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Cours de 4e secondaire
Science et environnement (SE) 058-402
PONT vers CHIMIE ET PHYSIQUE de 5e
Module 1
L’organisation de la matière
Univers matériel
Intention pédagogique
Dans ce module, tu apprendras comment la découverte de l’organisation de la
matière, c’est-à-dire la structure de base de toute chose, a permis de mieux
comprendre le comportement de la matière.
Tu réaliseras que ce module est en quelque sorte une base importante pour les
modules 2 et 3 qui abordent les propriétés et les transformations chimiques et
physiques de la matière, plus particulièrement les solutions.
Pour t’aider à mieux comprendre les nouveaux concepts, des rappels des concepts
vus dans le cours d’ATS ou de ST ont été prévus tout au long du module.
Voici les concepts du module 1 qui relèvent du cours
de Science et environnement
- Modèle atomique simplifié
- Particules élémentaires (proton, électron, neutron)
- Notation de Lewis
- Masse atomique relative et isotopes
- Notion de mole et nombre d’Avogadro
3
RAPPEL
Avant d’aborder des concepts de chimie et de physique plus complexes, il faut bien connaitre
l’unité de base de la matière : l’atome. Il existe plus de 90 éléments chimiques naturels et
l’humain a réussi à en créer artificiellement plus d’une vingtaine. Quelles sont les propriétés
de ses éléments? À quoi servent-ils? De quoi l’atome est-il fait?
Modèle : représentation théorique d'une réalité invisible.
Quatre qualités d'un bon modèle :
1. Permet d'expliquer certaines propriétés et comportements d'une réalité invisible.
2. Construit à partir de plusieurs observations, le modèle doit nous offrir une idée de
l'invisible facile à comprendre.
3. Prédire de nouveaux phénomènes pouvant être observés.
4. Un modèle peut toujours être amélioré.
Peux-tu imaginer à quel point l’atome est petit?
Une feuille de papier a une épaisseur d’environ un million d’atomes
Une goutte d’eau peut contenir 10 000 milliards de milliards d’atomes
À quoi pourrait-on comparer l’atome?
Si l’atome était la taille du Stade olympique de Montréal, le noyau de l’atome ne
serait pas plus gros qu’un insecte au milieu du parterre, tandis que les électrons
seraient des grains de poussière volant dans l’espace intérieur du stade
Exemples de différents modèles :
Modèle Modèle Modèle d’une
de la Terre de l’atome d’une réaction chimique
4
DÉMOCRITE (460-370 avant J.-C.)
La théorie de la discontinuité
Démocrite invente le mot Atomos = qui ne peut
être coupé.
La matière est formée de particules distinctes
et indivisibles.
Les atomes sont séparés par des espaces
vides.
Les atomes sont tous composés du même
matériau, mais de formes et de grosseurs
différentes.
Aristote (384-322 avant J.-C.)
La théorie de la continuité
Certaines expérimentations ont permis de questionner le concept de volume, et de ce fait,
l’organisation de la matière.
Observation 1 : Sable et eau (mélange solide et liquide)
50 ml d’eau + 50 ml de sable = ______ ml de solution
Observation 2 : Eau et alcool (mélange de deux liquides)
60 ml d’eau + 40 ml d’alcool = ______ ml de solution
La matière remplit complètement l’espace
qu’elle occupe. Il n’y a pas d’espaces vides.
Air-Terre-Eau-Feu = 4 éléments
fondamentaux
5
DALTON
(1808) Père de la théorie atomique
La théorie atomique :
1) La matière est composée de petites
particules indivisibles appelées atomes.
2) Tous les atomes d’un même élément sont
identiques.
3) Les atomes de différents éléments sont
différents.
4) Dans les réactions chimiques, les atomes
se combinent pour former de nouveaux
produits.
THOMSON
(1897) Découverte de l’électron
L’atome est divisible.
