Les constituants de la matière

Un atome n'est pas une bille indivisible, il est composé de parties encore plus petites :

• Le noyau : C'est le cœur de l'atome, situé au centre. Il est extrêmement dense et porte une charge électrique positive.
• Les électrons : Ce sont de minuscules particules qui gravitent très rapidement autour du noyau, un peu comme des planètes autour du soleil. Ils portent une charge électrique négative.

Le noyau lui-même est constitué de deux types de particules :

• Les protons : Ce sont des particules chargées positivement. Le nombre de protons est ce qui définit l'identité d'un atome.
• Les neutrons : Ce sont des particules qui n'ont pas de charge électrique (elles sont neutres). Elles contribuent à la masse du noyau mais pas à sa charge.

Un atome est électriquement neutre. Cela signifie que le nombre de charges positives (protons) est exactement égal au nombre de charges négatives (électrons).

Pour caractériser un atome, on utilise deux nombres importants :

• Le numéro atomique Z : Il représente le nombre de protons présents dans le noyau. Comme un atome est neutre, il indique aussi le nombre d'électrons. C'est la "carte d'identité" de l'atome. Deux atomes avec le même Z sont du même élément chimique.
• Le nombre de masse A : Il représente le nombre total de nucléons (protons + neutrons) dans le noyau. C'est donc la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons. $A = Z + \text{nombre de neutrons}$.

La représentation symbolique d'un atome est la suivante :

$$_{\text{Z}}^{\text{A}}\text{X}$$

Où X est le symbole de l'élément chimique (par exemple, H pour hydrogène, O pour oxygène, C pour carbone).

Exemple : L'atome de carbone est représenté par $_\text{6}^{\text{12}}\text{C}$. Cela signifie qu'il a :

• Z = 6 protons
• 6 électrons (car il est neutre)
• A = 12 nucléons (protons + neutrons)
• Nombre de neutrons = A - Z = 12 - 6 = 6 neutrons.

Tous les atomes d'un même élément chimique ne sont pas toujours rigoureusement identiques.

Définition des isotopes : Les isotopes sont des atomes d'un même élément chimique qui possèdent le même numéro atomique Z (donc le même nombre de protons) mais un nombre de masse A différent (donc un nombre de neutrons différent).

En d'autres termes, les isotopes ont le même nombre de protons mais un nombre de neutrons différent. Comme le nombre de protons détermine l'élément chimique, les isotopes appartiennent au même élément.

Exemples d'isotopes :

• L'hydrogène (H) possède trois isotopes naturels :

  • $_\text{1}^{\text{1}}\text{H}$ (hydrogène "léger" ou protium) : 1 proton, 0 neutron. C'est le plus courant.
  • $_\text{1}^{\text{2}}\text{H}$ (deutérium) : 1 proton, 1 neutron.
  • $_\text{1}^{\text{3}}\text{H}$ (tritium) : 1 proton, 2 neutrons.

• Le carbone (C) a aussi des isotopes, les plus connus étant :

  • $_\text{6}^{\text{12}}\text{C}$ (carbone 12) : 6 protons, 6 neutrons. Le plus abondant.
  • $_\text{6}^{\text{13}}\text{C}$ (carbone 13) : 6 protons, 7 neutrons.
  • $_\text{6}^{\text{14}}\text{C}$ (carbone 14) : 6 protons, 8 neutrons. Il est radioactif et est utilisé pour dater des vestiges archéologiques.

Les propriétés chimiques des isotopes sont presque identiques car elles dépendent principalement du nombre d'électrons (qui est le même pour des isotopes). Leurs propriétés physiques peuvent varier légèrement en raison de la différence de masse.

Maintenant que nous avons vu l'atome et ses isotopes, définissons l'élément chimique.

Définition de l'élément chimique : Un élément chimique est l'ensemble de tous les atomes (et ions) ayant le même numéro atomique Z. En d'autres termes, c'est l'ensemble de tous les isotopes d'un même type d'atome.

Le lien avec le numéro atomique Z est fondamental : le numéro atomique Z détermine l'élément chimique. Si Z est 1, c'est l'hydrogène. Si Z est 6, c'est le carbone, etc. C'est pourquoi chaque case du tableau périodique (que nous verrons plus tard) correspond à un élément chimique, caractérisé par son Z.

