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LA MATIÈRE QUI NOUS ENTOURE

1. MÉTHODE DE TRAVAIL

1.1 MÉTHODE SCIENTIFIQUE ET RÉSOLUTION DE PROBLÈMES

La méthode scientifique comprend cinq étapes :

L'observation . C'est une phase très importante. Il faut la réaliser avec objectivité et minutie. Une observation nous est transmise par nos sens : ce que l'on peut voir, ce que l'on peut entendre, ce que l'on peut toucher. Lorsqu'une observation est accompagnée d'un nombre (par exemple , au cours de la combustion, la longueur de la mèche a diminué de 10 cm), nous parlerons d'observation quantitative. Dans les autres cas nous parlerons d'observation qualitative  (par exemple  les feuilles d'un arbre sont vertes) .
L'Hypothèse . Après avoir observé un phénomène, nous devons fournir une explication provisoire de ce que l'on a vu. Voici un exemple  d'une hypothèse expliquant la couleur des feuilles : la couleur verte des feuilles d'un arbre est peut-être causée par la chlorophylle.
L'expérience . Il faut alors concevoir une expérience qui permettra de vérifier l'hypothèse de départ. Elle doit être réalisée avec exactitude et rigueur, et en fixant des conditions (température, heure de la journée, pression d'un gaz, .. etc..).
La conclusion . Lorsque l'expérience vérifie l'hypothèse de départ, on peut alors formuler la conclusion de son expérience. Par exemple ,  la couleur verte des feuilles d'un arbre est causée par un pigment vert qui s'appelle la chlorophylle. Dans les laboratoires de recherche,  les savants suivent continuellement cette démarche. Les grandes conclusions qu'ils trouvent s'appellent  DES LOIS . Un ensemble de lois constitue une théorie. Une théorie est toujours une explication provisoire du monde qui nous entoure. Actuellement il existe plusieurs grandes théories qui permettent de mieux comprendre notre monde : théorie des quanta, théorie de la relativité, théorie de la gravitation, théorie du chaos, etc..
La communication . Lorsque des savants ont élaboré une nouvelle théorie, ils doivent communiquer leurs résultats aux savants du monde entier. C'est ce qui permet à la science de progresser.

Pour prendre des notes en classe, il est impossible d'écrire tout ce que le professeur dit. En revanche, il est important de respecter les principes élémentaires qui suivent .

- Écrire le plan:  les grandes lignes du raisonnement,  les idées et les remarques essentielles;
-Écouter avec attention  pour discerner les éléments constitutifs : c'est l'analyse.
- Et ensuite on recompose l'ensemble du texte : c'est la synthèse.
- Utiliser des abréviations personnelles ou des abréviations mathématiques.
- Souligner et encadrer tout ce qui est important.
- Écrire dans la marge tous les commentaires personnels.
- Relire les notes le soir même : corriger les fautes d'orthographe, ajouter des commentaires personnels.
- Lorsqu'une section est terminée, préparer une fiche synthèse. Elle doit être courte, concise et écrite dans vos propres mots.

Un  rapport de laboratoire se subdivise en général en plusieurs parties :

- l'objectif du laboratoire et la formulation d'une hypothèse ;
- le montage et le matériel utilisé;
- la description de la manipulation;
- les tableaux des résultats obtenus;
- l'interprétation des résultats, en fonction de l'hypothèse de départ;
- les causes d'erreurs;
- la conclusion : l'hypothèse de départ est-elle vérifiée ? Si tel est le cas, vers quelle  nouvelle connaissance cette conclusion nous conduit-elle  ?

Méthode de résolution de problème:

1. Lire attentivement le texte entier du problème en soulignant les concepts principaux, et en faisant en même temps un schéma illustrant le texte .
2. Transcrire mathématiquement les données du problème en introduisant les paramètres et les inconnues.
3. Pour chaque question,  distinguer les hypothèses (ce que l'on sait) et la conclusion (la question du problème). Indiquer la loi qui s'applique.
4. Résoudre l'exercice par des moyens mathématiques (algèbre, graphique,  etc..) ,    sans introduire une seule valeur  numérique
5. Vérifier l'homogénéité des résultats : de part et d'autre du signe égal, il faut trouver la même unité .
6. Passer à l'application numérique du problème et ne retenir que les réponses  qui correspondent à une solution physique réelle. Exprimer tous les résultats dans le système métrique.
7. Commenter la solution du problème.

1.2 SYSTÈME INTERNATIONAL

Les unités fondamentales sont: les longueurs (mètre), les masses (gramme)  et les temps (seconde).
Les multiples sont obtenus en multipliant l'unité principale par:

- dix: déca (da);
- cent: hecto  (h);
- mille: kilo (k);
- 1 million: méga (M);
- 1 milliard: giga (G).

Les sous-multiples sont obtenus en divisant l'unité principale par:

- dixième: déci (d);
- centième: centi  (c);
- millième: milli (k);
- 1 millionième: micro;
- 1 milliardième: nano (n).

Les abréviations sont écrites en appliquant les règles suivantes:

1) Écrire en premier le symbole du préfixe
2) Écrire ensuite le symbole de la grandeur

Voici quelques exemples de conversion d'unités dans le système international:

3, 1458 hm = 0, 31458 km
 3, 1458 hm = 31, 458 dam
 3, 1458 hm = 314, 58 m
 3, 1458 hm = 3 145, 8 dm
 3, 1458 hm = 31 458 cm
 3, 1458 hm = 314 580 mm

Ces mêmes conversions s'appliquent aux masses (grammes), aux capacités (litres) et aux temps (secondes).