Modèle du pain aux raisins : la matière est
constituée d'atomes composés de charges
négatives (électrons) réparties dans une
« pâte » positive de façon uniforme.
L’atome est neutre.
6
1.1 Le modèle atomique de Rutherford-Bohr
COMMENT RUTHERFORD EN EST-IL VENU À MODIFIER LE MODÈLE DE THOMSON?
Voici un modèle qui pourrait expliquer ce qui se passe, si on pouvait voir les atomes d’or.
L’expérience de la feuille d’or
Rutherford s’intéressait à la radioactivité découverte par Becquerel. Le modèle de Thomson
n’expliquait pas où se trouvait la pâte positive de l’atome. Pour découvrir la position des protons
dans l’atome, Rutherford a bombardé une mince feuille d’or avec des particules positives
nommées alpha ().
RÉSULTATS CONCLUSIONS La plupart des particules alpha passent à travers la feuille d’or sans être déviées.
L’atome est essentiellement constitué de vide.
Quelques particules alpha sont fortement déviées ou ont rebondi.
L’atome contient un noyau très dense et très petit.
Le noyau de l’atome est positif.
7
Mais une question demeure. Si les charges opposées s’attirent, comment expliquer que les
électrons réussissent à rester autour du noyau et ne viennent pas se « coller » au noyau?
Pour l’instant, le modèle de Rutherford ne peut l’expliquer.
Bohr (1913)
Niveaux d’énergies
Les électrons sont situés sur des orbites.
Les électrons peuvent passer d’une orbite à
l’autre.
Orbite = niveau d’énergie = couches
électroniques.
Plus un électron est éloigné du noyau, plus son
énergie est élevée.
Ce sont les travaux de Bohr qui ont permis de mieux comprendre le comportement des
électrons. Le modèle de l’atome se raffine…
Ernest Rutherford (1911)
Découverte du noyau (1919)
Découverte des protons
L’atome est composé en grande partie de vide.
La masse de l’atome est concentrée dans le
noyau.
Les protons (charges positives) sont dans le
noyau.
Les électrons (charges négatives de masse
négligeable) gravitent autour du noyau.
L’atome est une unité divisible.
8
1.2 Le modèle atomique simplifié et le neutron
Autre question qui se pose : Pourquoi le noyau n’éclate-t-il pas s’il contient uniquement des
protons (charges positives)?
Chadwick (1932)
Découverte du neutron
Neutron : particule située dans le noyau. Il est
neutre, donc il ne possède aucune charge.
Nucléon : particules situées dans le noyau
(protons et neutrons).
Chadwick, par sa découverte, permet de faire évoluer notre connaissance de l’atome.
Le modèle de l’atome se raffine une fois de plus…
LES PROPRIÉTÉS DES PROTONS, DES NEUTRONS
Propriétés du modèle atomique simplifié
o Le noyau est très dense, il est situé au centre de l’atome. Il est composé de protons et de
neutrons.
o Les électrons se trouvent sur des couches électroniques précises autour du noyau.
o L’atome est électriquement neutre, il a autant de protons que d’électrons.
PARTICULE SYMBOLE CHARGE POSITION DANS L’ATOME
Proton p+ +1 Noyau
Neutron n0 0 Noyau
Électron e- -1 Couches électroniques
Modèle de l’atome simplifié
Noyau
Protons
Neutrons
Électrons
Couches électroniques (ou orbites)
9
1.3 Le tableau périodique (rappel)
MENDELEÏEV (1869)
Tableau de classification périodique
RÉPERTOIRE DES ATOMES CONNUS
L’idée de Dimitri Mendeleïv était de placer dans un tableau
les éléments chimiques connus en les ordonnant selon
leur masse, leurs propriétés et le nombre de liaisons qu’ils
peuvent former avec d’autres éléments.
D’OÙ VIENNENT LES NOMS ET LES SYMBOLES DES ÉLÉMENTS?
