Des atomes aux ions et molécules

3 points importants ►L'atome est 105 fois plus grand que son noyau central ►Toute la masse de l'atome est concentrée au niveau du noyau ► L'atome est électriquement neutre (charges - = charges +)

Une représentation simplifiée est appelée modèle. I. Modèle de l ’atome Une représentation simplifiée est appelée modèle. Modèle de l ’atome: un noyau central (10-15 m soit 100 000 fois plus petit que l ’atome) des électrons répartis en couches autour du noyau (10-10 m) du vide. (la structure de la matière est essentiellement lacunaire)

II. Le noyau 1- Constitution. Le noyau est constitué de protons particules chargées positivement de neutrons Particules électriquement neutres. Ces particules (protons et neutrons) sont appelées des nucléons.

II. Le noyau 2 - Symbole du noyau. A est aussi appelé nombre de masse. 5/29 II. Le noyau 2 - Symbole du noyau. A = nombre de nucléons A est aussi appelé nombre de masse. Z = nombre de protons Z est aussi appelé numéro atomique. N= nombre de neutrons

Le noyau d ’un atome de symbole chimique X est représenté par Le nombre de neutrons N dans un noyau vaut donc N = A - Z Le noyau d ’un atome de symbole chimique X est représenté par A X Z

Application 1 Compléter le tableau

Application 1 Correction 27 91 51 1 40 59 32

Cu Cu II. Le noyau Même Z 3- Les isotopes 65 63 29 29 Dans un échantillon de cuivre, tous les atomes de cuivre ne sont pas identiques. Ils ont tous le même nombre de protons, mais certains atomes ont 63 nucléons et d ’autres 65. Ces atomes sont dit isotopes. 65 63 Cu Cu 29 29 Même Z On appelle isotope des atomes qui ont le même numéro atomique Z, mais des nombres de nucléons A différents.

Application 2 Le numéro atomique du fer est Z = 26 et son nombre de neutrons varie de 28 à 30 . Ecrire sous la forme X tous les représentants (ou isotopes) de cet élément. A Z

Application 2 Le numéro atomique du fer est Z = 26 et son nombre de neutrons varie de 28 à 30 . Ecrire sous la forme X tous les représentants ( ou isotopes ) de cet élément. A Z 26 54 55 56 Fe Fe Fe

Cl Application 3 35 17 L'isotope le plus abondant du chlore s'écrit . L'autre isotope a un nombre de neutrons égal à 20. Ecrire le symbole de cet isotope.

Application 3 35 Cl 17 L'isotope le plus abondant du chlore s'écrit . L'autre isotope a un nombre de neutrons égal à 20. Ecrire le symbole de cet isotope 37 Cl 17

III- Les électrons 1- Qu’est ce qu’un électron? L’électron est une particule chargée d’électricité négative. Sa charge électrique est la plus petite charge possible qu’une particule peut posséder. On parle de la charge élémentaire notée e = 1,6.10-19 C (C pour coulomb : unité de la charge électrique).q (charge d ’un électron) = - e La masse d’un électron est extrêmement petite : me- = 9,1.10-31 kg

III- Les électrons 12 197 63 27 2- Nombre d’électrons. Application 4 Un atome est électriquement neutre. Donc le nombre de protons est égal au nombre d ’électrons Application 4 Donnez le nombre d ’électrons présents dans chacun des atomes suivants. 12 197 63 27 6C 79Au 29 Cu 13Al

3 - Répartition en couches. III- Les électrons 3 - Répartition en couches. Les électrons se répartissent autour du noyau sur plusieurs couches. Du centre vers l'extérieur: La couche K: 2 électrons au maximum. La couche L: 8 électrons au maximum. La couche M: 18 électrons au maximum.

3 - Répartition en couches. III- Les électrons 3 - Répartition en couches. Les électrons se répartissent autour du noyau sur plusieurs couches. Du centre vers l'extérieur: La couche K: 2 électrons au maximum. La couche L: 8 électrons au maximum. La couche M: 18 électrons au maximum.