3,1458 hL = 0,31458 kL
 3,1458 hL =31, 458 daL
 3,1458 hL =314,58 L
 3,1458 hL =3 145,8 dL
 3,1458 hL = 31 458 cL
 3,1458 hL = 314 580 mL

Dans tous les exemples précédents le facteur de conversion est toujours dix: quand on déplace la virgule de un rang vers la droite on multiplie par dix et quand on déplace la virgule de un rang vers la gauche on divise par dix.

Avec les unités de surface le facteur de conversion est cent: quand on déplace la virgule de deux rangs vers la droite on multiplie par cent et quand on déplace la virgule de deux rangs vers la gauche on divise par cent.

51, 2 347 dam² = 0,512 347 hm²
51, 2 347 dam² = 0,00512 347 km²
51, 2 347 dam² = 5 123, 47 m²
51, 2 347 dam² = 512 347 dm²

Avec les unités de volume le facteur de conversion est mille: quand on déplace la virgule de trois rangs vers la droite on multiplie par mille et quand on déplace la virgule de trois rangs vers la gauche on divise par mille.

51, 2 347 dam³ = 0,0 512 347 hm³
51, 2 347 dam³ = 51 234, 7 m³
51, 2 347 dam³ = 51 234 700 dm³

Une quantité de liquide de un litre (1 L) occupe un volume de un décimètre cube; cela revient à dire qu'un millilitre occupe un volume de un centimètre cube. 1 dm³ = 1 L ou 1 cm³ = 1 mL

Les mesures expérimentales sont exprimées dans le  système international au Canada.
Il existe un grand nombre d'unités dérivées. Citons par exemple:

Le titre d'une solution en grammes par litre (g/L ou  g.L^-1)
La molarité d'une solution en moles par litre (mol/L ou  mol.L^-1)
La vitesse d'une voiture en kilomètres par heure (km/h ou  km.h^-1)
La vitesse de la lumière en mètres par seconde (m/s ou m.s^-1)

2. LA MATIÈRE QUI NOUS ENTOURE

2.1) SUBSTANCES ET OBJETS

Considérons un erlen-meyer rempli d'eau: nous pouvons dire que le contenant est l'erlen-meyer : c'est un OBJET. Le verre est la SUBSTANCE qui constitue cet objet. L'eau est la  SUBSTANCE, contenue dans l'objet. Dans toutes les situations  la matière est représentée sous forme d' OBJETS ou de SUBSTANCES. Le mot «CORPS» désigne ce qui est commun à plusieurs objets ou à plusieurs substances matérielles: ainsi de nombreux objets, comme les clous,  ont en commun un «corps pur»,  le  fer.

Ce qui nous entoure et qui ne peut pas être détecté par une balance est une radiation. En revanche tout ce qui nous entoure et qui possède une masse est une matière. La matière prend le plus souvent trois apparences. Elle peut posséder une forme propre : c'est le cas de la majorité des solides. L'eau liquide prend la forme du récipient qui la contient : elle n'a pas de forme propre, par contre elle possède un volume défini. L'air est un gaz invisible : sa forme et son volume ne sont pas définis.  Lorsque la matière présente un aspect uniforme (eau salée par exemple), nous avons une Substance Homogène. On ne peut y distinguer qu'un seul constituant. Nous dirons qu'une matière homogène possède une phase. Lorsqu'on peut distinguer plusieurs constituants dans une substance (mélange eau-sable par exemple), nous dirons qu'elle possède plusieurs phases. C'est une Substance Hétérogène.

2.2) PROPRIÉTÉS DE LA MATIÈRE QUI NOUS ENTOURE

22.1) PROPRIÉTÉS DES GAZ

221.1)  LES GAZ ONT UNE MASSE

Un erlen-meyer rempli d'air est pesé avec une balance de précision. On fait le vide complet dans l'erlenmeyer , puis on le pèse de nouveau. La masse de l'air contenu dans l'erlenmeyer  peut être déterminée par simple soustraction .

Mair   =   Mp   -   Mv

Mp   : masse de l'erlenmeyer  rempli  d'air
Mv  : masse de l'erlenmeyer  vide La masse d'un litre à 0°C et sous une pression de 101,3 kPa est de 1,3 g.

Prenons une bouteille de dioxygène et relions la à une éprouvette remplie d'eau et retournée sur une cuve à eau. Le dioxygène est très peu soluble dans l'eau. Il déplace l'eau et se dégage en haut de l'éprouvette. On recommence cette même expérience avec le dihydrogène et le dioxyde de carbone. Ces deux gaz, comme le dioxygène, déplacent l'eau au sommet de l'éprouvette. En les observant, on découvre que ces trois gaz possèdent des aspects identiques : ils sont tous les trois incolores,  inodores et peu solubles dans l'eau; en revanche, ces trois gaz n'ont pas la même masse volumique.

Si l'on pèse un litre de chacun de ces gaz dans les conditions normales (0 ºC et 101,3 kPa) , nous trouverons des résultats suivants:

Dioxygène 1,4339 g/L
Dioxyde de carbone  1,9724 g/L
Dihydrogène 0,0897 g/L

Comme pour les solides et les liquides, la masse volumique d'un gaz s'obtient en divisant sa masse par son volume. Habituellement, on exprime la masse volumique d'un gaz en grammes par litre (g/L).

La densité d'un gaz est un nombre qui exprime combien de fois un gaz est plus léger ou plus lourd que l'air. On obtient la densité d'un gaz en divisant sa masse volumique par celle de l'air.

Exemples de calculs

a) Quelle est la masse de 3 litres de dihydrogène, sachant que sa densité par rapport à l'air est de 0,069 ?

