse

e–

n°

...................

........................

.............

...................

........................

.............

...................

........................

.............

5 • Atomes et éléments : une histoire d’isotopes

Chimie_3SG.indb 59

28/05/2021 16:45

Quelques usages des isotopes…

A ppareil pour mesurer la radioactiv ité

Certains isotopes sont instables parce qu’ils ont tendance à se décomposer (se désintégrer) en émettant des particules, des rayons, de l’énergie. Ce faisant, ces isotopes instables deviennent d’autres isotopes plus stables. Les isotopes instables sont appelés isotopes radioactifs ou encore radioisotopes. C’est le cas de l’isotope carbone 14 qui se désintègre en devenant du carbone 12. La désintégration d’un radioisotope s’opère à un rythme connu appelé demi-vie du radioisotope. Cette demi-vie est le temps nécessaire à la désintégration de la moitié des atomes radioactifs présents initialement. Elle est d’environ 5©730 ans pour le carbone 14.

En paléontologie : « datation au 14C » Cette méthode de datation permet de déterminer approximativement (à quelques dizaines d’années près) l’âge d’objets, de fibres végétales, d’ossements. Signalons que cette méthode n’est plus valable au-delà de 30©000 ans, le reliquat de radioactivité n’étant plus mesurable après ce laps de temps. Pour les datations plus anciennes, les scientifiques utilisent des isotopes à demi-vie plus longue (par exemple le 40K et le 87Rb).

Dans l’industrie La radioactivité artificielle des isotopes 192Ir, 137Cs, 90Sr est utilisée pour s’assurer de l’épaisseur régulière de certaines plaques de métal. Pour cela, on fait passer la plaque de métal entre un émetteur et un compteur de radiations et lorsqu’on observe une variation dans l’affichage du compteur, on peut affirmer que l’épaisseur de la plaque varie en ce point.

UAA1 Constitution et classification de la matière

Chimie_3SG.indb 60

28/05/2021 16:45

L’isotope radioactif 82Br est utilisé pour détecter des perforations dans les pipelines. En l’injectant dans le conduit et en comparant la composition initiale et celle recueillie à la sortie, on peut établir s’il y a une fuite.

En bijouterie L’émeraude naturelle est l’une des pierres précieuses les plus convoitées. Mais des émeraudes de synthèse font leur apparition sur le marché. Une technique fiable permet d’authentifier la pierre et de connaître son origine naturelle ou synthétique. Son principe repose sur la mesure du rapport de concentration des deux principaux isotopes de l’oxygène : 16O et 18O. Ce rapport est propre à une émeraude donnée, car il dépend de la roche dans laquelle elle a été cristallisée. Cette technique permet de distinguer les pierres véritables des fausses, mais aussi de déterminer l’origine des émeraudes de trésors anciens.

En médecine Les techniques de diagnostic in vivo sont basées sur la méthode des traceurs qui sont des produits radiopharmaceutiques, c’est-à-dire des éléments radioactifs dont les formes chimiques et les durées de vie sont soigneusement choisies.

5 • Atomes et éléments : une histoire d’isotopes

Chimie_3SG.indb 61

28/05/2021 16:45

En général, le produit radiopharmaceutique est administré au patient par voie intraveineuse, par ingestion ou par inhalation. Un dispositif de détection spécial (gamma-caméra) permet d’observer son trajet à travers le corps et l’endroit où il se concentre de façon spécifique (tissu ou organe donné). La gamma-caméra détecte les photons s’échappant du corps et une image plane est créée à l’aide d’un ordinateur et d’un écran vidéo. Ces images traduisent la qualité régionale d’une fonction spécifique d’un organe donné. Ce procédé s’appelle imagerie plane ou scintigraphie statique. Lorsqu’elles se succèdent avec rapidité, ces images fournissent une représentation dynamique du comportement du produit radiopharmaceutique ainsi que des renseignements détaillés sur des fonctions telles que l’évacuation par l’estomac, le processus de la respiration dans les poumons ou l’activité de pompage du cœur. Radioisotopes d’usage courant Isotope

Examen

Période

cœur

myocarde

78 h

cerveau

20 min

cerveau

67 h

tumeurs

78 h

poumons

13 s

cœur

10 min

201 11

111 67

La radioactivité est notamment utilisée dans le traitement des tumeurs et des cancers : pour lutter contre la maladie ou une récidive qui pourrait survenir si des cellules cancéreuses isolées se propageaient, risquant d’entraîner un cancer secondaire, toutes les cellules malignes d’une tumeur doivent être entièrement détruites. La radiothérapie y parvient en dirigeant sur une tumeur spécifique des rayonnements provenant le plus souvent d’une source gamma au 60Co.