Voici les règles que le suédois Jöns Jacob Berzelius a établies pour représenter les
éléments chimiques :
Si possible, on utilise la première lettre du nom français de l’élément en
majuscule
o Ex : Carbone (C), Hydrogène (H)
Si la première lettre est déjà attribuée, la deuxième lettre est ajoutée et écrite en
minuscule.
o Ex : Calcium (Ca), Hélium (He)
Si ce n’est pas possible d’utiliser les deux premières lettres, on prend la
prochaine lettre différente
o Ex : Cadmium (Cd)
Parfois, on utilise le nom de l’élément dans une autre langue
o Ex : Azote en anglais se dit «nitrogen» (N)
10
Le tableau périodique et ce qu’il nous présente (rappel ST, non vu ATS)
Dans chaque case du tableau périodique, on retrouve 2 nombres.
Un nombre entier qui représente le numéro atomique (Z).
Un nombre à virgule qui représente la masse atomique.
La position de ces deux nombres en haut ou en bas du symbole peut varier selon le tableau
périodique; cela n’a pas d’importance.
Numéro atomique (Z)
o = nombre de protons dans le noyau de l’atome
o Le nombre de protons définit la nature de l’élément (ex. : élément à 6 protons =
carbone, élément à 7 protons = azote)
o Comme l’atome est toujours neutre, le nombre de protons = le nombre d’électrons
Nombre de masse (A) : masse atomique arrondie indiquant le nombre de particules du
noyau que l’on appelle nucléons, donc la somme des protons et des neutrons.
1.3.1 Les périodes
Chaque rangée horizontale (rangée) est appelée période.
o Les éléments qui appartiennent à la même période ont le même nombre de
couches électroniques.
Ex : Na est dans la période 3, il a trois couches électroniques.
o Les éléments connus jusqu’à maintenant ont 7 couches électroniques au
maximum, donc le tableau a logiquement 7 rangées.
1.3.2 Les familles du tableau
Les chiffres romains au-dessus des colonnes du tableau périodique représentent les
familles. La lettre écrite à côté du chiffre romain n’est pas importante pour ce cours.
o Les éléments d’une même famille ont des caractéristiques communes.
o Les éléments d’une même famille ont aussi le même nombre d’électrons de
valence.
IA = 1 électron de valence, IIA = 2 électrons de valence, IIIA = 3 électrons de
valence, etc. jusqu’à ce que la dernière couche soit complète (2 ou 8).
o Les éléments de la série B sont les éléments de transition (ne seront pas étudiés).
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Donc, le tableau périodique n’est pas structuré au hasard, il a été pensé en fonction du
modèle atomique simplifié. Ainsi, de par la position de l’élément dans le tableau
périodique, on peut savoir la configuration de l’atome.
o Le numéro de la période (à gauche) indique le nombre de couches électroniques.
On peut aussi compter les rangées pour connaitre le nombre de périodes en
commençant par le haut.
o Le numéro de la famille (en chiffres romains) indique le nombre d'électrons sur la
dernière couche électronique (électrons de valence). On peut aussi compter les
colonnes pour connaitre le nombre d’électrons de valence en commençant par la
gauche.
o Le nombre maximal d'électrons sur les couches électroniques est donné par la
formule suivante : 2n2 où «n» est le numéro de la période.
2 X (1)2 = 2 2 électrons sur la 1re couche 2 X (2)2 = 8 8 électrons sur la 2e couche 2 X (3)2 = 18 18 électrons sur la 3e couche
o A - Z = le nombre de masse (masse arrondie) - numéro atomique = nombre de
neutrons.
Électrons de valence
o Électrons situés sur la dernière couche électronique ou niveau d’énergie d’un
atome. Ce sont ces électrons qui entrent en interaction avec les électrons des
autres atomes au cours d’un processus chimique, c’est-à-dire les réactions
chimiques.
Les électrons (charge négative) situés sur les autres couches sont retenus plus fortement par
le noyau puisqu’ils sont plus près des protons (charge positive) du noyau.