1,3   g/L  .  0,069   .  3  L =   0,27 g

b) Quelle est la masse de 5 litres de dioxyde de carbone, sachant que sa densité par rapport à l'air est de 1,52 ?

1,3   g/L  .  1,52   .  5  L =   9,88  g

221.2)  LES GAZ EXERCENT  UNE PRESSION

Un ballon gonflé est placé sous une cloche . La pompe à vide permet de chasser l'air qui s'y trouve .Qu'observe-t-on  lorsqu'on fait le vide sous la cloche ? La pompe à vide enlève l'air qui se trouve à l'extérieur du ballon. L'air qui se trouve dans le ballon tend à occuper tout le volume que l'on met à sa disposition, de telle sorte que le ballon se gonfle. Comme tous les gaz, l'air est expansible. Au début de l'expérience, la pression de l'air dans le ballon est égale à la pression atmosphérique. Lorsqu'on fait le vide sous la cloche, la pression de l'air dans le ballon diminue et son volume augmente. Réciproquement, si on rétablit la pression atmosphérique sous la cloche, la pression de l'air dans le ballon augmente et le volume diminue : l'air est compressible.
Pour mesurer la pression atmosphérique, on réalise l'expérience suivante. Un tube de verre de 1 m de longueur est rempli de mercure jusqu'au bord. En prenant les précautions nécessaires, on retourne ce tube sur une  cuve à mercure. On constate que du mercure s'échappe du tube, laissant la partie supérieure vide.La hauteur de la colonne de mercure (H)  mesure     la pression   (Force exercée par unité de surface. Elle s'exprime en Newtons par m2  ou Pascals.) exercée par l'air atmosphérique. Dans les conditions normales, cette pression équivaut à une colonne de mercure  de 76 cm de haut.Pa = 101,3 kPa = 76 cm de Hg = 1 Atmosphère

221.3)  TESTS D'IDENTIFICATION DES GAZ

2213.1)  Test du tison
Ce test de reconnaissance consiste à introduire une baguette de bois, qui ne présente plus qu'un point rouge, dans un flacon qui contient un gaz; si ce gaz du  dioxygène; la baguette de bois se rallume. Avec le dihydrogène, il peut se produire une légère détonation; avec le dioxyde de carbone, le tison s'éteint.
Le test du tison caractérise le dioxygène.

2213.2)  Test de combustibilité
Ce test de reconnaissance consiste à présenter une flamme en haut de l'éprouvette qui contient le gaz à identifier. Si ce gaz est du dihydrogène, il se produira une légère détonation. Le dihydrogène n'entretient pas la combustion, en revanche il est combustible : il brûle en présence d'oxygène. L'hydrogène se combine à l'oxygène pour donner de l'eau.  H2   +    O2     ---->    H2O Avec le dioxygène et le dioxyde de carbone, il ne se produit rien.
Le test de la combustibilité  caractérise le dihydrogène

2213.3)  TEST DE L'EAU DE CHAUX
L'eau de chaux [Ca(OH)2] est un réactif qui permet d'identifier le dioxyde de carbone (CO2) : en présence de ce gaz, elle donne un précipité blanc de carbonate de calcium (CaCO3) .
Eau de chaux   [Ca(OH)2] + Gaz carbonique (CO2) --> Carbonate de calcium (CaCO3)+ Eau
Avec le dioxygène et le dihydrogène, il ne se produit rien.
Le test de l'eau de chaux  caractérise le dioxyde de carbone.

221.4)  AUTRES PROPRIÉTÉS DES GAZ

Le dioxygène entretient la combustion . Un cylindre gradué, rempli d'air,  est retourné sur une chandelle allumée. Au bout de quelques instants, la chandelle s'éteint et l'on constate que  le niveau de l'eau a monté : le dioxygène a disparu. Le dioxygène est un comburant.
Combustion du soufre . Dans un têt à combustion, plaçons un peu de soufre, et amorçons la réaction avec le bec Bunsen. Puis on plonge le tout dans une bouteille qui contient du dioxygène.
Combustion du charbon . On enflamme un morceau de charbon. Puis on  plonge le morceau de charbon présentant un point en ignition dans une bouteille qui contient du dioxygène.
Qu'observons-nous ? Le soufre brûle avec une flamme bleue. Le gaz produit est du dioxyde de soufre, gaz très toxique à odeur irritante. Lorsque la combustion est terminée, on ferme immédiatement le flacon avec un bouchon et on agite fortement, puis on verse quelques gouttes de teinture bleue de tournesol: la  solution devient rouge . Cette réaction indique la présence d'un acide.

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Soufre (S) + Dioxygène (O₂)---> Dioxyde de soufre (SO₂)

Le dioxyde de soufre réagit avec l'eau pour donner de l'acide sulfureux  (H2S03) .
Le charbon brûle avec éclat en dégageant beaucoup de chaleur. Lorsque la combustion est terminée, on ferme immédiatement le flacon avec un bouchon et on agite fortement, puis on verse quelques gouttes de teinture bleue de tournesol  : la solution devient rouge. Cette réaction indique la présence d'un acide.

Carbone (C) + Dioxygène (O2)---> Dioxyde de carbone (CO2)

221.5)  COMMENT PRÉPARER DES GAZ EN LABORATOIRE?

On prépare le dihydrogène en faisant réagir l'acide sulfurique sur un métal comme le zinc ou le magnésium.

Acide sulfurique (H₂SO₄) + Zinc(Zn)  -->Dihydrogène (H₂)+ Sulfate de zinc (ZnSO₄)

On prépare le gaz carbonique en faisant réagir l'acide chlorhydrique sur le carbonate de calcium (CaCO₃) contenu dans le marbre.  À côté du dioxyde de carbone (CO₂), il se forme aussi du chlorure de calcium (CaCl2) et de l'eau (H2O).