Représentation symbolique : Chaque élément chimique est désigné par un symbole chimique d'une ou deux lettres (la première étant toujours en majuscule). Par exemple :

• H pour l'hydrogène
• O pour l'oxygène
• Na pour le sodium
• Cl pour le chlore

Ce symbole représente à la fois un atome de cet élément, et l'élément chimique en général (l'ensemble de ses isotopes).

En résumé, l'élément chimique est une famille d'atomes caractérisée par son nombre de protons (Z).

Un ion se forme à partir d'un atome lorsque celui-ci perd ou gagne un ou plusieurs électrons. Le nombre de protons dans le noyau ne change jamais lors de la formation d'un ion (sinon, ce serait un autre élément chimique !). Seul le nombre d'électrons est modifié.

• Atome neutre : Nombre de protons = Nombre d'électrons. La charge totale est nulle.
• Ion : Nombre de protons $\neq$ Nombre d'électrons. La charge totale n'est pas nulle.

La stabilité des couches électroniques est la principale raison pour laquelle les atomes forment des ions. Les atomes "préfèrent" avoir leur couche électronique externe saturée (c'est-à-dire remplie au maximum d'électrons, souvent 8 électrons, ou 2 pour la première couche). Pour atteindre cette stabilité, ils vont soit perdre, soit gagner des électrons afin de ressembler aux gaz nobles, qui sont très stables.

Il existe deux types d'ions, selon qu'ils ont perdu ou gagné des électrons :

• Cations : Ce sont des ions qui ont perdu un ou plusieurs électrons. Puisqu'ils ont perdu des charges négatives (électrons), ils ont désormais plus de protons (positifs) que d'électrons. Ils portent donc une charge électrique positive.

  • Définition des cations : Un cation est un ion chargé positivement.
  • Exemples courants :
    • Atome de sodium (Na) perd 1 électron $\rightarrow$ ion sodium ($Na^+$).
    • Atome de calcium (Ca) perd 2 électrons $\rightarrow$ ion calcium ($Ca^{2+}$).
    • Atome d'aluminium (Al) perd 3 électrons $\rightarrow$ ion aluminium ($Al^{3+}$).

• Anions : Ce sont des ions qui ont gagné un ou plusieurs électrons. Puisqu'ils ont gagné des charges négatives (électrons), ils ont désormais plus d'électrons que de protons (positifs). Ils portent donc une charge électrique négative.

  • Définition des anions : Un anion est un ion chargé négativement.
  • Exemples courants :
    • Atome de chlore (Cl) gagne 1 électron $\rightarrow$ ion chlorure ($Cl^-$).
    • Atome d'oxygène (O) gagne 2 électrons $\rightarrow$ ion oxyde ($O^{2-}$).
    • Atome d'azote (N) gagne 3 électrons $\rightarrow$ ion nitrure ($N^{3-}$).

La formule d'un ion monoatomique (c'est-à-dire un ion formé à partir d'un seul atome) est représentée par le symbole de l'élément, suivi en exposant de la charge de l'ion.

La charge de l'ion est indiquée par un nombre (correspondant au nombre d'électrons perdus ou gagnés) suivi d'un signe (+ pour les cations, - pour les anions). Si le nombre est 1, on ne l'écrit pas.

Notation (ex: $Na^+$, $Cl^-$) :

• $Na^+$ : indique que l'ion sodium a une charge positive (+1), il a donc perdu 1 électron.
• $Cl^-$ : indique que l'ion chlorure a une charge négative (-1), il a donc gagné 1 électron.
• $Ca^{2+}$ : l'ion calcium a une charge positive (+2), il a perdu 2 électrons.
• $O^{2-}$ : l'ion oxyde a une charge négative (-2), il a gagné 2 électrons.

Le lien avec la position dans le tableau périodique est crucial pour prévoir la charge des ions. Les éléments cherchent à acquérir la configuration électronique des gaz nobles (colonne 18 du tableau), qui est très stable.

