Fiche de révision : Éléments et grandeurs chimiques CH1

📋 Plan du Cours

1. Historique des modèles atomiques
2. Constituants et dimensions de l’atome
3. Nucléides et isotopes
4. Éléments et isotopes naturels
5. Corps simples et corps composés
6. Masses atomiques relatives
7. Mole et masses molaires
8. Concentrations et grandeurs osmotiques

📅 Repères chronologiques

1. 1808John Dalton propose le premier modèle de la structure de la matière, fondé sur les lois pondérales de la chimie.
2. 1897Joseph J. Thomson met en évidence l’électron.
3. 1911Ernest Rutherford propose un modèle avec un petit noyau positif autour duquel des électrons négatifs sont en mouvement.
4. 1913Niels Bohr propose que les électrons gravitant autour du noyau occupent des niveaux d’énergie.
5. 1932James Chadwick découvre le neutron en irradiant de la paraffine.

📖 1. Historique des modèles atomiques

★ À maîtriser

📌 La loi de conservation de la matière, associée aux travaux de Lavoisier, affirme que la masse totale des produits formés est égale à celle des réactifs consommés. - Antoine de Lavoisier

📌 La loi des proportions définies, associée aux travaux de Proust, stipule qu’un composé chimique pur contient toujours les mêmes éléments combinés dans les mêmes proportions en masse. - Joseph Proust

• Selon le modèle de Dalton, la matière est composée d’atomes simples, infract ionnables et indestructibles, qui se combinent pour former des composés et se réorganisent lors des réactions chimiques.

• Dans le modèle de Thomson proposé en 1904, l’atome neutre est une sphère contenant des charges positives compensées par des électrons chargés négativement, selon l’image du « pudding ».

Compléments

• Vers 420 av. J.-C., Démocrite et Leucippe de Milet avancent l’hypothèse que la matière est discontinue et divisible jusqu’à l’atome, terme grec signifiant « qui ne peut se diviser ». - Démocrite, Leucippe de Milet, 420 avant JC

📌 La loi des proportions multiples stipule que les masses d’un constituant qui s’unissent à une même masse d’un autre sont dans un rapport de nombres entiers simples lorsqu’ils forment des composés différents.

💡 Astuce mémo

Dalton → Thomson → Rutherford → Bohr : sphère → pudding → noyau → niveaux d’énergie

📖 2. Constituants et dimensions de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome neutre : Un atome neutre contient un noyau formé de Z protons chargés positivement et de N neutrons neutres, ainsi que Z électrons chargés négativement.

★ À maîtriser

📌 La représentation des électrons en mouvement sur des orbites est fausse, même si les électrons se déplacent à grande vitesse autour du noyau.

• La masse de l’atome est concentrée dans son noyau, tandis que l’essentiel du volume atomique est occupé par le nuage électronique.

Compléments

• La charge totale des Z protons d’un atome est +Ze et celle de ses Z électrons est −Ze.

• Le rayon de l’atome est de 1 à 2 × 10⁻¹⁰ m et celui du noyau est d’environ 2 × 10⁻¹⁵ m, soit un rayon environ 10⁵ fois plus petit.

• Les masses du proton, du neutron et de l’électron sont respectivement 1,6726 × 10⁻²⁷ kg, 1,6749 × 10⁻²⁷ kg et 9,1094 × 10⁻³¹ kg.

• Le proton porte la charge +e = 1,602 × 10⁻¹⁹ C, le neutron est neutre et l’électron porte la charge −e = −1,602 × 10⁻¹⁹ C.

💡 Astuce mémo

Le noyau concentre la masse ; le nuage électronique occupe l’essentiel du volume

📖 3. Nucléides et isotopes

🔑 Notions clés & Définitions

• Nucléide : Un type d’atome caractérisé par son symbole X, son nombre de masse A, son numéro atomique Z et son nombre de neutrons N.
• Isotopes : Des nucléides ayant le même numéro atomique Z mais des nombres de masse A différents, donc des nombres de neutrons différents.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour un nucléide, $A = Z + N$ et $N = A - Z$, où A est le nombre de nucléons, Z le nombre de protons et N le nombre de neutrons.

• Le chlore est un mélange de deux isotopes, le chlore 35 et le chlore 37, dont les abondances naturelles sont respectivement 75,5 % et 24,5 %.

Compléments

• Il existe environ 300 nucléides naturels stables et 1 000 nucléides artificiels à courte durée de vie, produits à l’aide d’accélérateurs de particules ou de réacteurs nucléaires.

• L’uranium 238 a une demi-vie de 4,5 milliards d’années et représente 99,3 % de l’uranium naturel.

• L’hydrogène possède trois isotopes: le protium ¹H, le deutérium ²H et le tritium ³H; le tritium est radioactif, tandis que les deux autres sont stables.

• En médecine nucléaire, le fluor 18, radioactif, a une demi-vie de 110 minutes et nécessite un cyclotron pour sa production.

• Le cuivre 64 est un émetteur β+ utilisé en imagerie de l’hypoxie et a une demi-vie de 12,7 heures.

📖 4. Éléments et isotopes naturels

🔑 Notions clés & Définitions

• Élément : Caractérisé par un symbole X et un numéro atomique Z, et rassemblant les atomes ou ions ayant le même Z.

★ À maîtriser

• Les éléments naturels sont des mélanges d’isotopes.

• Les 92 premiers éléments sont naturels, à l’exception du technétium (Z = 43) et du prométhium (Z = 61), tandis que les éléments de numéro atomique supérieur à 92 sont artificiels.

Compléments

• Les éléments sont rangés dans le tableau périodique selon leur numéro atomique Z.