CaCO₃ + HCl ----> CO2 + CaCl2 + Eau H2O

On prépare le dioxygène au laboratoire, en faisant réagir l'eau goutte à goutte sur l'oxylithe.

Eau + Oxylithe ----> Soude + Dioxygène

On peut récupérer ces gaz récupérer par déplacement d'eau. Une éprouvette remplie d'eau est retournée sur une cuve à eau et placée au-dessous du tube par lequel le gaz se dégage.

22.2) PROPRIÉTÉS DES LIQUIDES

On peut reconnaître la solution d'ammoniac et la solution chlorhydrique à cause de leurs odeurs caractéristiques. Au laboratoire , on utilise cinq tests d'identification pour caractériser des liquides.

-  TEST DE LA CONDUCTIBILITÉ ÉLECTRIQUE
Toutes les solutions  électrolytiques conduisent le courant électrique. L'eau pure et l'eau sucrée ne conduisent pas le courant électrique.

-  TEST AU DICHLORURE DE COBALT
Tous les liquides qui contiennent de l'eau font virer au rose le papier au dichlorure de cobalt.

-  TEST AU PAPIER TOURNESOL
Le papier tournesol permet de différencier les solutions acides et basiques. La couleur rouge indique la présence d'un acide et la couleur bleue indique la présence d'une base.

22.3) PROPRIÉTÉS DES SOLIDES

Les tests suggérés sont :

•     La conductibilité électrique. Les métaux conduisent le courant électrique.
• La solubilité dans l'eau. Lorsque les substances sont solubles dans l'eau, on peut effectuer les tests qui s'appliquent aux liquides (indicateurs colorés , conductibilité électrique, test au nitrate d'argent, test au chlorure de baryum). On peut aussi effectuer ce test avec un autre solvant , l'alcool par exemple. L'iode est peu soluble dans l'eau, mais il se dissout bien dans l'alcool.
• Le magnétisme . Est-ce que le solide est attiré par un aimant ?
• Le chauffage . Le carbonate de calcium chauffé dégage du dioxyde de carbone que l'on met en évidence avec l'eau de chaux (propriété chimique). L'iode et le soufre subissent des transformations différentes. Le soufre chauffé se liquéfie facilement en donnant un liquide bleu. L'iode chauffé se sublime : passage direct à l'état gazeux sans passer par l'état liquide.
• La couleur de la flamme . Avec un bec Bunsen, on enflamme la substance et on observe la couleur de la flamme. Les couleurs obtenues sont très variées :

 - bleu avec le  soufre;
 - jaune avec le sodium;
 - verte avec le potassium;
 - rouge avec le strontium.

De nombreuses substances s'oxydent facilement à l'air : le  fer par exemple.

2.3) PROPRIÉTÉS CARACTÉRISTIQUES DE LA MATIÈRE

Certaines propriétés vont caractériser des ensembles de substances:

• Les solutions acides font virer le tournesol au rouge.
• Les solutions basiques font virer le tournesol au bleu.
• Les substances qui contiennent de l'eau font virer le dichlorure de cobalt au rose.
• Les solutions qui contiennent des chlorures donnent un précipité blanc avec le nitrate d'argent.
• Les solutions qui contiennent des sulfates donnent un précipité blanc avec le dichlorure de baryum.
•  La couleur: à  l'état solide, la substance possède une couleur qui dépend surtout de l'état de la surface. Les solides peuvent être transparents (laissent passer la lumière et on peut voir à travers), translucides (laissent passer la lumière, mais on ne peut pas voir à travers) ou  opaques (ne laissent pas passer la lumière et on ne peut pas voir à travers). À l'état liquide,  les substances ont une couleur propre et sont presque toujours transparentes. À  l'état gazeux, les substances ont une couleur propre et sont toujours transparentes.
• L'odeur: certaines substances, comme le sulfure d'hydrogène, sont facilement reconnaissables à leur odeur.
• Le goût: les acides ont un goût amer. Par mesure de sécurité, on ne doit jamais ni sentir, ni goûter une nouvelle substance au laboratoire.
• La miscibilité: es solides ne sont jamais miscibles. Pour les mélanger, on doit passer par l'état liquide. Les liquides sont parfois miscibles (eau et alcool par exemple). Les gaz sont toujours miscibles peu importent les proportions.
• Le magnétisme: c'est la propriété que possèdent certaines substances d'être attirées par un aimant. Le fer, le cobalt  et le nickel sont magnétiques.
• La structure cristalline: les sept systèmes cristallins étudiés dans le cours de sciences 214.

Les propriétés caractéristiques sont celles qui peuvent servir à identifier une substance; elles s'appliquent à une substance, sans s'appliquer aux autres. Elles se répartissent en trois grandes catégories :

• Les propriétés physiques  qui ne changent pas la matière: les températures des changements d'état , la masse volumique, les coefficients de dilatation par exemple.
• Les propriétés chimiques  qui transforment les molécules des substances: couleur d'un indicateur coloré, réactions de précipitation  par exemple.
• - les propriétés nucléaires  qui modifient les atomes des substances: la radioactivité  par exemple.
Nous avons vu  ainsi que:

• Le test du tison est caractéristique du dioxygène.
• Le test de la combustibilité est caractéristique du dihydrogène ;
• Le test à  l'eau de chaux est caractéristique du dioxyde de carbone.

