Chapitre 2

1. Chapitre 2 Les atomes, les molécules et les ions

2. 2.1 Les lois des combinaisons chimiques • Antoine Lavoisier (1743 – 1794): loi de conservation de la masse. • La masse totale demeure constante durant une réaction chimique. • Joseph Proust (1754 – 1826) : loi des proportions définies. • Tous les échantillons d’un composé donné ont la même composition, c’est-à-dire que les proportions, selon la masse, des éléments en présence sont identiques dans tous les échantillons.

3. 2.2 John Dalton et la théorie atomique de la matière • John Dalton (1766 – 1844) : loi des proportions multiples. • Soit deux ou plusieurs composés formés des deux mêmes éléments. Les masses d’un des éléments qui se combinent avec une masse donnée de l’autre élément forment un rapport dont les termes sont de petits nombres entiers. • Exemple: CO et CO2.

4. La théorie atomique de Dalton • Toute matière est formée de particules extrêmement petites et indivisibles, appelées atomes. • Tous les atomes d’un même élément sont identiques quant à leur masse et aux autres propriétés, mais les atomes d’un élément donné diffèrent des atomes de tout autre élément. • Les composés résultent de l’association, selon des proportions fixes, d’atomes d’éléments différents (AB, A2B, etc.). • Au cours d’une réaction chimique, il se produit un réarrangement des atomes, mais aucun atome n’est créé, ni détruit, ni divisé.

5. 2.3 L’atome divisibleLes particules subatomiques • Le proton a une masse de 1,672 62 x 10-27 kg. Sa charge est positive (1+). • Le neutron a une masse de 1,674 92 x 10-27 kg. Il est électriquement neutre. • L’électron a une masse d’environ 0,9 x 10-30 kg, soit 1/1836 de la masse du proton. Sa charge est négative (1-). • Les protons et neutrons forment une minuscule portion de l’atome nommée noyau. • Chaque atome possède le même nombre de protons que d’électrons. • C’est le nombre de protons du noyau qui détermine la nature d’un atome et, par conséquent, la nature d’un élément. • Le numéro atomique (Z) d’un élément est le nombre de protons que compte un noyau de cet élément.

6. Les isotopes • Les atomes d’un élément possèdent tous le même nombre de protons et d’électrons, mais pas nécessairement le même nombre de neutrons. • Des atomes possédant le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons sont appelés des isotopes d’un même élément. • L’hydrogène : 1 proton, 1 électron, 0 neutron (1H) • Le deutérium : 1 proton, 1 électron, 1 neutron (2H ou D) • Le tritium : 1 proton, 1 électron, 2 neutrons (radioactif – particule b) (3H ou T) • Le nombre de masse (A) d’un atome est un nombre entier, égal à la somme du nombre de protons et de neutrons de cet atome. • Les isotopes d’un élément donné ont le même numéro atomique (Z), mais des nombres de masse différents (A). • On désigne souvent les isotopes par un symbole ayant la forme

7. 2.4 La masse atomique • Étalon, un élément auquel on attribue une masse arbitraire. • Dans le SI, l’étalon de masse atomique est l’isotope 12 du carbone (pur), auquel on a assigné exactement une masse de 12 unités de masse atomique (12 u). • Le carbone d’origine naturelle est un mélange de deux isotopes 12C et 13C). • La masse atomique écrite sur le tableau périodique est donc une moyenne pondérée de la masse de ces deux isotopes. • Le carbone 12 constitue 98,892 % du mélange, et le carbone 13, 1,108 %. • La masse du carbone sur le tableau périodique est de 12,011 u, et non pas simplement 12 u.

8. 2.5 La classification périodique des élémentsLa classification périodique de Mendeleïev • Tableau dans lequel les éléments sont disposés en ordre croissant de leurs masses atomiques ; • Les éléments qui se ressemblent le plus sont généralement regroupés dans un même groupe (colonne) : • La similitude se répète de façon périodique, d’où l’appellation de classification périodique.

9. La classification périodique moderne • Les éléments sont disposés dans l’ordre de leurs numéros atomiques, une propriété qui détermine davantage leur comportement que la masse atomique. • Les éléments sont réunis en groupes et en périodes. • Les éléments sont divisés en deux grandes catégories, séparées par une ligne épaisse en forme d’escalier. • Les éléments situés à gauche de cette ligne sont des métaux (sauf l’hydrogène). • Les éléments situés à droite de la ligne en escalier sont des non-métaux. • Certains éléments adjacents à l’escalier possèdent à la fois des caractéristiques des métaux et des non-métaux; ce sont les semi-métaux.

10. 2.6 Les molécules et les composés moléculaires • Une molécule est un groupe de deux atomes ou plus unis selon un arrangement spatial déterminé par des forces appelées liaisons covalentes. • La formule moléculaire indique quels atomes, et combien de ceux-ci, forment la molécule. • Ex: CH3COOH, NH3, C6H6. • La formule développée indique la façon dont les atomes sont unis les uns aux autres. • Ex: Acide acétique (vinaigre)

11. Formule développée - suite • Les traits d’une formule développée représentent les liaisons covalentes entre les atomes. • Un trait indique une liaison simple, deux traits une liaison double, et trois traits une liaison triple. • On peut également représenter les molécules en trois dimensions, mais ceci est plus difficile et demande souvent l’utilisation d’un logiciel.

