Constitution de la Matière à l'Échelle Microscopique

Cours complet · chimie (seconde), chapitre 2 · seconde générale, physique-chimie

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Ce chapitre étudie les briques élémentaires de l'Univers. Nous allons explorer la structure de l'atome, la formation des ions et des molécules, la configuration électronique des éléments et l'organisation du tableau périodique.

2.1 Structure de l'Atome

Toute la matière qui nous entoure (l'air, l'eau, les roches, les êtres vivants) est constituée d'atomes. Un atome est composé d'un noyau central et d'électrons en mouvement rapide autour de lui, formant un nuage électronique.

Définition 2.1Composition de l'atome

Le Noyau : Il est situé au centre de l'atome et concentre presque toute sa masse. Il est composé de particules appelées nucléons :

Les protons : particules chargées positivement, de charge électrique $+ e$ .
Les neutrons : particules neutres, de charge électrique nulle.

Les Électrons : Ce sont des particules chargées négativement, de charge électrique $- e$ , en mouvement autour du noyau.

ImportantReprésentation du noyau

Le noyau d'un atome de symbole chimique $X$ est représenté par la notation :

$X_{Z}^{A} X_{2 Z}^{2 A} X$

$Z$ est le numéro atomique (ou nombre de charge) : il correspond au nombre de protons présents dans le noyau.
$A$ est le nombre de nucléons (ou nombre de masse) : il correspond au nombre total de protons et de neutrons.
Le nombre de neutrons, noté $N$ , se déduit par la relation : $N = A - Z$ .

iRemarqueNeutralité électrique

L'atome est électriquement neutre. La charge électrique positive de son noyau est exactement compensée par la charge électrique négative de son nuage électronique. L'atome possède donc autant d'électrons autour de son noyau que de protons à l'intérieur, c'est-à-dire exactement $Z$ électrons.

Méthode

[Déterminer la composition d'un atome à partir de

X_{Z}^{A} X_{2 Z}^{2 A} X

]

Pour donner la composition complète d'un atome (protons, neutrons, électrons) à partir de sa notation symbolique :

Lire le numéro atomique $Z$ (en bas à gauche) : c'est directement le nombre de protons.
Comme l'atome est neutre, le nombre d'électrons est aussi égal à $Z$ .
Lire le nombre de masse $A$ (en haut à gauche), puis calculer le nombre de neutrons par la relation $N = A - Z$ .
Vérifier la cohérence : le total protons $+$ neutrons doit redonner $A$ .

Exemple 2.2Composition de l'atome d'aluminium

L'aluminium est noté $X_{13}^{27} X_{213}^{227} Al$ . On lit $Z = 13$ et $A = 27$ .

Nombre de protons : $Z = 13$ .
Nombre d'électrons : $13$ (atome neutre).
Nombre de neutrons : $N = A - Z = 27 - 13 = 14$ .

Vérification : $13 + 14 = 27 = A$ . ✓

iRemarqueNe pas confondre

Z

A

Le numéro atomique $Z$ est ce qui identifie l'élément : deux noyaux ayant le même $Z$ sont le même élément chimique. En revanche, $A$ peut varier d'un noyau à l'autre du même élément (voir les isotopes). On calcule donc toujours $N = A - Z$ , et jamais $N = A + Z$ .

2.1.1 Dimensions et structure lacunaire

Le diamètre d'un atome est de l'ordre de $1 0^{- 10}$ mètres ( $0, 1 nm$ ), tandis que celui de son noyau est de l'ordre de $1 0^{- 15}$ mètres. Le noyau est donc environ 100 000 fois plus petit que l'atome lui-même.

Entre le noyau et les électrons, il n'y a que du vide. C'est pourquoi on dit que l'atome possède une structure lacunaire. Si le noyau avait la taille d'une bille d'un centimètre de diamètre posée au centre d'un terrain de football, le nuage électronique s'étendrait sur environ 1 kilomètre, soit bien au-delà du stade tout entier.

2.1.2 Masse et charge électrique des constituants

Le tableau ci-dessous regroupe les caractéristiques des trois constituants de l'atome :

Constituant	Symbole	Charge électrique ( $C$ )	Masse ( $kg$ )
Proton	$p$	$+ e = + 1, 602 \times 1 0^{- 19}$	$1, 673 \times 1 0^{- 27}$
Neutron	$n$	$0$	$1, 675 \times 1 0^{- 27}$
Électron	$e X^{-}$	$- e = - 1, 602 \times 1 0^{- 19}$	$9, 109 \times 1 0^{- 31}$

ImportantMasse approchée d'un atome

La masse d'un électron est négligeable devant celle d'un nucléon (elle est environ 1 800 fois plus faible). Ainsi, la masse d'un atome $m_{atome}$ est pratiquement égale à la masse de son noyau $m_{noyau}$ :

$m_{atome} \approx m_{noyau} = A \times m_{nucl}$

où $m_{nucl} \approx 1, 67 \times 1 0^{- 27} kg$ est la masse moyenne d'un nucléon (proton ou neutron).