23.1) PROPRIÉTÉS PHYSIQUES

Les propriétés mécaniques. Les solides sont très peu compressibles, peu déformables  et transmettent les forces et les vibrations. Leur dureté et leur résistance sont  variables. Les liquides sont très peu compressibles, très déformables et transmettent les pressions et les vibrations. Ils sont en général fluides (ils coulent). Les gaz sont  compressibles, expansibles et élastiques. Ils transmettent seulement les vibrations.

Les températures des changements d'états physiques: fusion, solidification, vaporisation, liquéfaction, sublimation et condensation solide.

La chaleur latente de changement d'état . La chaleur latente de fusion (Lf) est la quantité de chaleur qu'il faut fournir à l'unité de masse du solide, pris à la température de fusion et sous une pression donnée, pour le transformer entièrement en liquide, à la même température et sous la même pression. On l'exprime en joule par gramme (J/g) ou en kilojoule par kilogramme (kJ/kg).

La chaleur massique. C'est la quantité de chaleur qu'il faut fournir à l'unité de masse d'une substance pour élever sa température de 1° C, sans changer son état physique (sous une pression constante). Elle s'exprime en joule par gramme et par degré Celsius (J/g.°C)

.

La masse volumique. C'est la masse de l'unité de volume de la substance .  Elle s'exprime en gramme par centimètre cube (g/cm3) ou en kilogramme par mètre cube (kg/m3)  pour un solide ou un liquide et on la calcule en divisant la masse par le volume. Elle s'exprime en gramme par litre (g/L) pour un gaz:  

La densité. Pour les solides et les liquides, elle est calculée par rapport à l'eau (rapport entre la masse volumique de la substance et celle de l'eau) .

Pour les gaz, elle s'exprime par rapport à l'air et elle nous indique si  le gaz est plus léger ou plus lourd que l'air. On calcule la densité en divisant la masse volumique de la substance par la masse volumique de l'eau ou de l'air.

La solubilité. On appelle «SOLUBILITÉ» la quantité maximum de soluté, que l'on peut dissoudre dans une quantité déterminée  de solvant et à une température donnée. Elle  s'exprime en gramme de soluté par cent millilitres de solvant . La solubilité est une propriété caractéristique du soluté. Par exemple 100 mL d'eau à 20 °C peuvent dissoudre 88 g  de NaNO3  , 30 g de KNO3, ou 35 g de NaCl. Au cours de la dissolution, la masse est conservée mais le volume diminue .

La conductibilité thermique. La conductibilité thermique est la propriété que possèdent certaines substances de conduire la chaleur d'un point à un autre de la substance. Les métaux sont de bons conducteurs de la chaleur, alors que l'air et le vide sont d'excellents isolants.

La conductibilité électrique est la propriété que possèdent certaines substances de laisser passer le courant électrique. Certains métaux, comme le cuivre, sont de bons conducteurs d'électricité.

L'indice de réfraction  La réfraction est  la déviation de la lumière dans un  milieu transparent. L'eau a un indice de réfraction de 1,33.

Le coefficient de dilatation. La dilatation c'est l'augmentation de volume lorsque la température s'élève. L'inverse (diminution de volume lorsque la température diminue) est la contraction. En règle générale,  les solides se dilatent moins que les liquides qui , eux-mêmes se dilatent moins que les gaz. Le coefficient de dilatation volumique (a) d'une substance est l'augmentation de volume par unité de volume et par degré Celsius. Mathématiquement, ce coefficient s'exprime par la formule suivante :

23.2) PROPRIÉTÉS CHIMIQUES

La combustibilité ; réaction de combinaison avec le dioxygène. Le dihydrogène et l'alcool sont de bons combustibles.

La combustion  L'oxygène entretient la combustion: c'est un comburant.

Les effets des indicateurs colorés
Les acides font virer au rouge; en présence d'une base, le tournesol est bleu.

Le test à l'eau de chaux pour caractériser le dioxyde de carbone.
Action des acides sur les métaux. Les acides réagissent sur les métaux pour donner un dégagement de dihydrogène.

La chimioluminescence. Propriété que possèdent plusieurs substances d'émettre de la lumière à la suite de phénomènes chimiques. Lorsque ce phénomène est d'origine organique, on parle de bioluminescence (luminescence de certains animaux).

23.3) PROPRIÉTÉS NUCLÉAIRES

La radioactivité  Propriété que possèdent certaines substances d'émettre des radiations, en modifiant  leurs atomes.

La période de demi-vie C'est le temps au bout duquel la moitié d'une  substance radioactive a subi une transmutation. Par exemple,  le carbone 14 a une période de demi-vie de 5 730 ans  .

2.4) UTILISATIONS À PARTIR DES PROPRIÉTÉS

Pourquoi le mercure est-il utilisé dans les thermomètres et les baromètres? Pourquoi l'eau sert-elle de liquide réfrigérant ? Quelle substance sert à fabriquer les aiguilles? Comment fonctionne une montre? Pourquoi le tungstène est-il utilisé dans les ampoules électriques ? Le mercure a un point de fusion de -39°C et un point d'ébullition de 357°C. On l'utilise repérer les températures entre ces deux limites. Il a par ailleurs une masse volumique très élevée (13,6 g/cm3). C'est pour cette raison qu'on l'utilise dans les tubes barométriques. Si on remplaçait le mercure par de l'eau, le tube devrait avoir onze  mètres de long... L'eau est utilisée comme réfrigérant à cause de sa chaleur massique très élevée. Les aiguilles sont fabriquées en osmium, parce que cette substance est très dure. Le tungstène constitue le filament d'une ampoule électrique,  à cause de son point de fusion élevé (3 410 °C), et de sa grande résistance électrique. Le quartz, convenablement excité par le courant électrique, vibre avec une fréquence constante (3 2768 oscillations par seconde), d'où son utilisation dans la fabrication des montres à quartz.