12
Voici une stratégie de résolution qui permet d’illustrer un atome selon le modèle atomique simplifié
Prenons par exemple, le sodium (Na).
Utiliser le tableau périodique.
Les particules
1) Allez à la case du sodium (symbole Na).
2) Dans la case, le nombre entier est = 11. Donc 11 protons et 11 électrons
3) Dans la case, le nombre à virgule arrondie est = 23. Donc, 23 -11 = 12 neutrons
Noyau (protons et neutrons)
11+ et 12 neutre
Les couches électroniques
4) Pour trouver le nombre de couches, compte les rangées horizontales = 3 couches
Attention : il faut compter la rangée de l’hydrogène!
5) Pour trouver le nombre d’électrons de valence), regarde le chiffre en haut de la colonne
Famille I = 1 électron de valence
6) Les autres couches sont remplies selon la règle 2n2
Niveau 1 = 2 X 12 = 2
Niveau 2 = 2 X 22 = 8
Etc.
7) Donc, on obtient pour le sodium
2é 8é 1é
11 p+
12 n0
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Exercice sur le modèle atomique simplifié
Voir le tableau périodique et, au besoin, la stratégie de résolution.
Élément Symbole Numéro
atomique Masse
atomique
Masse atomique arrondie
Nombre de
protons
Numéro de
périodes
Nombre de
couches
Numéro de la
famille
Nombre d’électrons de valence
Modèle atomique simplifié
Hydrogène
5
)2e- )5e-
F
2
3
7
3
8
)2e-)8e-)8e-)2é
3
6
14
1.4. Les trois classes d’éléments du tableau
Métaux
•Bon conducteur d'électricité de de chaleur
•Ductiles et malléables
•Brillants
•Solide à Tpièce (sauf Hg)
•À gauche de l'escalier
Non-métaux
•Mauvais conducteur d'électricité et de chaleur
(bons isolants)
•Ternes
•La plupart sont gazeux à Tpièce
•Ils sont friables à l'état solide
•À droite de l'escalier (Sauf H)
Métalloïdes
•8 éléments
•Ils possèdent les propriétés des non-métaux, mais sont
conducteurs d'électricité.
•Utilisés dans la fabrication des semi-conducteurs
•De part et d'autres de l'escalier
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Synthèse des propriétés des familles du tableau périodique (rappel ST, non vu ATS)
FAMILLE PRINCIPALES PROPRIÉTÉS
ALCALINS Famille I
1 électron de valence
Métaux mous et solides
Ductile et malléable
Faible masse volumique
Couleur argentée
Réagissent fortement avec l’eau pour donner une base
Forment des sels avec les halogènes
Sécurité o Peuvent causer des brûlures s’ils entrent en contact avec la
peau
Utilisations o Sel de table (NaCl)
ALCALINO-TERREUX
Famille II 2 électrons de valence
Métaux mous et solides
Faible masse volumique
Couleur argentée
Réagissent avec l’eau moins violemment que les alcalins pour donner une base
Forment des sels avec les halogènes
Utilisations o Mg : explosifs et feux d’artifice o CaCl2 : sel sur les routes l’hiver
HALOGÈNES Famille VII
7 électrons de valence
Très réactifs
Existent sous la forme diatomique (F2, Cl2, etc.)
Forment des sels avec les alcalins
Forment des acides forts avec l’hydrogène
F et Cl : gazeux à Tpièce
Br : liquide à Tpièce
I et As : solide à Tpièce
Utilisations o Br : Propriété désinfectante, bactéricide. o Cl : désinfectant dans l’eau o F : dentifrice o I : bon fonctionnement de la glande thyroïde
GAZ INERTES Famille VIII
8 électrons de valence
Synonymes : Gaz rares ou gaz nobles
Tous gazeux à Tpièce
Ils sont très stables chimiquement, ils ne réagissent pas avec les autres éléments
Utilisations o Enseignes lumineuses o He dans les ballons dirigeables o Ar dans les ampoules incandescentes
16
N N
1.5 La notation de Lewis (Rappel ST, non vu en ATS)
Notation de Lewis : Représentation de l’atome d’un élément par la
schématisation des électrons de valence à l’aide de points disposés autour de
son symbole chimique. Exemple :
Comment dessiner la notation de Lewis d’un atome
1) Il faut vérifier dans le tableau périodique le nombre d’électrons de valence de l’élément
en question (par le numéro de la famille). Exemple de l’azote : 5
2) On commence par dessiner un point noir (représentant un électron) sur un côté d’un
carré imaginaire.
