SCH3U Module 1:La matière et les liaisons chimiques

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1 SCH3U Module 1:La matière et les liaisons chimiques
Chapitre 1: Les éléments et le tableau périodique

2 La nature des atomes (1.1) Résultats d’apprentissage:
Je peux décrire la relation entre le numéro atomique, le nombre de masse, la masse atomique, l’isotope et le radio-isotope.(1.1) Je peux exprimer la relation entre la teneur isotopique et la masse atomique relative.(1.1) Je peux évaluer des initiatives visant à réduire l’impact des produits chimiques sur la santé. (1.1)

3 La théorie atomique de la matière
Théorie atomique de Dalton Les principes fondamentaux de la théorie de Dalton s’énoncent comme suit : Toute substance est formée de minuscules particules indivisibles ; Chaque élément est composé de particules qui lui sont propres. Dalton les a appelées atomes. Tous les atomes d’un même élément sont identiques. Ils diffèrent de ceux d’un autre élément par leur masse et leurs propriétés. On ne peut ni créer ni détruire les atomes au cours de modifications physiques ou chimiques. Les atomes se combinent les uns aux autres pour former des composés, suivant des rapports simples de nombres entiers.

4 Modèle atomique de J. J. Thomson
Joseph John Thomson a découvert, en 1897, l’existence d’une particule de charge négative dont la masse était au moins 1000 fois plus petite que celle d’un atome d’hydrogène. Cette particule était l’électron. Si les atomes contiennent des électrons, ils doivent aussi contenir une charge positive quelconque qui maintient la neutralité électrique de l’atome. Thomson a proposé le modèle dit « plum pudding » : L’atome est une sphère semée d’électrons. Toute la sphère porte une charge positive uniforme.

5 Le modèle nucléaire de l’atome selon Rutherford
ialchemistry/flash/ruther14.swf Afin d’élucider la structure de l’atome, Ernest Rutherford réalisa l’expérience suivante :

6 Observations recueillies au cours de l’expérience de la feuille d’or :
Un échantillon radioactif émet un rayonnement de particules α (noyaux d’hélium, He2+). Le rayonnement des particules α atteint la feuille d’or. De rares déviations majeures sont observées. Des déviations mineures sont observées de façon occasionnelle. La plupart des particules α qui traversent la feuille d’or ne subissent pas de déviations.

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8 Problèmes soulevés par le modèle de Rutherford :
Un noyau atomique composé de charges positives devrait se désintégrer en raison des forces de répulsion électrostatiques. Selon la physique classique, une particule chargée en mouvement autour d’un corps central émet par voie de conséquence un rayonnement continu. Il devrait donc être possible d’observer un spectre continu d’énergie lumineuse lorsque l’électron émet son rayonnement. En émettant son rayonnement, l’électron devrait perdre de l’énergie. Le rayon de son orbite devrait décroître de façon constante jusqu’à ce qu’il tombe en spirale dans le noyau. Cependant, la déstabilisation des électrons selon ce modèle ne se produit pas.

9 Le modèle atomique de Bohr
Vers 1913, Neils Bohr a proposé un modèle atomique qui visait à expliquer le spectre atomique d’émission de l’hydrogène. Ce modèle conservait certaines des caractéristiques du modèle de Rutherford. Voici une représentation en deux dimensions de l’atome d’hydrogène selon Bohr. Souvenez-vous cependant que selon ce modèle, les orbites électroniques sont sphériques (tridimensionnelles).

10 Le modèle atomique de Bohr représente des électrons en orbite autour d’un noyau central. Contrairement au modèle de Rutherford dans lequel les électrons sont sur des orbites circulaires (bidimensionnelles) et peuvent aller partout dans l’espace autour du noyau, le modèle de Bohr suggère que les électrons sont placés sur des orbites sphériques (tridimensionnelles) concentriques. De plus, le modèle de Bohr impose les restrictions suivantes :  L’atome n’a que certains niveaux d’énergie spécifiques possibles qu’on appelle parfois couches électroniques. Lorsque l’atome est dans une couche électronique, il n’émet pas d’énergie. Un électron change de niveau d’énergie (couche électronique) en absorbant ou en émettant une quantité spécifique d’énergie correspondant exactement à la différence d’énergie entre les deux niveaux d’énergie (ou couches électroniques). La couche la plus proche du noyau correspond au niveau d’énergie le moins élevé.

11 Schrödinger s’est servi de l’énergie des électrons pour déterminer la distance qui sépare les électrons du noyau et la forme des nuages d’électrons autour de ce dernier. La notion moderne de l’atome: Nous savons aujourd’hui que l’atome n’est pas la plus petite particule de matière qui existe. Nous savons que l’atome est constitué d’un noyau autour duquel gravite des électrons. Le noyau est constitué de protons et de neutrons, ainsi que d’un assez grand nombre de particules dites subatomiques.