Notre vie quotidienne est inondée d'objets techniques qui ont été fabriqués avec des substances spécifiques, à cause de leurs propriétés.

• L'acier est un alliage de fer et de carbone. Dans l'industrie, on veut en améliorer continuellement les propriétés . Ainsi pour le rendre  plus dur, on y ajoutera des éléments comme le chrome ou le vanadium (fabrication des blindages). Le niobium et le tantale serviront  à fabriquer l'acier des réacteurs nucléaires.

• Les chaudières ou les canons des fusils doivent supporter de très hautes températures. Ils devront par conséquent être constitués par des substances dont le point de fusion est élevé , le molybdène par exemple. À cause de son haut point de fusion, le rhénium est utilisé dans la construction  des thermocouples (thermomètres électriques pour repérer les hautes températures). Et c'est toujours à cause de son haut point de fusion que le tungstène est la substance qui constitue les filaments des ampoules électriques.

• Le diamant est le plus dur de tous les minéraux (sa dureté est de 10 dans l'échelle de Mohs). Il sert en particulier à couper le verre. C'est à cause de sa dureté et de sa résistance à la corrosion que le nickel entre dans la composition des pièces de monnaie. Les aiguilles sont constituées d'osmium dont la dureté est très grande. Le rhodium sert à recouvrir d'une couche brillante et dure d'autres métaux. Une fine pellicule de rhodium sur du verre permet d'obtenir d'excellents miroirs.

• L'argent est un excellent conducteur de chaleur et d'électricité. Les sels d'argent possèdent des propriétés chimiques qui sont à la base de la photographie. Lorsque le bromure d'argent est exposé à la lumière, il se produit une transformation chimique que le révélateur rend visible.

• Certaines substances ont des couleurs très variées, à cause des différents ions qu'elles peuvent former. C'est ainsi que le chrome est utilisé comme colorant (vert, jaune, orange, rouge). Les sels bleus de cobalt entrent dans la fabrication des porcelaines et des émaux. Le sulfure de cadmium (jaune) est le premier choix du peintre.

• Dans l'industrie aéronautique, il sera de première importance de choisir des matériaux légers (masse volumique petite). Il faudra aussi tenir compte de l'échauffement, donc se servir des substances dont le point de fusion est élevé. Le scandium est aussi léger que l'aluminium, mais on le préférera à l'aluminium  à cause de son point de fusion élevé.

• Des isotopes radioactifs servent en médecine : isotope du cobalt pour le traitement du cancer, isotope de l'iode pour le traitement des maladies de la glande thyroïde.

• À cause de sa faible densité par rapport à l'air et de son inertie chimique, l'hélium sera utilisé dans les ballons sondes, de préférence  au dihydrogène.

• Les tubes à décharges électrique donnent des couleurs qui varient avec la nature du gaz : rouge avec le néon, violet avec l'argon.

• Dans les réacteurs nucléaires, on bombarde des combustibles nucléaires avec des neutrons. Si l'on veut contrôler la vitesse de la réaction, il faudra introduire des barres de contrôle qui «absorbent» les neutrons. Certaines substances (l'hafnium, le cadmium, l'europium) ont un  gros «appétit»  pour les neutrons.

• Le zinc résiste bien à la corrosion. C'est par conséquent un revêtement extérieur de  qualité. Pour cette même raison, l'étain entre dans la fabrication des boîtes de conserve. À  cause de sa combustibilité, le soufre sert à fabriquer les allumettes.

• L'aluminium est léger, malléable et il résiste à la corrosion. Son industrie s'étend de la fourchette de cuisine jusqu'à la fabrication des ailes d'avions.

• Certaines substances sont des poisons mortels. Ainsi le sulfate de thallium est un poison pour les rats. Mélangé à l'amidon, au sucre, à la glycérine et à l'eau, il devient le dernier festin de ces rongeurs si peu plaisants.

3. CHANGEMENTS QUE PEUT SUBIR LA MATIÈRE

3.1) CHANGEMENTS PHYSIQUES

Nous voyons simultanément de la vapeur d'eau qui s'échappe du tube, de l'eau liquide, qui se dépose au fond du tube, et de la glace, qui est soutenue par le ressort. Il y a coexistence des trois états physiques de l'eau : Solide (glace), Liquide, Gaz (vapeur). Ce phénomène s'observe rarement dans notre environnement, avec d'autres substances. Plusieurs propriétés différencient la glace, l'eau liquide et la vapeur d'eau : la masse volumique, la chaleur massique, le coefficient de dilatation. Par ailleurs sous ses trois états, l'eau conserve les propriétés qui sont causées par la particule qui la constitue : la molécule d'eau. En changeant d'état l'eau conserve ses propriétés chimiques et subit des modifications de ses propriétés physiques. Les transformations d'états sont des changements

physiques.

31.1) CHANGEMENTS QUI S'APPLIQUENT À UN MÉLANGE HOMOGÈNE

La distillation est utilisée pour séparer deux liquides miscibles comme l'eau et l'alcool; le chauffage est utilisé pour séparer un gaz dissous dans un liquide comme l'air dans l'eau. Lorsqu'on distille le mélange d'eau et d'alcool, l'alcool se vaporise à 78ºC; la vapeur d'alcool s'échappe du ballon et  se condense à l'intérieur du réfrigérant. Des gouttes d'alcool pur tombent dans l'erlenmeyer : c'est le distillat .  Quand tout l'alcool a été vaporisé, il reste dans le ballon de l'eau pure.
Le chauffage est une  méthode de séparation qui utilise comme propriété la variation de la solubilité d'un gaz avec la température. Dans un bécher contenant de l'eau potable, on place un entonnoir retourné, que l'on coiffe avec une éprouvette remplie d'eau. On chauffe le bécher. Qu'observe-t-on ? Au bout de quelques minutes de chauffage, du gaz remplit l'éprouvette : c'est l'air dissous dans l'eau qui s'échappe. Un litre d'eau dissout environ vingt millilitres  d'air.