12. Les formules et les noms des composés moléculaires binaires • Formés de 2 éléments qui sont des non-métaux. • Le choix du premier symbole : En général, on écrit d’abord le symbole de l’élément qui est situé le plus à gauche dans la période à laquelle il appartient, et/ou le plus bas dans le groupe dans lequel il est situé. L’hydrogène et l’oxygène, ainsi que quelques autres éléments, font exception à cette règle. • L’écriture des indices : Les préfixes mono, di, tri, etc. désignent le nombre d’atomes qui sont présents dans la molécule binaire. • Nom formé de deux termes reliés par la préposition « de ». • Le premier terme est tiré du nom de l’élément qui est en « seconde place » dans la formule chimique. Il contient le radical du nom de l’élément, suivi du suffixe ure (chlore -> chlorure). • Exceptions : oxyde (oxygène), nitrure (azote), sulfure (soufre), phosphure (phosphore). • Le second terme est le nom de l’élément placé en « première place » dans la formule chimique. • Le préfixe mono n’est pas utilisé pour le second terme du composé.

13. 2.7 Les ions et les composés ioniques • Un atome (ou groupe d’atomes) acquiert une charge électrique devient un ion. • Un ion chargé positivement est appelé cation; négativement, anion. • En général, les métaux produisent des cations, et les non-métaux des anions. • Les groupes d’atomes liés peuvent former des ions polyatomiques en cédant ou en acceptant des électrons. Ex : l’ion sulfate, SO42-. • Un composé ionique est formé d’ions possédant des charges de signes opposé (cations et anions), qui s’associent sous l’effet des attractions électrostatiques. • Un composé ionique comporte toujours un métal (cation).

14. Les ions monoatomiques • Pour la majorité des atomes du groupe A, le nombre d’électrons cédés est égal au numéro du groupe dans le tableau périodique. • Na+, Ca2+, Al3+, etc. • Les éléments du groupe B présentent quelques difficultés, car ils peuvent porter plusieurs charges différentes. • Fe2+ (fer II) et Fe3+ (fer III) • Dans la nomenclature traditionnelle, on nomme ces ions en faisant suivre leur nom par le suffixe eux (plus petite charge, ou plus petit degré d’oxydation) ou ique (plus grande charge, ou plus grand degré d’oxydation). • Donc, Fe2+ est l’ion ferreux, et Fe3+ l’ion ferrique.

15. Les ions monoatomiques - suite • En se combinant à des atomes métalliques, les atomes non-métalliques acquièrent généralement des électrons, de sorte qu’ils forment des anions dont la charge est égale au numéro que possède leur groupe dans la classification périodique, moins huit. • Les atomes du groupes VIIA, les halogènes, captent un électron. Donc, leur charge est égale à 7 – 8 = -1 ; on a donc les anions F-, Cl-, Br-, I-. On les nomme ions fluorure, chlorure, bromure et iodure.

16. Formule et nom d’un composé ionique binaire • Un composé binaire formé de cations et d’anions monoatomiques doit montrer une combinaison qui est électriquement neutre. • Ex: Oxyde d’aluminium • Al3+ et O2- • Al?O?  2(3+) + 3(2-) = 0 ; électriquement neutre. • Al2O3 • Aucun préfixe dans les composés ioniques (mono, di, …). • On prend pour acquis que le lecteur connaît les charges des ions.

17. Les ions polyatomiques • Un ion polyatomique est un groupe d’atomes liés qui est chargé, et qui forment une entité ionique. • NH4+ (ion ammonium), SO42- (ion sulfate). • Ions qui contiennent souvent l’atome d’oxygène. • Un anion qui se termine par le suffixe ite renferme un atome d’oxygène de moins que celui qui se termine par ate ; les deux ions portent la même charge. • Un anion de même charge qui porte un atome d’oxygène de moins que celui qui se termine en ite prend alors le préfixe hypo en plus. • Un anion de même charge qui porte un atome d’oxygène de plus que celui qui se termine en ate prend alors le préfixe per en plus. • ion hypochlorite, ClO- • ion chlorite, ClO2- • ion chlorate, ClO3- • ion perchlorate, ClO4-

18. Les ions polyatomiques - suite • Ions polyatomiques contenant un ou plusieurs atomes d’hydrogène; • On mentionne sa présence avec la particule hydrogéno. • On utilise également les préfixes de type mono ou di. • ion phosphate, PO43- • ion hydrogénophosphate, HPO42- • ion dihydrogénophosphate, H2PO4- • Voir le tableau 2.4 page 60 pour une liste d’ions polyatomiques (IMPORTANT, À APPRENDRE). • Voir également tableaux en ligne sur le site du cours.

19. Les hydrates • Un hydrate est un composé dont la formule chimique comprend un nombre fixe de molécules d’eau. • CaCl2·6H2O, le chlorure de calcium hexahydraté. • Un hydrate peut se former lorsqu’un composé anhydre est exposé à l’humidité de l’air, ou si les cristaux du composés proviennent d’une cristallisation du composé dissous dans l’eau. • Ce ne sont pas tous les composés ioniques qui forment des hydrates. • Lorsque l’on calcule la masse molaire d’un hydrate, il ne faut pas oublier d’ajouter la masse attribuable aux molécules d’eau.

20. 2.8 Les acides, les bases et les sels • Les sels sont des composés ioniques ; • Les bases ioniques sont également des composés ioniques; • Les anions sont des ions hydroxyde (OH-). • Les acides se divisent en deux catégories : les hydracides et les oxacides. • Les hydracides : formés d’hydrogène et d’un non-métal. • On nomme ces composés « acide non-métallhydrique »; hydrique est un suffixe que l’on ajoute au nom du non-métal. • Les oxacides comprennent un atome d’hydrogène, un d’oxygène et un autre non-métallique. • La forme générale de leur nom est « acide (per) non-métallique » ou « acide (hypo) non-métalleux ».