Comme source d’énergie L’isotope radioactif 90Sr (demi-vie de 28 ans) est obtenu entre autres lors du retraitement des barres combustibles provenant de réacteurs nucléaires. Il sert de source d’énergie à des endroits où l’entretien est difficile, voire impossible, comme c’est le cas dans le domaine de l’astronautique, sur des balises pour la navigation et dans des stations météorologiques isolées.

En agronomie Les radioéléments sont utilisés pour provoquer la mutation des végétaux en vue d’améliorer leur qualité, pour l’éradication des insectes par stérilisation des mâles, pour la conservation des denrées alimentaires par inhibition de la germination, pour la destruction des micro-organismes et pour la stérilisation microbienne.

Dans l’environnement Les scientifiques ont pu déterminer l’étendue géographique des retombées nucléaires après l’accident de Tchernobyl, en mesurant notamment les taux de 137Cs et de 131I.

Dans l’alimentation L’irradiation de la nourriture par l’isotope 60Co tue les bactéries sans altérer la qualité, l’arôme ou la texture de la nourriture.

UAA1 Constitution et classification de la matière

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Avant-propos ........................................................................................................................................................................................ V Comment utiliser ce livre-cahier ? ......................................................................................................................................... VI Qu’est-ce que la chimie ?............................................................................................................................................................VIII

£UAA1 Chapitre 1 Séparation des mélanges. Modèle moléculaire de la matière.........................................................2 Pour en savoir plus… Minuscules les molécules ! ................................................................................11 Chapitre 2 Modèle atomique de la matière .................................................................................................................12 Pour en savoir plus… Les symboles atomiques et la magie du 7 .................................................21 Chapitre 3 Composition des molécules.........................................................................................................................22 Pour en savoir plus… Des molécules ordinaires… pas toujours ...................................................32 Chapitre 4 Évolution du modèle atomique ..................................................................................................................33 Pour en savoir plus… Quand la chimie peint le ciel : les feux d’artifice ....................................51 Chapitre 5 Atomes et éléments¢: une histoire d’isotopes ......................................................................................53 Pour en savoir plus… Quelques usages des isotopes .......................................................................60 Chapitre 6 Classification des corps purs simples en métaux et non-métaux...............................................63 Pour en savoir plus… Les alliages, de géniaux mélanges .................................................................74 Chapitre 7 Tableau périodique des éléments..............................................................................................................76 Pour en savoir plus… L’audacieux Mendeléev avait-il une boule de cristal ? ..........................87 Chapitre 8 Ions monoatomiques et électronégativité des atomes...................................................................89 Pour en savoir plus… Quand ion rime avec nutrition… ................................................................. 100 Chapitre 9 Concentration massique d’une solution .............................................................................................. 103 Pour en savoir plus… À propos du sel… ................................................................................................ 113

UAA2 Chapitre 1 Le bon emploi des substances chimiques au laboratoire et au quotidien .......................... 118 Pour en savoir plus… Signification de quelques pictogrammes commerciaux ................ 128 Chapitre 2 Dissolution, transformation chimique et loi de la conservation de la masse ..........................130 Pour en savoir plus… Propos sur Lavoisier ......................................................................................... 142 Chapitre 3 Réaction chimique. Équation chimique : écriture et signification ......................................... 144 Pour en savoir plus… Une réaction chimique qui sauve des vies… .......................................... 156 Chapitre 4 Établissement des formules moléculaires ......................................................................................... 157 Pour en savoir plus… Il y a eau et « eau » ! ....................................................................................... 166 Chapitre 5 Classification et obtention des corps minéraux .............................................................................. 167 Pour en savoir plus… Un déboucheur acide ou un déboucheur basique ? .......................... 182 Chapitre 6 Réaction de dissociation et réaction acide-base selon Arrhénius........................................... 183 Pour en savoir plus… Mesure et danger de la conductivité des solutions aqueuses ................................................................................................................................ 191

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En guise de conclusion .............................................................................................................................................................. 193 Annexes ............................................................................................................................................................................................... 195 Annexe 1 Tables de données ............................................................................................................................................. 196 Annexe 2 Matériel de laboratoire .................................................................................................................................... 198 Annexe 3 Techniques de laboratoire.............................................................................................................................. 201 Annexe 4 Canevas de rapport de laboratoire ............................................................................................................ 205 Annexe 5 Codes et mentions de danger et de prudence ..................................................................................... 206 Annexe 6 Liste des réactifs utilisés lors des expériences décrites dans ce livre-cahier ......................... 210 Index ...................................................................................................................................................................................................... 211 Tableau de Mendeléev

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