• Les éléments de la colonne 1 (alcalins) perdent 1 électron pour former des ions $X^+$.
• Les éléments de la colonne 2 (alcalino-terreux) perdent 2 électrons pour former des ions $X^{2+}$.
• Les éléments de la colonne 17 (halogènes) gagnent 1 électron pour former des ions $X^-$.
• Les éléments de la colonne 16 gagnent 2 électrons pour former des ions $X^{2-}$.

La formation d'ions permet aux atomes d'atteindre une configuration électronique plus stable.

Le tableau périodique est une immense fiche d'identité de tous les éléments.

• Périodes et familles :

  • Les lignes horizontales s'appellent des périodes. Le numéro de la période indique le nombre de couches électroniques occupées par les électrons dans l'atome.
  • Les colonnes verticales s'appellent des familles ou groupes. Les éléments d'une même famille ont des propriétés chimiques similaires car ils ont le même nombre d'électrons sur leur couche externe.

• Numéro atomique croissant : Les éléments sont classés par numéro atomique Z croissant. Chaque case correspond à un élément, avec son Z, son symbole, et souvent sa masse molaire atomique.

• Métaux, non-métaux, gaz nobles : Le tableau permet de distinguer différentes catégories d'éléments :

  • Métaux : Ils se situent généralement à gauche et au centre du tableau. Ils sont de bons conducteurs de chaleur et d'électricité, sont brillants et malléables. Ils ont tendance à perdre des électrons pour former des cations.
  • Non-métaux : Ils se trouvent en haut à droite du tableau. Ils sont généralement de mauvais conducteurs et ont tendance à gagner des électrons pour former des anions, ou à partager des électrons.
  • Gaz nobles : Ce sont les éléments de la dernière colonne (colonne 18). Ils sont extrêmement stables et réagissent très peu avec les autres éléments car leur couche externe est déjà saturée (8 électrons, ou 2 pour l'hélium).

Certaines familles sont particulièrement importantes en raison de leurs propriétés caractéristiques :

• Alcalins (colonne 1) :

  • Exemples : Lithium (Li), Sodium (Na), Potassium (K).
  • Ce sont des métaux très réactifs.
  • Ils ont 1 électron sur leur couche externe et ont tendance à le perdre pour former des ions $X^+$ (ex: $Na^+$).

• Halogènes (colonne 17) :

  • Exemples : Fluor (F), Chlore (Cl), Brome (Br), Iode (I).
  • Ce sont des non-métaux très réactifs.
  • Ils ont 7 électrons sur leur couche externe et ont tendance à gagner 1 électron pour former des ions $X^-$ (ex: $Cl^-$).

• Gaz nobles (colonne 18) :

  • Exemples : Hélium (He), Néon (Ne), Argon (Ar).
  • Leur couche électronique externe est saturée (2 électrons pour He, 8 pour les autres).
  • Ils sont extrêmement stables et inertes (ne réagissent presque pas). Ils ne forment pas d'ions ni de liaisons chimiques dans des conditions ordinaires.

La classification périodique est un outil formidable pour prédire comment les atomes vont réagir et quels ions ils vont former.

• Règle de l'octet : C'est un principe fondamental. Les atomes ont tendance à gagner, perdre ou partager des électrons de manière à avoir 8 électrons sur leur couche externe (ou 2 pour la première couche, comme l'hélium). Cette configuration est appelée "octet" (ou "duet" pour la première couche) et confère une grande stabilité, similaire à celle des gaz nobles.

• Lien avec la configuration électronique :

  • Les atomes avec 1, 2 ou 3 électrons sur leur couche externe ont tendance à les perdre pour retrouver la configuration du gaz noble précédent (et former des cations).
  • Les atomes avec 5, 6 ou 7 électrons sur leur couche externe ont tendance à gagner 3, 2 ou 1 électron pour atteindre la configuration du gaz noble suivant (et former des anions).
  • Les atomes avec 4 électrons sur leur couche externe ont tendance à partager leurs électrons pour former des liaisons covalentes.

• Stabilité des gaz nobles : Les gaz nobles sont le modèle de stabilité pour les autres éléments. Leur configuration électronique est celle que tous les autres atomes cherchent à atteindre en formant des ions ou des liaisons.