L'évaporation sert à séparer un solide d'un liquide, dans lequel il est soluble. Par exemple en évaporant complètement l'eau salée, on récupère dans la capsule de porcelaine le sel.

31.2) CHANGEMENTS QUI S'APPLIQUENT À UN MÉLANGE HÉTÉROGÈNE

La filtration est utilisée pour séparer un solide en suspension dans un liquide; la décantation est utilisée pour séparer deux liquides non miscibles.

3.2) CHANGEMENTS CHIMIQUES

La décomposition chimique de l'eau peut s'effectuer soit par le passage d'un courant électrique (électrolyse), soit par la chaleur (thermolyse). L'électrolyse est la décomposition chimique de l'eau par le passage d'un courant électrique. L'appareil qui sert à réaliser cette opération est un VOLTAMÈTRE . Il est formé d'un récipient qui contient le liquide à électrolyser et au fond duquel deux électrodes sont insérées. L'électrode reliée au pôle positif est l' ANODE, et celle qui est reliée au pôle négatif est la CATHODE . On y introduit de l'eau et pour la rendre plus conductrice, on y ajoute un peu d'acide sulfurique. Le circuit électrique de ce montage comprend en série un voltamètre, un générateur d'électricité et  un ampèremètre. Le gaz dégagé à l'anode rallume une baguette ayant encore un point en ignition : c'est du dioxygène. Le gaz obtenu à la cathode produit une légère détonation : il s'agit de dihydrogène. De plus, on observe que le volume du dihydrogène obtenu est le double de celui du dioxygène . On peut aussi décomposer l'eau par la chaleur (thermolyse). Dans ce but on la fait bouillir pendant quelques minutes dans un ballon en haut duquel un fil de platine est porté à incandescence par le courant électrique. La vapeur d'eau au contact de ce fil se trouve à des températures supérieures à 1 200°C. Dans ces conditions, elle se décompose pour donner deux volumes  de dihydrogène et un volume de dioxygène.

Ces deux expériences nous prouvent que l'eau pure peut se décomposer pour donner deux nouvelles substances pures, le dihydrogène et le dioxygène .

EAU       --------> DIOXYGÈNE + DIHYDROGÈNE

2 H₂O    ------>    O₂        +  2 H₂

Le résultat obtenu est en accord avec la formule chimique de l'eau : H₂O . La décomposition de deux molécules d'eau , entraîne la formation de une molécule de dioxygène et de deux molécules de dihydrogène. Le volume de dihydrogène est donc le double du volume de dioxygène.

Au laboratoire, la réaction inverse (synthèse de l'eau) peut être réalisée avec un eudiomètre qui est constitué d'une éprouvette munie d'électrodes.  Cette éprouvette est retournée sur une cuve à mercure. Elle contient un mélange de dihydrogène et de dioxygène, dans les proportions de un volume de dioxygène pour deux volumes de dihydrogène. Un tel mélange est appelé «mélange détonant» . L'étincelle électrique provoque une réaction chimique entre le dihydrogène gazeux et le dioxygène gazeux. Il se forme de l'eau liquide. Le niveau du mercure monte rapidement presque au sommet de l'éprouvette.

DIOXYGÈNE + DIHYDROGÈNE       --------> EAU
O2        +  2 H2       ------>    2 H2O

Au cours de la transformation chimique, les propriétés physiques et chimiques subissent des modifications. Avant le changement nous avons les propriétés de l'eau, et après nous obtenons celles du dioxygène et du dihydrogène.  Nous notons de nombreuses différences, tant au point de vue physique que chimique.

	Eau	Dihydrogène	Dioxygène
Masse volumique (g/cm3)	1	0.0897 x 10^-3	1,4339 x 10^-3
Combustibilité	Non	Oui	Non
Entretient la combustion	Non	Non	Oui
Test au chlorure de cobalt	Positif	Négatif	Négatif

Alors que les changements physiques permettaient de séparer les constituants d'un mélange, les procédés chimiques, comme l'électrolyse de l'eau, aboutissent à la formation de nouvelles substances pures en séparant les atomes liés dans une molécule.

L'eau pure perd les propriétés de ses constituants :  l'eau n'a ni les propriétés de l'oxygène  ni celles de l'hydrogène.
La proportion des constituants de l'eau reste invariable : deux fois plus d'hydrogène que d'oxygène (en volume) ou huit fois plus d'oxygène que d'hydrogène (en masse). Dans neuf grammes d'eau, il y a huit grammes d'oxygène et un gramme d'hydrogène.
Sa formule chimique est H2O. Elle est constituée par des molécules, elles-mêmes formées d'un atome d'oxygène et de deux atomes d'hydrogène.

Au cours d'un changement chimique, la masse est conservée. Le chimiste français LAVOISIER   énonça la loi de la conservation de la masse : au cours d'un changement chimique, la somme des masses des produits obtenus est égale à la somme des masses des réactifs qui étaient présents au début de l'expérience.

PROBLÈME  : On électrolyse complètement 10 mL d'eau. Quel sera le volume de dihydrogène obtenu?