3) On continue à dessiner un autre point noir sur un autre côté en tournant dans un sens
ou l’autre du carré imaginaire.
4) On continue en faisant le tour du carré. Au 5e électron, on revient sur le premier côté.
On obtient dans ce cas, deux électrons sur un côté, ce qu’on appelle un doublon.
Exemple avec l’atome d’azote (N)
❶ ❷ ❸ ❹ ❺
Les points qui ne forment pas de doublets d’électrons représentent les électrons
«célibataires». Ce sont ces derniers qui participent aux réactions chimiques.
Lorsqu’on dessine la notation de Lewis, il n’est pas obligatoire de tracer le cercle autour des
doublons.
N
On peut commencer
à dessiner les points
sur n’importe quel
côté du carré
N N
L’azote a 5 électrons de valence. 1 doublet d’électrons 3 électrons célibataires (point unique sur un côté) = 3 possibilités de liaison
17
Li Br
Autres exemples d’atomes représentés par la notation de Lewis
Selon la notation de Lewis, on peut voir le nombre de liaisons chimiques:
le lithium (Li) : 1 liaison chimique
le soufre (S) : 2 liaisons chimiques
Pour le néon (Ne) : 0 liaison chimique
Liaisons chimiques entre les atomes lors des réactions chimiques
Dans le module 3, nous verrons plus en détail les liaisons chimiques, mais voici un exemple
d’une liaison chimique entre deux atomes. L’objectif est de vous montrer que la notation de
Lewis facilite grandement la compréhension des liaisons chimiques.
L’électron célibataire de chaque atome formera une liaison chimique.
Ne
Doublon
d’électrons
18
1.6 La périodicité des propriétés (non vu en ATS et ST)
Certaines propriétés varient de façon périodique, c’est-à-dire que nous pouvons observer une
variation semblable d’une période à l’autre. La progression des propriétés peut aussi être
observée au sein d’une même famille. Voici quelques exemples de propriétés périodiques et
de variations dans une famille chimique.
Rayon atomique
Plus le numéro atomique augmente, plus le rayon diminue parce que le nombre de protons augmente et l’attraction qu’ils ont sur les électrons est plus grande. Ainsi, les couches électroniques se resserrent (propriété périodique). Plus on descend dans une colonne, plus le rayon augmente puisque le nombre de couches électroniques augmente.
Électronégativité Définition. :Capacité d’un électron à attirer les électrons d’un autre atome lors d’une réaction chimique. Plus le numéro atomique augmente, plus l’électronégativité augmente (propriété périodique). Plus on descend dans une colonne, plus le nombre de couches est élevé et moins les protons peuvent retenir les électrons de valence (variation dans une famille). Donc, l'électronégativité augmente de la gauche vers la droite d'une période donnée et du bas vers le haut d'une famille.
Énergie de première ionisation
Déf. : Quantité d’énergie minimale qu’il faut fournir à un atome pour lui arracher un premier électron. Plus le nombre de protons augmente, plus le pouvoir d’attraction augmente, et plus il est difficile d’arracher un premier électron (propriété périodique). Plus on descend dans une famille, même si le nombre de protons augmente, le nombre de couches augmente aussi, ce qui diminue la force d’attraction et donc l’énergie de première ionisation (variation dans une famille).