Le tableau périodique est la "carte routière" de la chimie, organisant les éléments et permettant de comprendre et prédire leur comportement.

Définition de la molécule : Une molécule est un assemblage d'au moins deux atomes liés entre eux par des liaisons covalentes. Cet assemblage est électriquement neutre.

La liaison covalente est le "ciment" qui maintient les atomes ensemble dans une molécule. Elle se forme lorsque deux atomes partagent un ou plusieurs couples d'électrons pour atteindre une configuration électronique stable (la règle de l'octet). Chaque paire d'électrons partagés constitue une liaison covalente.

• Formule brute : Elle indique la nature et le nombre de chaque type d'atome présent dans la molécule. Par exemple, $H_2O$ pour l'eau (2 atomes d'hydrogène, 1 atome d'oxygène), $CO_2$ pour le dioxyde de carbone (1 atome de carbone, 2 atomes d'oxygène).
• Formule semi-développée : Elle montre les liaisons entre les atomes, mais ne représente pas toutes les liaisons simples ou les doublets non liants. C'est plus détaillé que la formule brute. Par exemple, pour l'éthanol : $CH_3-CH_2-OH$.

Les molécules sont des édifices neutres d'atomes liés par partage d'électrons.

Contrairement aux molécules, les composés ioniques ne sont pas formés d'atomes liés par partage d'électrons, mais d'ions.

Assemblage d'ions : Un composé ionique est un assemblage d'ions (cations et anions) maintenus ensemble par des forces électrostatiques très fortes. Il n'y a pas de "molécules" individuelles dans un composé ionique, mais plutôt un réseau cristallin infini d'ions alternés.

Neutralité électrique : Bien que les composés ioniques soient formés d'ions chargés, l'ensemble du composé est toujours électriquement neutre. Cela signifie que la somme des charges positives des cations doit être égale à la somme des charges négatives des anions.

Formule statistique : La formule d'un composé ionique est une formule statistique qui indique la proportion la plus simple des différents ions présents, assurant la neutralité électrique. On écrit d'abord le cation, puis l'anion. Les charges ne sont pas indiquées dans la formule finale.

Exemples :

• Chlorure de sodium (sel de table) : $Na^+$ et $Cl^-$. Pour assurer la neutralité, il faut 1 $Na^+$ pour 1 $Cl^-$. Formule : $NaCl$.
• Chlorure de magnésium : $Mg^{2+}$ et $Cl^-$. Pour assurer la neutralité, il faut 1 $Mg^{2+}$ pour 2 $Cl^-$. Formule : $MgCl_2$.
• Oxyde d'aluminium : $Al^{3+}$ et $O^{2-}$. Pour assurer la neutralité, il faut 2 $Al^{3+}$ (charge totale +6) pour 3 $O^{2-}$ (charge totale -6). Formule : $Al_2O_3$.

Il est crucial de bien distinguer les molécules des composés ioniques, car leurs propriétés sont très différentes.

La nature des liaisons (covalentes ou ioniques) détermine en grande partie les propriétés physiques et chimiques des substances.

Pour compter les entités microscopiques (atomes, molécules, ions), les chimistes ont inventé une "douzaine" géante : la mole.

• Définition de la mole : Une mole est une quantité de matière qui contient exactement $6,022 \times 10^{23}$ entités élémentaires (atomes, molécules, ions, électrons, etc.). C'est l'unité du Système International pour la quantité de matière, son symbole est mol.

• Nombre d'Avogadro ($N_A$) : Le nombre $6,022 \times 10^{23}$ est appelé le nombre d'Avogadro ou constante d'Avogadro. Il représente le nombre d'entités dans une mole. $N_A = 6,022 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1}$

• Quantité de matière ($n$) : La quantité de matière, notée $n$, est le nombre de moles. Elle est liée au nombre d'entités $N$ par la relation :

  $$n = \frac{N}{N_A}$$

  où $N$ est le nombre d'entités (sans unité) et $N_A$ est en $\text{mol}^{-1}$.