12 Le nombre d’électrons sur chaque niveau d’énergie (p.12)
Expression pour calculer le nombre maximum d’électrons par couche électronique: 2n2 où n=numéro de la couche. Ceci ne veut pas dire qu’il y a toujours 18 électrons sur cette couche. Cependant les éléments de la troisième rangée du tableau périodique peuvent recevoir seulement 8 électrons (Voir troisième rangée de la fig. 1.4 page 13). Dans tous les atomes, les électrons sont situés sur des niveaux d’énergie. Ces niveaux, ou couches d’énergie, sont représentés comme suit : On appelle le dernier niveau d’énergie couche de valence Cette couche contient les électrons périphériques ou de valence. Ce sont ceux qui participent aux liaisons chimiques entre les atomes. On appelle les autres couches des couches internes. Les électrons situés sur ces couches sont appelés électrons internes.

13 Plus un électron est près du noyau, plus il est stable et plus son énergie est faible.
Plus un électron est éloigné du noyau, moins il est stable et plus son énergie est élevée. Le premier niveau d’énergie étant plus petit, il peut recevoir un maximum de ­­­­2 électrons. Lorsqu’on examine le tableau périodique, on constate que d’un élément à l’autre, les électrons sont ajoutés par empilement. 1H 2He 3Li  Cette représentation de l’atome porte le nom de diagrammes de Bohr-Rutherford.

14 Les diagrammes de Lewis et les électrons.
Seuls les électrons de valence sont impliqués dans la formation des liaisons chimiques Les électrons internes ne participent pas aux liaisons. Diagrammes de Lewis : Diagrammes qui nous permettent de tracer la configuration électronique de la couche de valence. Il est composé du symbole chimique de l’élément entouré de points qui représentent les électrons de valences de cet élément. (fig. 1.6 page 13 du manuel). Le symbole chimique représente le noyau à la place des signes d’addition du modèle atomique de Bohr et Rutherford (fig. 1,3 page 12 du manuel). Pratique pour les éléments des familles 1,2 et 13 à 18 (éléments représentatifs). Le diagramme de Lewis ne fonctionne pas pour les éléments de transitions, les lanthanides et les actinides.

15 Dessine la structure de Lewis pour les éléments ci-dessous (n’oublie pas que l’ajout des points commence en haut du symbole chimique et suit le sens des aiguilles d’une montre) : 3Li 7N 4Be 8O 5B 9F 6C 10Ne

16 Définitions : Paires d’électrons : Deux électrons qui interagissent ensembles d’une telle façon qu’ils peuvent rester près l’un de l’autre. Ils sont moins susceptibles de participer à des liaisons chimiques. Électrons célibataires : Électrons situés dans une couche périphérique non complète car ils ne font pas partie d’une partie. Ils sont plus susceptibles de former des liaison chimiques avec d’autres atomes car ils ne font pas partie d’une paire d’électrons. (fig. 1.6 page 13 du manuel). Paire d’électrons Électron célibataire Électrons célibataires

17 Le noyau de l’atome (page 14)
L’hypothèse de Rutherford que le noyau était composé de protons et de neutrons et que les deux avait la même masse mais que le neutron n’avait pas de charge. Son assistant, James Chadwick confirma cette hypothèse.

18 Numéro atomique : Symbole : Z
Numéro atomique : Symbole : Z. Le numéro atomique désigne le nombre de protons présents dans le noyau d’un atome. Dans un atome neutre, Z représente également le nombre d’électrons. Nombre de masse : Symbole : A. Représente la somme du nombre de protons et de neutrons présents dans le noyau. Exemple : le noyau d’un atome d’oxygène renferme 8 protons et 8 neutrons. Ainsi, Z = 8 et A = = 16. Représentation symbolique d’un atome : Si X désigne le symbole d’un élément quelconque, alors nous représentons ainsi la notation chimique de n’importe quel élément. Nombre de neutron : le nombre de neutrons est donné par la relation suivante : Nombre de neutrons =N = A – Z

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20 Les isotopes et la masse atomique:
Isotopes : Atomes d’un même élément qui possèdent le même nombre de protons, mais des nombres différents de neutrons et d’électrons. Exemple: Note: Si l’isotope est neutre, le nombre d’électrons et de protons seront les mêmes. Force nucléaire forte: La force d’attraction entre les protons et les neutrons. Elle est environ 40 fois plus grande que le force électrique de répulsion qui existe entre les protons qui sont chargés positivement dans le noyau. Cette force s’applique seulement sur des petites distances. Si le nombre de neutrons et de protons ne sont pas équilibrés, le noyau est instable. Protium Deutérium Tritium