Exemple 2.3Masse approchée d'un atome de carbone

Pour l'atome de carbone $X_{6}^{12} X_{26}^{212} C$ , on a $A = 12$ nucléons. Sa masse approchée vaut :

$m_{atome} \approx A \times m_{nucl} = 12 \times 1, 67 \times 1 0^{- 27} = 2, 0 \times 1 0^{- 26} kg .$

La masse des $6$ électrons ( $6 \times 9, 1 \times 1 0^{- 31} \approx 5, 5 \times 1 0^{- 30} kg$ ) est bien négligeable devant cette valeur.

2.1.3 Élément chimique et isotopes

Tous les atomes (et les ions) qui possèdent le même numéro atomique $Z$ appartiennent au même élément chimique. C'est donc le nombre de protons $Z$ , et lui seul, qui définit l'identité chimique d'un atome.

Définition 2.4Isotopes

Deux noyaux sont dits isotopes lorsqu'ils possèdent le même numéro atomique $Z$ (même nombre de protons, donc même élément) mais un nombre de masse $A$ différent (nombres de neutrons différents).

Exemple 2.5Les isotopes du carbone

Le carbone (  $Z = 6$  ) possède principalement deux isotopes stables :

$X_{6}^{12} X_{26}^{212} C (6 protons, 6 neutrons) et X_{6}^{13} X_{26}^{213} C (6 protons, 7 neutrons) .$

Ils ont le même nombre de protons ( $6$ ), donc les mêmes propriétés chimiques, mais des masses différentes.

iRemarqueIsotopes : même

Z

, pas même

A

Une erreur classique consiste à croire que des isotopes ont un nombre de masse identique. C'est l'inverse : ils partagent le même $Z$ mais diffèrent par leur nombre de neutrons, donc par $A$ . Comme les propriétés chimiques ne dépendent que des électrons (donc de $Z$ ), les isotopes d'un même élément ont un comportement chimique identique.

2.2 Configuration Électronique et Stabilité

2.2.1 Configuration électronique fondamentale

Les électrons d'un atome à l'état fondamental se répartissent dans des couches et sous-couches électroniques, caractérisées par des niveaux d'énergie croissants.

Définition 2.6Couches et sous-couches électroniques

En classe de Seconde, nous étudions le remplissage des couches associées aux nombres quantiques $n = 1, 2, 3$ :

La couche $n = 1$ contient la sous-couche $1 s$ (capacité maximale : 2 électrons).
La couche $n = 2$ contient les sous-couches $2 s$ (capacité : 2 électrons) et $2 p$ (capacité : 6 électrons).
La couche $n = 3$ contient les sous-couches $3 s$ (capacité : 2 électrons) et $3 p$ (capacité : 6 électrons).

L'ordre de remplissage des sous-couches s'effectue selon l'ordre des énergies croissantes :

$1 s \to 2 s \to 2 p \to 3 s \to 3 p$

Définition 2.7Électrons de valence

La dernière couche occupée par les électrons est appelée la couche externe (ou couche de valence). Les électrons situés sur cette couche externe sont les électrons de valence. Ce sont ces électrons de valence qui déterminent la réactivité chimique de l'élément.

Méthode : Établir la configuration électronique d'un atome

Pour écrire la configuration électronique d'un atome à l'état fondamental :

Déterminer le nombre total d'électrons, égal au numéro atomique $Z$ pour un atome neutre.
Remplir les sous-couches dans l'ordre des énergies croissantes : $1 s$ , puis $2 s$ , $2 p$ , puis $3 s$ , $3 p$ .
Respecter la capacité maximale de chaque sous-couche : $2$ électrons pour une sous-couche $s$ , $6$ pour une sous-couche $p$ .
Passer à la sous-couche suivante seulement lorsque la précédente est saturée, jusqu'à avoir placé les $Z$ électrons.
Vérifier que la somme des exposants est bien égale à $Z$ , puis repérer la couche externe (plus grand $n$ ) pour compter les électrons de valence.