Mg 24 12 électrons 12 Plaçons d'abord 2 électrons III- Les électrons Exemple : Répartissons ensemble les électrons d ’un noyau de magnésium 24 12 Mg 12 électrons Plaçons d'abord 2 électrons sur la couche K celle qui est la plus près du noyau.

Mg : (K)2 24 12 Reste 10 électrons à placer. Remplissons la couche L de 8 électrons.

Mg : (K)2 (L)8 24 12 Reste 2 électrons à placer. La couche M peut contenir 18 électrons mais il n'en reste que 2 à placer. (K)2 (L)8(M)2

Structure électronique d ’un atome de magnésium 24 Mg : (K)2 (L)8 (M)2 La couche interne est toujours la couche K La couche externe est la dernière couche remplie 12

Application : Schéma de Lewis de certains atomes

IV. La structure électronique Définition : la structure électronique est la répartition des électrons sur les différentes couches

1- Structure électronique des gaz nobles ou rares Activité 1 : On rencontre dans l’atmosphère des gaz en atomes isolés comme He et Ar mais jamais N ou O. Quelle propriété commune ont les couches électroniques externes des atomes que l’on rencontre isolés ?

Conclusion : Les gaz rares ont des structures électroniques avec des couches externes saturées. • Structure en duet : 2 électrons sur la couche externe (K). • Structure en octet : 8 électrons sur la couche externe (L ou M).

2- Structure électronique des ions Dans certains solides ioniques, on rencontre des ions comme Na+ , Be2+, O2- et Cl- En revanche, on ne rencontre jamais He-, Be+ et O2+ 1- Ecrire la structure électronique de ces ions. 2- Comparez la couche externe des ions à celle des gaz rares les plus proches puis conclure.

Un atome qui perd un ou des électron(s) sera chargé positivement → CATION • Un atome qui gagne un ou des électron(s) sera chargé négativement → ANION • L’ion peut être monoatomique ou polyatomique Exemple d’ion monoatomique: Cl‐, Ca2+, Mg2+… Exemple d’ion polyatomique: HCO3‐, SO42‐…

3- Structure électronique des molécules Dans une molécule, chaque atome a une structure en octet ou en duet. EX : H2 H . . H Remarque : une molécule peut contenir un anion et un cation, elle porte le nom de zwitterion. Applications : Schéma de Lewis des molécules HCl, O2, N2

Conclusion : ● A l’exception des gaz nobles, les éléments n’existent pas naturellement sous formes d’atomes isolés. ● Les atomes se transforment pour obtenir une stabilité similaire à celle des gaz nobles , avec une couche externe en duet ou en octet. ● Les atomes se transforment en captant ou en cédant des électrons. Il se forme alors des ions positifs ou négatifs. ● Les atomes peuvent aussi se transformer en se liant à d’autres atomes pour former des molécules.

4- La valence C’est le nombre d’électrons célibataires sur la couche externe. Ce qui revient à dire que la valence est le nombre de liaisons simples que peut former un atome avec d’autre atomes voisins. Exemple : Pour le magnésium c’est « 2 » Remarque : il est possible de retrouver la valence en consultant le tableau périodique. Le numéro de la colonne vous informera.

V- Les différents types de liaisons Il existe 3 types de liaisons: – La liaison ionique – La liaison covalente – La force de Van der Waals

Liaison ionique: – La liaison est établie entre 2 atomes qui possèdent une différence d’électronégativité élevée. – Cette différence est tellement importante que l’atome le plus électronégatif va « arracher » un électron à un autre atome. – Cette liaison est donc très polarisée, elle résulte du don d’un ou plusieurs électron(s) d’un atome à l’autre.