21 Radio-isotopes : isotopes dont le noyau est instable et qui se désintègrent en isotopes différents et généralement stables. Un noyau qui est instable émet de la radioactivité. (page 16)

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23 La masse atomique moyenne
Masse atomique d’un élément est exprimée en unité de masse atomique (u). Ce qui correspond à 1/12 de la masse d’un atome de carbone. Unité de masse atomique=1,66x g Comme dans la nature plusieurs isotopes d'un même élément peuvent être retrouvés et que chacun d'eux possède une masse atomique relative différente, il est nécessaire de faire une moyenne de toutes ces valeurs, et ce, en tenant compte des proportions de leur présence dans la nature. La masse atomique moyenne est celle qui est présentée dans le tableau périodique. Elle a été calculée en tenant compte des masses relatives de chacun des isotopes d'un élément présent dans la nature ainsi que de leur abondance.

24 5B . Calcule la masse atomique moyenne du bore.
Exemple: Les deux isotopes stables du bore se présentent dans les proportions suivantes : 19.78% de 5B et 80.22% de 5B . Calcule la masse atomique moyenne du bore. Isotope 5 B : 10u x 19,78% = 1,978 Isotope 5 B : 11u x 80,22% = 8,8242 1, ,8242 = 10,8022u Donc, la masse atomique moyenne du bore est de 10,8u. Référence: 10

25 Compléter les exercices : 1 à 10 de la page 19
et la section: Questions de révision #2 ,3,4,5,6,7,8,9,11,12, et 14 de la page 21.

26 1.2 Le tableau périodique Loi périodique : Les propriétés chimiques et physiques des éléments se répètent de façon périodique lorsque les éléments sont ordonnés d`après leur numéro atomique. Période: rangée du tableau périodique. Dans le tableau, le numéro atomique augmente de gauche à droite. Tendance dans une même période : sur une période donnée, les électrons périphériques des atomes de tous les éléments occupent le même niveau d’énergie. (voir fig page 23 du manuel)

27 1.2 Le tableau périodique (suite)
Famille: Colonne du tableau périodique. Tendance dans une même famille: d’une période à l’autre, le nombre de niveaux d’énergie augmente. Les atomes des éléments appartenant à une même famille (ou groupe) ont le même nombre d’électrons de valence. (voir fig page 23 du manuel) Famille 1: métaux alcalins Famille 2: métaux alcalin0-terreux Famille 7: Halogènes Famille 8: Gaz rares ou inertes Les éléments d’une même famille ont des propriétés physiques et chimiques semblables à cause qu’ils ont la même configuration des électrons de valence.

28 1.2 Le tableau périodique (suite)
Les catégories du tableau périodique (représentées sous formes de couleurs ou de crochet fig.1,12 page 24 et fig page 25 du manuel) -Classement des éléments selon leurs propriétés: Les couleurs identifient les éléments qui ont des propriétés chimiques et physiques semblables.( voir fig.1,12 page 24 et fig page 25 du manuel) -Classement des éléments selon des propriétés générales (voir fig page 27) Ex. Métal en bleu Non-métaux en jaune Métalloïdes en vert

29 Les catégories du tableau périodique
Les catégories du tableau périodique (représentées sous formes de couleurs ou de crochet fig.1,12 page 24 et fig page 25 du manuel) -Classement des éléments selon leurs propriétés: Les couleurs identifient les éléments qui ont des propriétés chimiques et physiques semblables.( voir fig.1,12 page 24 et fig page 25 du manuel) -Classement des éléments selon des propriétés générales (voir fig page 27) Ex. Métal en bleu Non-métaux en jaune Métalloïdes en vert

30 -Catégorisation par blocs d’éléments du tableau
voir fig.1,12 page 24 et fig page 25 du manuel) Éléments représentatifs: Familles 1,2 et 12 à 18 (éléments les plus abondants sur Terre). Propriétés physiques et chimiques variées. Éléments de transition (métaux de transition): Familles 3 à 11. Leur couche de valence peut avoir jusqu’à 18 électrons. Éléments de transition internes (métaux de transition): -Lanthanides : les 14 éléments qui suivent le Lanthane (entre le La et le Hf) -Actinides : les 14 éléments qui suivent l’Actinium (entre Ac et Rf)

31 https://fr.brainpop.com/fr/sciencesdelaterre/matiereetc himie/tableauperiodiquedeselements/
Lecture de la section 1.2 pages 22 à 30. Répondre aux questions 3,4,5,6,7,8,10,11,13,14 et 15 de révision page 30 de ton manuel pour le prochain cours.