19
1.7 La masse atomique relative et les isotopes
Les scientifiques n'étaient pas en mesure de mesurer la masse des atomes individuels. De
plus, comme les atomes sont trop petits pour utiliser le gramme comme unité de mesure, il a
fallu trouver une autre unité. C’est grâce aux travaux d’Avogadro qu’on a pu trouver une
méthode efficace pour définir la masse d'un atome. Avogadro a déclaré que des volumes
égaux de gaz différents à la même température et de pression ont un nombre égal de
molécules. De nombreuses expériences ont démontré que sa théorie était juste et elle sera
alors énoncée comme la loi d’Avogadro.
En utilisant la loi d'Avogadro, les scientifiques ont pu montrer que les masses de l’hydrogène
et du carbone sont liées par un ratio 1:12. La relation entre le
carbone et l'hydrogène a été utilisée pour définir une unité de
masse relative (unité de masse atomique, abréviation uma ou u).
Cela a fourni une solution viable au problème des masses. Les
scientifiques ont attribué arbitrairement à l'hydrogène, la masse
relative de 1 uma, car il est le plus petit élément et qu’il est 1/12 de la masse d'un atome de
carbone. Ainsi, le carbone a une masse de 12 uma.
Sur cette échelle relative, si la masse de l'oxygène est 16 fois plus grande que la masse
d'hydrogène, l’oxygène a une masse de 16 uma. Si le sodium est de 23 fois la masse de
l'hydrogène, alors sa masse est de 23 uma et ainsi de suite. Les masses de tous les
éléments ont ensuite été calculées à partir de cette relation.
o On ne considère pas la masse des électrons puisqu’elle est environ 1836 fois plus
petite de celle du proton ou du neutron.
o Par convention, la masse de tous les éléments du tableau périodique a été établie par
comparaison avec le carbone12. On verra plus loin pourquoi on doit spécifier 12.
o Plus tard, à l’aide d’instruments de mesure plus directs, on a pu établir que : 1 u =
1,66054 X 10-27 kg ou 0,000 000 000 000 000 000 000 000 001 660 54 kg
Maintenant, pourquoi la masse atomique présentée dans le tableau périodique est un
nombre fractionnaire alors que l’on parle de relation entre les atomes 1 :12, 1 :16, 1 :23, etc.?
La masse atomique fournie dans le tableau périodique est en fait une masse atomique
moyenne de tous les isotopes d’un élément.
20
1.7.1 Que sont les isotopes?
Ce sont les atomes d’un élément ayant un nombre de neutrons différent.
En effet, on a découvert qu’un même élément peut avoir plus qu’une sorte d’atomes qu’on
appelle isotopes.
Les isotopes ont tous le même nombre de protons (définis la nature de l’élément) et
d’électrons (car l’atome est neutre)
Les isotopes ont tous les mêmes propriétés chimiques (car c’est le même élément)
La seule différence est dans la masse parce qu’ils ont plus ou moins de neutrons.
Ils sont présents dans la nature dans une proportion connue. C’est ainsi que l’on
peut calculer la masse atomique (voir encadré à la page suivante)
Exemple : L’oxygène existe sous 2 formes : atome à 8 neutrons et atome à 10 neutrons.
Isotopes radioactifs
Certains atomes (isotopes) sont instables dû à la quantité trop petite ou trop grande de
neutrons dans le noyau. Ils ont tendance alors à se désintégrer. C’est ce qui se passe dans le
cas de l’uranium qui contient trop de neutrons. On utilise cette propriété de l’uranium à se
désintégrer tout en éjectant des neutrons pour produire de l’énergie.
