chimie 1

1. États de la matière

• Solide : forme et volume propres, rigide.
• Liquide : volume propre, forme variable selon le récipient.
• Gaz : ni forme ni volume propres, occupe tout l'espace disponible.

2. Changements d'état

• Passage entre solide, liquide et gaz selon température et pression.
• Exemples : fusion (solide → liquide), vaporisation (liquide → gaz), condensation (gaz → liquide), solidification (liquide → solide).

3. Composition de la matière

4. Structure des atomes

• L'atome est constitué de particules subatomiques : protons, neutrons, électrons.
• Le noyau contient protons et neutrons, les électrons gravitent autour.

• Masse proton $\approx 1836$ fois masse électron.
• $Z$ = numéro atomique (nombre de protons).
• $A$ = nombre de masse (protons + neutrons).

À retenir : Un corps pur est constitué d'entités identiques (molécules), elles-mêmes formées d'atomes composés de protons, neutrons et électrons.

1. Élément chimique et isotopes

• Un élément est caractérisé par son nombre atomique $Z$ (ex : $Z=1$ pour l’hydrogène, $Z=6$ pour le carbone).
• Les éléments sont classés dans le tableau périodique selon $Z$.
• Les isotopes sont des nucléides d’un même élément (même $Z$) mais avec des nombres de masse différents ($A$ différents).

2. Masse atomique

a) Masse atomique d’un nucléide

• La masse atomique d’un nucléide est sa masse exprimée en unité de masse atomique (u.m.a.).
• 1 u.m.a. = $\frac{1}{12}$ de la masse du nucléide $^{12}_{6}\text{C}$
  soit environ $1,6605655 \times 10^{-27}$ kg.
• La masse d’un nucléon est proche de 1 u.m.a. :
  • Masse proton $\approx 1,0073$ u.m.a.
  • Masse neutron $\approx 1,0087$ u.m.a.
• L’unité u.m.a. est adaptée pour exprimer la masse des atomes, plus pratique que le kg.

Exemples :

b) Masse atomique d’un élément

• Un élément peut avoir plusieurs isotopes, chacun avec une masse atomique différente.
• L’abondance naturelle de chaque isotope est connue (en %).
• La masse atomique moyenne d’un élément est la moyenne pondérée des masses de ses isotopes selon leur abondance.

Exemple d’isotopes et abondances naturelles :

À retenir :
Un nucléide est défini par $(A,Z)$, un élément par $Z$, et les isotopes sont des nucléides d’un même élément avec des $A$ différents. La masse atomique s’exprime en u.m.a., unité adaptée à l’échelle atomique.

1. Calcul de la masse atomique moyenne

$$\text{Masse atomique} = \sum \left(\frac{\text{Abondance (\%)}}{100} \times \text{Masse atomique de l'isotope}\right)$$

2. Masse atomique relative

• Définition : La masse atomique relative d’un nucléide ou d’un élément est le rapport de sa masse atomique à 1/12 de la masse du nucléide $^{12}_{6}\text{C}$.
• Elle est sans unité et numériquement égale à la masse atomique exprimée en unité de masse atomique (u.m.a).

Exemple :
Masse atomique de $^{12}_{6}\text{C}$ = 12,0000 u.m.a.
Masse atomique relative de $^{12}_{6}\text{C}$ = $\frac{12,0000}{1}$ = 12,000 (sans unité)

La masse atomique relative est indiquée dans le tableau périodique des éléments.

1. Structure électronique et modèle de Bohr

a) Représentation de Lewis

• La représentation de Lewis schématise les électrons de valence (niveau externe) d’un élément, essentiels pour comprendre sa réactivité chimique.
• Le nombre d’électrons de valence correspond à la valence de l’élément, c’est-à-dire le nombre d’électrons disponibles pour former des liaisons.

La représentation de Lewis ne montre que les électrons de la couche externe (valence).

b) Classification périodique

• Le tableau périodique organise les éléments selon leur numéro atomique et leurs propriétés chimiques.
• Une ligne du tableau est appelée une période.
• Une colonne est appelée une famille, regroupant des éléments aux propriétés chimiques similaires.

• Les éléments des familles « a » ont une valence égale au nombre d’électrons de valence (ex. famille I₀ : 1 électron de valence).
• La classification permet de prévoir la configuration électronique et la réactivité des éléments.

La structure électronique détermine la place d’un élément dans le tableau périodique et ses propriétés chimiques.

1. Classification périodique des éléments

La classification périodique organise les éléments chimiques selon leur numéro atomique croissant et leurs propriétés chimiques similaires.

2. Structure générale

• Périodes : lignes horizontales numérotées de 1 à 7, correspondant au nombre de couches électroniques.
• Groupes : colonnes verticales, regroupant les éléments aux propriétés chimiques proches.
• Blocs : classification selon la sous-couche électronique remplie (s, p, d, f).

3. Familles principales

4. Métaux de transition (blocs d)

• Situés au centre de la classification (groupes 3 à 12).
• Propriétés : conducteurs, malléables, souvent colorés.
• Exemples : Fe, Cu, Au.

5. Lanthanides et actinides (blocs f)

• Lanthanides : éléments 57 à 71, souvent utilisés dans les aimants et phosphores.
• Actinides : éléments 89 à 103, radioactifs (ex : Uranium, Plutonium).

6. Propriétés périodiques

• Rayon atomique : diminue de gauche à droite dans une période, augmente de haut en bas dans un groupe.
• Électronégativité : augmente de gauche à droite, diminue de haut en bas.
• Réactivité : varie selon la famille (ex : alcalins très réactifs).

7. Exemple de tableau simplifié (extrait)

À retenir : La classification périodique permet de prévoir les propriétés chimiques des éléments en fonction de leur position.

1. Structure du tableau périodique

• Famille : colonne du tableau périodique, regroupe des éléments ayant la même structure de Lewis (même nombre d'électrons de valence) et une réactivité chimique comparable.
• Période : ligne du tableau périodique, regroupe des éléments dont la couche de valence a le même nombre quantique.

2. Électronégativité

• Définition : tendance d’un élément à retenir ses propres électrons et à attirer ceux des autres atomes.
• Tendance dans le tableau périodique :
  • Augmente de gauche à droite dans une même période.
  • Augmente de bas en haut dans une même famille.
• Position des éléments :
  • Les moins électronégatifs : en bas à gauche.
  • Les plus électronégatifs : en haut à droite (ex. Oxygène, Fluor).

L’électronégativité est maximale en haut à droite du tableau périodique.

3. Ions

• Définition : particules chargées électriquement, avec un nombre de protons différent du nombre d’électrons.

• Énergie d’ionisation : énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome (formation d’un cation).
• Électroaffinité : énergie absorbée ou libérée lors de la capture d’un électron (formation d’un anion).

4. Stabilité électronique et ions

• Les éléments tendent à former des ions pour atteindre une configuration électronique stable, souvent celle des gaz rares.
• Gaz inertes : famille d’éléments avec 8 électrons de valence (structure particulièrement stable).
• Exception : Hélium a 2 électrons de valence mais est stable car son niveau K est complet.

Les éléments cherchent à acquérir la configuration électronique la plus stable, souvent celle d’un gaz rare, en formant des ions.