Liaison covalente : – C’est la liaison la plus solide. – Liaison mettant en commun équitablement des électrons de 2 atomes afin de compléter leurs couches périphériques. • Liaison simple: chaque atome apporte 1 électron • Liaison double: chaque atome apporte 2 électrons • Liaison triple: chaque atome apporte 3 électrons – Formation d’un ou plusieurs doublet(s) d’électrons liant les 2 atomes.

Force De Van der Waals: – C’est la liaison la plus faible, d’où son nom de « force ». – C’est une interaction électrique de faible intensité entre 2 atomes. – Elles peuvent être très nombreuses au sein d’une même molécule, d’où son rôle prédominant.

VI- La polarité dans une molécule • Chaque atome est entouré d’un nombre défini d’électrons. • Ce « manteau » influe sur l’électronégativité de l’atome. • L’électronégativité est la capacité d’un atome à attirer les électrons des autres atomes voisins. • Les atomes les plus polaires sont l’oxygène, l’azote, le fluor, le soufre… • Une liaison covalente ne sera donc pas symétrique si les atomes qu’ils l’entourent ont une électronégativité différente.

Exemple de la molécule d’eau ● ● d + d - d + La molécule d’eau est une molécule polaire. Ceci lui permet de former des liaisons hydrogènes.

• Une molécule hydrophile attire l’eau, elle est typiquement polaire, ce qui lui permet de créer des liaisons hydrogène avec l’eau ou les solvants polaires. • Au contraire, une molécule hydrophobe repousse ou est repoussée par l’eau. Elle ne possède pas la capacité de former des liaisons hydrogène avec l’eau ou les solvants polaires. Elle est appelé apolaire. Remarque : une molécule hydrophobe pourra être soluble dans les solvants organiques (acétone…)

Une molécule amphiphile possède les deux propriétés hydrophile et hydrophobe. Elle possède au moins une fonction alcool, amine ou cétone qui lui donne la partie polaire. Et une partie apolaire.

VII- Comment représenter une molécule ? 1- Formule brute : indique le symbole des atomes composant la molécule et leur nombre. Ex: H2 O, O2 2- Formule développée : indique l’agencement des atomes et permet de visualiser toutes les liaisons covalentes. Ex : H – O – H 3- Formule semi-développée : une forme simplifiée de la formule développée. Les atomes d’hydrogène liés au même atome sont regroupés et leur nombre est indiqué en indice. De ce fait les liaisons carbone-hydrogène sont supprimées. Ex : CH3 – CH3 4- Formule topologique : une forme très simple qui ne représente plus les carbones ni les hydrogènes liés à des carbones.

2/ Remplir le tableau : Nom du corps Formule brute Composition en atomes Formule développée   H2O Dioxygène 2 atomes d'oxygène 1 atome de carbone H2 N2  1 atome de carbone 4 atomes d'hydrogène

éclatés Modèles moléculaire compacts Formule chimique Composition en atomes Nom du corps   H2O 1 atome d'oxygène 2 atomes d’hydrogène Eau   O2 2 atomes d’oxygène Dioxygène CO2  2 atomes d'oxygène 1 atome de carbone Dioxyde de carbone  H2 2 atomes d’hydrogène   Dihydrogène  N2   2 atomes d’azote Diazote CH4  4 atome d’hydrogène Méthane  éclatés

Application: C4H10 H - C -C- C - C - H Butane H- C – C – C - H Formule brute Formule développée Nom C4H10 H - C -C- C - C - H Butane H- C – C – C - H Méthylpropane C2H6O H- C – C – O- H Ethanol H- C – O - C - H Méthoxyméthane H H H H H H H -C- H H H H H

VIII- Les fonctions organiques Les molécules organiques les plus simples sont les hydrocarbures, c'est-à-dire des molécules composées uniquement d'hydrogène (H) et de carbone (C). On distingue les différentes familles en fonction de la structure des molécules. Elles peuvent posséder des liaisons simples, doubles ou triples, être linéaires ou cycliques. D’autres molécules organiques peuvent posséder des atomes oxygène ou azote.