Question : Parmi les compositions de noyau suivantes, lesquelles pourraient
représenter un isotope du calcium (Ca)?
a) 19 protons, 19 électrons, 22 neutrons
b) 20 protons, 20 électrons, 20 neutrons
c) 22 protons, 22 électrons, 21 neutrons
d) 20 protons, 20 électrons, 23 neutrons
e) 21 protons, 21 électrons, 24 neutrons
f) 20 protons, 20 électrons, 28 neutrons
8 protons 8 électrons 10 neutrons
8 protons 8 électrons
10 neutrons
21
Autre exemple : Les isotopes du carbone
Le C-11 est instable, donc il se désintègre, car il n’a pas suffisamment de neutrons
Les C-12 et C-13 sont très stables, car ils ont assez de neutrons
Le C-14 est très instable et se désintègre, car le nombre de neutrons est trop grand
par rapport au nombre de protons
Donc, les neutrons assurent la stabilité du noyau.
À partir des informations ci-dessous, calculons la masse atomique de l’oxygène.
Les isotopes de l'oxygène et leur abondance relative
Isotope Nombre de
masse
Abondance
relative (%) 16O 16 99,757 17O 17 0,038 18O 18 0,205
16O : 16 x 99,757% = 15,96112
17O : 17 x 0,038% = 0,00646
18O : 18 x 0,205% = 0,0369
Masse atomique de l'oxygène : 15,96112 + 0,00646 + 0,0369 = 16,00448 u
22
1.8 La notion de mole et le nombre d’Avogadro
Pour nous simplifier la vie, on regroupe
parfois les objets avec une «expression»:
1 «douzaine» d’œufs = 12 œufs
o 2 «douzaines» = 24 œufs
1 «centaine» de personnes = 100
personnes
1 «caisse» de bière = 24 bières
La mole, c’est la même chose! C’est une expression qui représente un regroupement d’un
certain nombre de choses. Dans le cas de la mole, c’est un grand nombre de choses. En
effet, il est plus facile de dire 1 mole de X que 602 000 000 000 000 000 000 de X.
Comme c’est Avogadro, avec ses études sur les gaz*, qui a trouvé ce nombre, on dit que la
mole est le nombre d’Avogadro (NA).
1 mole (abréviation mol) = 6,023 X 1023 particules = Nombre d’Avogadro (NA)
*En chimie de 5e secondaire, tu étudieras en profondeur la théorie des gaz.
Pour connaître le nombre de moles d’un élément, il faut regarder sa masse atomique dans le
tableau périodique. Voici comment on fait le lien entre la masse atomique et la masse d’une
mole, soit la masse molaire.
Est-ce qu’il y a le même nombre de particules dans 1 mol de Cu(s) que dans 1 mole de
CH3OH(l) ou encore dans 1 mole de O2(g)?
5 5 5
23
Masse atomique : masse d’un élément en prenant compte de ses isotopes (tous ces
atomes selon leur proportion dans la nature) et exprimée en unité de masse atomique : u
o Ex. : magnésium : 24,31 u (masse de 1 élément)
Masse molaire : masse d’une mole d’un élément. Soit la masse atomique du tableau
périodique exprimée en gramme.
o Ex. : magnésium : 24,31 g (masse de 6,023 X 1023 éléments)
Donc, les masses atomiques exprimées en gramme permettent de connaître la masse
molaire de toute chose.
Si la masse molaire mesurée est la masse molaire d’un élément, on dit masse molaire
atomique.
Si la masse molaire mesurée est la masse molaire d’une molécule, on dit masse molaire
moléculaire.
Masse molaire
Voir tableau périodique
Exemple : Quelle est la masse molaire atomique du carbone?
On peut aussi calculer l’inverse.
Exemple: Combien de moles d’atomes dans 20 g de Ca ?
On peut aussi calculer la masse molaire de molécules en additionnant les masses des atomes
qui la composent.
Exemple: Quelle est la masse molaire moléculaire du CO2 ?