Exemple 2.8Configurations électroniques usuelles

Oxygène ( $Z = 8$ ) : $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{4}$ . Couche externe $n = 2$ , soit $2 + 4 = 6$ électrons de valence.
Sodium ( $Z = 11$ ) : $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{1}$ . Couche externe $n = 3$ , soit $1$ électron de valence.
Argon ( $Z = 18$ ) : $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6}$ . Couche externe saturée ( $8$ électrons) : c'est un gaz noble.

iRemarqueSaturer une sous-couche avant de passer à la suivante

Il ne faut pas commencer à remplir $2 p$ tant que $2 s$ n'est pas saturée, ni entamer $3 s$ tant que $2 p$ ne contient pas ses $6$ électrons. Écrire par exemple « $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{5} 3 s^{1}$ » pour le soufre serait faux : le soufre ( $Z = 16$ ) s'écrit $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{4}$ . Vérifiez toujours que la somme des exposants redonne exactement $Z$ .

2.2.2 Stabilité des gaz nobles et règles du duet et de l'octet

Les gaz nobles, situés dans la dernière colonne du tableau périodique (hélium, néon, argon), possèdent une stabilité chimique exceptionnelle : ils ne réagissent quasiment avec aucune autre espèce chimique. Cette inertie chimique s'explique par la structure de leur couche externe qui est saturée (un duet d'électrons $1 s^{2}$ pour l'hélium, et un octet d'électrons de type $n s^{2} n p^{6}$ pour les autres).

◆Théorème 2.9Règles de stabilité chimique

Les atomes des autres éléments chimiques ont tendance à évoluer pour acquérir la même configuration électronique stable que celle du gaz noble le plus proche de numéro atomique voisin. Ils cherchent à obtenir :

Deux électrons sur leur couche externe $n = 1$ (règle du duet) pour les éléments proches de l'hélium.
Huit électrons sur leur couche externe (règle de l'octet) pour les autres éléments.

Pour y parvenir, ils peuvent soit former des ions monoatomiques (en perdant ou gagnant des électrons), soit s'associer au sein de molécules (en formant des liaisons de covalence).

Définition 2.10Ions monoatomiques

Un cation est un ion chargé positivement formé après la perte d'un ou plusieurs électrons externes (ex : l'atome de sodium $Na$ perd 1 électron pour former le cation $Na X^{+}$ ).
Un anion est un ion chargé négativement formé après le gain d'un ou plusieurs électrons (ex : l'atome de chlore $Cl$ gagne 1 électron pour former l'anion chlorure $Cl X^{-}$ ).

L'atome, électriquement neutre, devient un ion en perdant (cation) ou en gagnant (anion) des électrons — le noyau, lui, ne change pas.

Méthode : Prévoir la formule d'un ion monoatomique

Pour prévoir l'ion qu'un atome tend à former :

Écrire la configuration électronique de l'atome et compter ses électrons de valence.
Identifier le gaz noble le plus proche (celui de numéro atomique voisin).
Si l'atome a peu d'électrons de valence ( $1$ , $2$ ou $3$ ), il en perd pour retrouver la couche externe pleine précédente $\to$ cation de charge $+$ (nombre d'électrons perdus).
Si l'atome a beaucoup d'électrons de valence ( $5$ , $6$ ou $7$ ), il en gagne pour atteindre l'octet $\to$ anion de charge $-$ (nombre d'électrons gagnés).
Vérifier que l'ion formé a bien la configuration du gaz noble visé.

Exemple 2.11Ions du magnésium et de l'oxygène

Magnésium ( $Z = 12$ ) : $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2}$ , soit $2$ électrons de valence. Il en perd $2$ pour retrouver la configuration du néon : il forme le cation $Mg X^{2 +}$ .
Oxygène ( $Z = 8$ ) : $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{4}$ , soit $6$ électrons de valence. Il en gagne $2$ pour atteindre l'octet (configuration du néon) : il forme l'anion $O X^{2 -}$ .

◆Théorème 2.12Électroneutralité et composés ioniques

La matière est globalement électriquement neutre. Un composé ionique (solide ionique) associe des cations et des anions dans des proportions telles que la somme des charges est nulle. Sa formule s'obtient en cherchant les plus petits nombres entiers d'ions qui assurent cette neutralité ; on écrit le cation en premier, sans indiquer les charges.

Méthode : Écrire la formule d'un composé ionique

repérer le cation et l'anion et leurs charges ;
choisir les plus petits nombres d'ions rendant la charge totale nulle ;
écrire la formule (cation puis anion) avec ces indices.

Exemple 2.13

Chlorure de sodium : $Na X^{+}$ et $Cl X^{-}$ (charges opposées, un pour un) $\to NaCl$ . Chlorure de calcium : $Ca X^{2 +}$ et $Cl X^{-}$ , il faut deux $Cl X^{-}$ pour compenser $Ca X^{2 +}$ $\to CaCl X_{2}$ . Oxyde de sodium : $Na X^{+}$ et $O X^{2 -}$ $\to Na X_{2} O$ .