1- Les alcanes Avant qu'on ne les appelle les alcanes, cette famille de produits organiques était appelée paraffine (para : sans, affinis : affinité) : les molécules sans affinité, qui ne réagissent pas. On les destinait donc à l'utilisation combustible, ce que l'on fait toujours. Il existe néanmoins des réactions concernant les alcanes : des réactions de substitution. - La formule brute : CnH2n +2 -Nomenclature : le nom est formé d’un radical (préfixe) indiquant le nombre d’atomes suivi du suffixe « ane »

Nom Formule brute Méthane CH4 Undécane C11H24 Ethane C2H6 Dodécane C12H26 Propane C3H8 Eicosane C20H42 Butane C4H10 Heneicosane C21H44 Pentane C5H12 Docosane C22H46 Hexane C6H14 Tricosane C23H48 Heptane C7H16 Triacontane C30H62 Octane C8H18 Pentatriacontane C35H72 Nonane C9H20 Pentacontane C50H52 Décane C10H22

Application : 1- Quelle est la formule brute du pentane ? C5H12 2- Quelles sont les formules développées possibles ? 3- Quelles sont les formules semi-développées ? 4- Quelle est la formule topologique ?

Formule semi-développée Nomenclature systématique 5- Quel est le nom des isomères ? Formule semi-développée Nomenclature systématique CH3-CH(CH3)-CH2-CH3 2-méthylbutane CH3-C(CH3)2-CH3 2,2-diméthylpropane

2- Les alcènes Les alcènes sont des hydrocarbures possédant une double liaison entre deux carbones (C=C). - La formule brute : CnH2n - Nomenclature : le nom est formé d’un radical (préfixe) indiquant le nombre d’atomes suivi du suffixe « ène »

Application : 1- Quelle est la formule brute du propène ? C3H6 2- Quelle est la formule développée ? 3- Quelle est la formule semi-développée ? 4- Quelle est la formule topologique ?

3- Les alcynes Les alcynes sont des hydrocarbures insaturés comportant une triple liaison. Les alcynes sont très réactifs, ils entrent dans des réactions d'addition, de substitution, d'hydratation ou de polymérisation. - La formule brute : CnH2n -2 - Nomenclature : le nom est formé d’un radical (préfixe) indiquant le nombre d’atomes suivi du suffixe « yne »

4-Les alcools C’est des molécules organiques renfermant le groupement hydroxyl OH Nomenclature : On remplace le -e final du nom de l’alcane correspondant par le suffixe – ol Exemple : Ethanol

5-Les aldéhydes et cétones C’est des molécules organiques renfermant la fonction Aldéhyde Cétone

6- Les acides carboxyliques C’est des molécules organiques renfermant la fonction

7- Les esters C’est des molécules organiques renfermant la fonction Préparation : La famille des esters regroupe les molécules résultant de la condensation d'un un acide carboxylique (R-CO-OH) et d'un alcool (R'-OH), accompagnée de la perte d'une molécule d'eau (H2O). Cette réaction porte le nom d’estérification.

8- Les amines Les amines sont une famille de molécules organiques dérivées de l'ammoniac par substitution d'un ou plusieurs atomes d'hydrogène d'un radical organique R Amine primaire Ammoniac

9- Les amides C’est des molécules organiques renfermant la fonction On distingue les amides primaires -CO-NH2, les amides secondaires -CO-NHR, et les amides tertiaires -CO-NRR'. La liaison amide -CO-NH- est appelée liaison peptidique. Elle est présente en particulier dans les protéines. Préparation : On peut les obtenir par réaction d’une amine sur un acide carboxylique.

10- Les composés aromatiques La famille des molécules aromatiques est basée sur le benzène, une structure cyclique à électrons délocalisés. Exemples: Benzène Anthracène