Atomique
1 mole d’atomes (C, N, O)
Moléculaire
1 mole de molécules (O2, H2O, CuO)
24
Exercices sur la mole
1. Combien y a-t-il de molécules dans chaque situation suivante.
a) 6 moles d’eau (H2O) :
b) 48 moles d’acide chlorhydrique (HCl ) :
c) 0,4 mole d’hydroxyde de sodium (NaOH) :
2. Calculez la masse molaire des molécules suivantes.
a) Acide acétique (CH3COOH) =
b) Nitrate de sodium (NaNO3) =
c) Acide sulfurique (H2SO4) =
3. Calculez le nombre de moles dans :
a) 15 g de fer (Fe) :
b) 32 g de sulfure de dihydrogène (H2S):
c) 78 g de carbonate de calcium (CaCO3) :
4. Calculez la masse (en grammes) dans :
a) 200 moles de propane (C3H8) :
b) 19 moles de nitrate de sodium (NaNO3) :
c) 4 x 10-2 moles de dioxyde de soufre (SO2) :
25
EXERCICES
1) Indiquez quel modèle atomique le plus ancien permet d’expliquer chacun des faits
énoncés ci-dessous.
a) Au cours d’une transformation, aucune matière ne se perd ni ne se crée.
b) Le premier modèle qui rapporte que la matière est constituée de particules
extrêmement petites.
c) Le noyau des atomes est petit et massif.
d) Les électrons tournent à grande vitesse selon des orbites spécifiques.
2) Vrai ou faux. Si c’est faux, expliquez.
a) Un proton pèse plus qu’un électron
b) Le proton a la même charge que l’électron
c) Un atome a habituellement plus d’électrons que de protons
d) L’électron tourne autour du noyau
e) Le centre de l’atome n’a aucune charge
3) Remplissez le tableau suivant :
Nom de
l’élément Symbole
Numéro
atomique
Nombre
d’électrons
Nombres
de protons
Nombre de
neutrons
Nombre de
masse
Hydrogène
Be
7 14
14
16 16
18
19
Al
6
8 16
12
Phosphore
26
4) Représentez chacun des éléments suivants selon la notation de Lewis.
a) Le bore d) Le soufre
b) Le sodium e) Le phosphore
c) L’oxygène f) Le fluor
5) Représentez chacun des éléments suivants selon le modèle atomique simplifié.
a) Magnésium
b) Oxygène
c) Silicium
d) Hélium
e) Carbone
f) Fluor
27
6) Complétez le tableau suivant :
7) Donnez la masse molaire des molécules suivantes :
a) Cl
b) CaCl2
c) Mg(OH)2
d) Mg3(PO4)2
e) CH3OH
f) NH4Cl
g) Ca(OH)2
h) H2SO4
i) NH4OH
j) C12H22O11
8) Combien de moles y a-t-il dans?
a) 32 g de SO2
b) 160 g de SO3
c) 342 g de C8H18
d) 73 g de HCl
e) 66 g de CO2
f) 48 g de Mg
g) 9 g de H2O
h) 10 g de Ca
i) 75 g de H3BO3
j) 54 g de H2O
NOMBRE D'OBJETS NOMBRE DE MOLES
6,023 × 1023 grains de sable
2 moles de fourmis
6,023 × 1022 atomes de Na
20 000 000 000 000 000 000 atomes de Cu
0,0000005 mole de molécules de H2SO4
0,5 mole de molécules d’H2O
28
Activité d’intégration
À l’aide de la banque de mots, complétez le réseau de concepts.
Attention, certains mots ne sont pas donnés. De plus, les mots ne sont pas accordés en genre ou
en nombre. À vous de trouver!
noyau mole notation de Lewis élément
isotope électron de valence électron symbole chimique
proton gramme modèle atomique simplifié masse molaire
dénombrés en quantité
appelée
représentés de deux façons
qui propose que
circulent sur des
couches autour du
formé de
dont le nombre est
qui ont quand
même le même
nombre de
et d’électrons
qui présente
et autour, il y a des
points qui
représentent
Correspond dans le
tableau périodique
dont l’unité est
qui possèdent parfois un
nombre de neutrons
différents. On dit que ce
sont des
ce qui fait que leurs
propriétés
chimiques sont
atomes
ayant le même nombre de protons Ensemble des