• Les isotopes naturels du carbone sont ¹²C, ¹³C et ¹⁴C, qui possèdent chacun 6 protons et respectivement 6, 7 et 8 neutrons.

• Les abondances isotopiques du carbone naturel moderne ¹²C, ¹³C et ¹⁴C sont respectivement d’environ 98,930 %, 1,070 % et 10⁻¹⁰ %.

• Le carbone ¹⁴C est radioactif et sa période radioactive est de 5730 ans.

📖 5. Corps simples et corps composés

🔑 Notions clés & Définitions

• Corps simple : Constitué d’un seul élément et pouvant se présenter sous forme atomique, comme Ne ou Ar, ou moléculaire, comme C, C₆₀, O₂ ou O₃.
• Corps composé : Constitué par l’association de plusieurs éléments et se présentant sous forme de molécules ou de paires d’ions, comme H₂O, NH₃ ou NaCl.
• Variété allotropique : Forme différente sous laquelle un même corps simple peut se présenter, comme le diamant et le graphite pour le carbone.

📝 Points essentiels

• Le chlorure de sodium NaCl forme un solide cristallin et se dissocie en ions dans l’eau.

💡 Astuce mémo

Un seul élément pour le corps simple ; plusieurs éléments associés pour le corps composé.

📖 6. Masses atomiques relatives

🔑 Notions clés & Définitions

• Unité de masse atomique unifiée : Définie comme le douzième de la masse d’un atome de carbone ¹²C.
• Masse atomique relative : Rapport de sa masse à la masse de référence, correspondant à sa masse exprimée en unités de masse atomique u.
• Masse atomique d’un élément : La masse atomique relative d’un élément est la moyenne pondérée des masses atomiques relatives des isotopes qui le constituent à l’état naturel.

📝 Points essentiels

📐 Formule - La valeur de l’unité de masse atomique unifiée est $1\,\mathrm{u}=1{,}660\,539\,068\,92\times10^{-24}\,\mathrm{g}$.

• La masse d’un atome de carbone ¹²C est 1,992 × 10⁻²³ g et sa masse atomique relative est 12 u.

• Pour le chlore, les masses atomiques relatives des isotopes ³⁵Cl et ³⁷Cl sont 34,969 u et 36,966 u, avec des abondances de 75,5 % et 24,5 %, et la masse atomique relative de l’élément calculée avec ces valeurs vaut 35,458 u.

📖 7. Mole et masses molaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : Quantité de matière correspondant à 6,022 × 10²³ entités élémentaires.
• Masse molaire atomique : Masse d’une mole d’atomes, exprimée en g·mol⁻¹, et tenant compte des différents isotopes de l’élément.
• Masse molaire moléculaire : Masse d’une mole de molécules, calculée en additionnant les masses molaires atomiques des éléments de la molécule.

📝 Points essentiels

• La constante d’Avogadro vaut $N_A=6{,}022\times10^{23}\,\mathrm{mol}^{-1}$.

• Une mole d’atomes de carbone ¹²C a une masse de 12 g, donc sa masse molaire atomique est 12 g·mol⁻¹.

• La masse molaire moléculaire du benzène C₆H₆ est $6\times12{,}011+6\times1{,}008=78{,}114\,\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$.

📖 8. Concentrations et grandeurs osmotiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Concentration : Proportion d’un soluté, espèce minoritaire, dans une solution homogène, où sa valeur est identique en tout point.
• Concentration molaire : Nombre de moles de soluté rapporté au volume total de la solution, exprimé en mol·L⁻¹.
• Molalité : Rapport de la quantité de matière de soluté, en moles, à la masse du solvant, exprimé en mol·kg⁻¹.
• Osmolarité : Nombre de moles de particules ou molécules osmotiquement actives rapporté au volume de solution, exprimé en Osmol·L⁻¹.
• Concentration massique : Rapport de la masse de soluté au volume de solution, exprimé en g·L⁻¹.
• Osmolalité : Nombre de moles de particules ou molécules osmotiquement actives rapporté à la masse de solvant, exprimé en Osmol·kg⁻¹.

★ À maîtriser

• Lors d’une dilution, la quantité de matière de soluté ne change pas et la concentration évolue selon le volume final.

📐 Formule - Lors d’une dilution, $n_i=n_f$ et $C_iV_i=C_fV_f$.

Compléments

📐 Formule - La concentration molaire vérifie $C=\frac{n}{V}$, où n est la quantité de soluté en moles et V le volume de la solution en litres.

📐 Formule - La concentration massique vérifie $C_m=\frac{m}{V}$, où m est la masse de soluté et V le volume de solution.

• Une concentration massique de 9 g·L⁻¹ de NaCl correspond à une concentration molaire de 0,154 mol·L⁻¹ lorsque la masse molaire du NaCl est 58,44 g·mol⁻¹.

📐 Formule - Le facteur de dilution vérifie $F=\frac{C_i}{C_f}=\frac{V_f}{V_i}$.

📐 Formule - La molalité vérifie $b=\frac{n}{m}$, où n est la quantité de matière et m la masse du solvant.

• Une mole de glucose, qui ne se dissocie pas en solution, correspond à une osmole.

• Une mole de NaCl correspond à deux osmoles parce qu’elle se dissocie complètement en ions Na⁺ et Cl⁻.

• Le sérum physiologique contenant 0,154 mol·L⁻¹ de NaCl a une osmolarité de 0,308 Osmol·L⁻¹.

💡 Astuce mémo

La molarité rapporte les moles au volume ; la molalité les rapporte à la masse du solvant.