Exemple : Si vous avez $1,2044 \times 10^{24}$ atomes de fer, la quantité de matière $n$ est : $n = \frac{1,2044 \times 10^{24}}{6,022 \times 10^{23}} = 2 \text{ mol}$.

La masse d'un seul atome est minuscule. La masse molaire nous permet de relier la quantité de matière (en moles) à une masse mesurable (en grammes).

• Définition de la masse molaire atomique (M) : La masse molaire atomique d'un élément est la masse d'une mole de ses atomes. Elle s'exprime en grammes par mole (g/mol).

• Unité (g/mol) : C'est l'unité de la masse molaire.

• Lecture dans le tableau périodique : La masse molaire atomique d'un élément est l'information généralement indiquée sous le symbole de l'élément dans le tableau périodique. Elle correspond numériquement à la masse atomique relative (ou masse atomique moyenne) de l'élément, mais avec l'unité g/mol. Exemple : Pour le carbone (C), la masse molaire atomique est $M(C) \approx 12,01 \text{ g/mol}$. Cela signifie qu'une mole d'atomes de carbone a une masse de 12,01 grammes.

La même idée s'applique aux molécules et aux ions.

• Calcul de la masse molaire moléculaire : La masse molaire d'une molécule est la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes qui la composent, en tenant compte de leur nombre. Exemple : Pour l'eau ($H_2O$) : $M(H) \approx 1,01 \text{ g/mol}$ $M(O) \approx 16,00 \text{ g/mol}$ $M(H_2O) = 2 \times M(H) + 1 \times M(O) = 2 \times 1,01 + 16,00 = 2,02 + 16,00 = 18,02 \text{ g/mol}$.

• Calcul de la masse molaire ionique : Pour un ion monoatomique, la masse molaire est pratiquement égale à celle de l'atome correspondant, car la masse des électrons perdus ou gagnés est négligeable. Pour un ion polyatomique (comme $SO_4^{2-}$), on fait la somme des masses molaires atomiques des atomes le composant. Exemple : Pour l'ion chlorure ($Cl^-$) : $M(Cl^-) \approx M(Cl) \approx 35,45 \text{ g/mol}$.

• Relation entre n, m et M : La masse $m$ (en grammes) d'un échantillon, sa quantité de matière $n$ (en moles) et sa masse molaire $M$ (en g/mol) sont liées par la formule essentielle :

  $$m = n \times M$$

  De cette relation, on peut déduire :

  $$n = \frac{m}{M} \quad \text{et} \quad M = \frac{m}{n}$$

  C'est la formule la plus utilisée en chimie pour passer de la masse à la quantité de matière, et inversement.

Ces formules sont très pratiques pour résoudre des problèmes de chimie.

• Conversion masse-quantité de matière : C'est le calcul le plus courant. Problème : Quelle est la quantité de matière contenue dans 50 g de sel de table ($NaCl$) ? Données : $M(Na) = 22,99 \text{ g/mol}$, $M(Cl) = 35,45 \text{ g/mol}$. Calcul de $M(NaCl)$ : $M(NaCl) = M(Na) + M(Cl) = 22,99 + 35,45 = 58,44 \text{ g/mol}$. Calcul de $n$ : $n = \frac{m}{M} = \frac{50 \text{ g}}{58,44 \text{ g/mol}} \approx 0,856 \text{ mol}$.

• Conversion quantité de matière-nombre d'entités : Pour savoir combien d'atomes ou de molécules il y a dans une certaine quantité de matière. Problème : Combien de molécules d'eau y a-t-il dans 0,5 mol d'eau ? Données : $N_A = 6,022 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1}$. Calcul de $N$ : $N = n \times N_A = 0,5 \text{ mol} \times 6,022 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1} = 3,011 \times 10^{23}$ molécules d'eau.

• Applications pratiques : Ces calculs sont omniprésents en chimie, que ce soit pour préparer des solutions, doser des réactifs, ou comprendre la composition de matériaux. Ils sont la base de la stœchiométrie, qui est l'étude des proportions dans lesquelles les substances réagissent.

La mole est l'unité qui permet de "compter" les atomes et les molécules, et la masse molaire fait le lien entre cette quantité et une masse mesurable.