2.3 Molécules, Corps Purs et Mélanges

Lorsqu'ils ne forment pas d'ions, les atomes peuvent atteindre la stabilité en s'associant pour former des molécules.

Définition 2.14Molécule et formule brute

Une molécule est un ensemble d'atomes liés entre eux par des liaisons covalentes (mise en commun d'électrons de valence), électriquement neutre dans son ensemble. Sa formule brute indique la nature et le nombre de chaque type d'atome à l'aide de symboles et d'indices : par exemple $H X_{2} O$ (deux atomes d'hydrogène et un atome d'oxygène) ou $CO X_{2}$ .

Exemple 2.15Quelques molécules courantes

$H X_{2}$ (dihydrogène), $O X_{2}$ (dioxygène), $N X_{2}$ (diazote), $H X_{2} O$ (eau), $CO X_{2}$ (dioxyde de carbone), $CH X_{4}$ (méthane), $NH X_{3}$ (ammoniac). Dans l'eau, chaque atome d'hydrogène partage un doublet avec l'oxygène : l'hydrogène respecte ainsi la règle du duet et l'oxygène celle de l'octet.

Définition 2.16Schéma de Lewis

Le schéma de Lewis d'une molécule représente les doublets d'électrons de valence par des tirets :

un doublet liant est partagé entre deux atomes : il constitue une liaison covalente ;
un doublet non-liant appartient à un seul atome.

Chaque atome s'entoure de doublets de façon à respecter la règle du duet (H) ou de l'octet, comme un gaz noble.

Exemple 2.17Schéma de Lewis de l'eau

Dans $H X_{2} O$ , l'oxygène est relié à chaque hydrogène par un doublet liant ( $H - O - H$ ) et porte deux doublets non-liants. L'oxygène est ainsi entouré de $4$ doublets (octet) et chaque hydrogène d'un doublet (duet).

Définition 2.18Approche de l'énergie de liaison

L'énergie de liaison est l'énergie qu'il faut fournir pour rompre une liaison covalente entre deux atomes (séparer le doublet liant). Plus cette énergie est grande, plus la liaison est solide et difficile à casser.

Définition 2.19Corps pur et mélange

Un corps pur est constitué d'une seule espèce chimique (une seule sorte d'entités : atomes, molécules ou ions). Exemples : l'eau distillée $H X_{2} O$ , le fer $Fe$ , le dioxygène $O X_{2}$ .
Un mélange contient plusieurs espèces chimiques différentes. Un mélange est dit homogène si l'on n'y distingue pas les constituants à l'œil nu (eau salée, air), et hétérogène sinon (eau et huile, granit).

iRemarqueCorps pur simple ou composé

Attention à ne pas confondre « corps pur » et « corps simple ». Un corps pur peut être simple (un seul élément chimique, comme $O X_{2}$ ou $Fe$ ) ou composé (plusieurs éléments, comme $H X_{2} O$ ou $CO X_{2}$ ). Dans les deux cas il reste un corps pur car il ne contient qu'une seule espèce chimique.

2.4 La Classification Périodique des Éléments

Le tableau périodique des éléments classe tous les éléments chimiques connus par numéro atomique $Z$ croissant.

◆Théorème 2.20Règles de construction du tableau

Une nouvelle ligne (appelée période) commence chaque fois qu'une nouvelle couche externe (nombre quantique $n$ ) commence à se remplir.
Une colonne regroupe les éléments ayant le même nombre d'électrons sur leur couche externe.

Comme les propriétés chimiques d'un élément dépendent de ses électrons externes, les éléments d'une même colonne possèdent des propriétés chimiques similaires et forment une même famille chimique.

Extrait des trois premières périodes du tableau périodique (colonnes centrales omises).

2.4.1 Quelques familles chimiques à connaître

La colonne 1 (sauf l'hydrogène) : les métaux alcalins. Ils possèdent 1 électron de valence. Très réactifs, ils forment facilement des cations de charge $+ 1$ ( $Li X^{+}$ , $Na X^{+}$ , $K X^{+}$ ).
La colonne 2 : les métaux alcalino-terreux. Ils possèdent 2 électrons de valence et forment des cations de charge $+ 2$ ( $Mg X^{2 +}$ , $Ca X^{2 +}$ ).
La colonne 17 : les halogènes. Ils possèdent 7 électrons de valence. Ils forment facilement des anions de charge $- 1$ ( $F X^{-}$ , $Cl X^{-}$ , $Br X^{-}$ ).
La colonne 18 : les gaz nobles. Ils ont leur couche externe saturée et sont très stables.

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