La masse d'eau qui disparaît est :
10 mL x 1 g/mL   = 10 g
On sait que l'électrolyse complète de 9 g d'eau aboutit à la formation de 8 g de dioxygène et de 1 g de dihydrogène. La masse du dihydrogène sera donc :
10 g  ÷   9    =    1,1111 g
Le volume du dihydrogène sera donc :
1,111 g   ÷  0,0897 g/L  = 12,387 L

3.3. MÉLANGES ET SUBSTANCES PURES

Toute la matière qui existe autour de nous peut se subdiviser en deux grandes classes:

• Les substances qui montrent plusieurs phases sont des matières hétérogènes et  sont nécessairement des mélanges.

• Les substances qui ne présentent qu'une phase sont des matières homogènes . Elles ont un aspect uniforme et se subdivisent elles-mêmes en mélanges homogènes ou solutions (l'eau salée par exemple) et en substances pures. Les substances  pures sont constituées d'une seule sorte de particules fondamentales  (atomes ou molécules): l'eau ne contient que la particule «eau» et l'or (24 carats)  ne contient que la particule  «or». L'or et l'eau, même s'ils sont tous les deux des substances pures, possèdent une différence fondamentale. Si l'on essaye de décomposer l'or par des procédés physiques ou chimiques, on ne pourra pas obtenir autre chose que de l'or, alors que l'eau peut être décomposée chimiquement par plusieurs moyens, comme le courant électrique dans l'électrolyse ou les hautes températures.

Nous allons donc subdiviser les substances pures en deux grandes catégories:

• Les substances pures qui ne peuvent pas être décomposées par des procédés chimiques (le chlore et l'or) : ce sont des éléments . Un élément est représenté par un symbole chimique . L'or est un élément chimique, parce qu'il est formé d'une seule sorte de particules ,  la particule fondamentale «OR». Prenons un petit fil en or et coupons-le en deux. Si l'on continuait cette opération indéfiniment, il arriverait un moment où le petit morceau isolé serait  si petit que, si on le coupait une nouvelle fois en deux, on n'aurait plus de l'or.  Cette particule ainsi isolée est l'atome d'or. C'est la plus petite partie d'un élément chimique qui puisse être isolée sans perdre ses propriétés. Pour représenter un élément  on utilise un symbole chimique. Il est en général formé de la première lettre du nom en MAJUSCULE. Lorsqu'il y a deux lettres dans le symbole, la deuxième lettre est minuscule. Les métaux et les gaz rares sont en général des éléments atomiques.  Les éléments non-métalliques  sont en général des éléments moléculaires On représente les éléments atomiques par un  symbole et les éléments moléculaires par une formule moléculaire.

• Les substances pures qui peuvent être décomposées par des procédés chimiques (l'eau et l'alcool) : ce sont des composés. Un composé est formé d'une seule sorte de molécule, mais sa molécule renferme plusieurs sortes d'atomes. Pour représenter un composé on utilise une formule chimique : elle correspond à la molécule et indique la nature et le nombre des atomes qui y sont contenus.  La molécule est la plus  petite partie d'un composé  qui puisse exister sans perdre ses propriétés.

Les constituants d'un mélange

1 Sont séparés par des procédés physiques.
2 Conservent leurs propriétés.
3  Sont plusieurs sortes de molécules d'atomes.
4 Peuvent former plusieurs phases.

 Les constituants d'un composé

1 Sont séparés par des procédés chimiques.
2  Perdent leurs propriétés.
3   Sont des atomes différents appartenant à une même sorte de molécule.
4  Forment toujours une phase.

4. THÉORIE ATOMIQUE

4.1) PREMIÈRES DÉCOUVERTES

En 445 avant Jésus-Christ, LEUCIPPE enseigne déjà que la matière ne peut pas se diviser à l'infini   et il introduit  le mot «ATOME» .   Vingt deux ans plus tard , DÉMOCRITE approfondit ces idées, en considérant que la matière et l'être étaient formés d'une infinité d'atomes. Les précurseurs de la théorie atomique insistaient sur une idée fondamentale, celle de la discontinuité de la matière . Avec ARISTOTE, ils rencontrèrent leur premier antagoniste, puisque environ soixante-dix années plus tard, ce célèbre philosophe s'érigeait contre cette théorie en soutenant que l'être possédait une structure continue .

41.1) THÉORIE DE DALTON

Pendant plusieurs siècles, le monde ignora la matière, ou du moins sa structure . Il fallut attendre le dix-neuvième siècle, avec DALTON.   Vers 1800, ce célèbre savant anglais remarqua que les lois de la chimie s'expliquent simplement en distinguant les corps simples ou éléments qui contiennent un type d'atomes et les corps composés qui renferment des assemblages d'atomes, les molécules .

En 1805, DALTON  proposa le premier modèle atomique que l'on peut résumer en quatre points:

• Tout corps est composé de substances indivisibles: les atomes.
• Les atomes d'éléments identiques possèdent les mêmes propriétés.
• Les atomes d'éléments différents ont des propriétés différentes.
• Les composés se forment à partir de la combinaison d'atomes différents.

41.2) LES CHARGES ÉLECTRIQUES

Une tige de verre frottée avec de la laine attire de petits morceaux de papier. Les deux corps ont été électrisés par frottement et sont porteurs de charges électriques.  Le verre s'est chargé positivement : il perd  des électrons. La laine s'électrise négativement : elle  capte des charges électriques.  L'électron est la plus petite charge électrique. Par convention, on l'a choisie négative. Dans le système international, la charge électrique se mesure en coulombs. La plus petite charge électrique ou charge élémentaire est égale à la charge d'un électron: e = 1,6 x 10-19 C.
Il est possible de dresser une liste des matériaux selon la force décroissante avec laquelle ils attirent les charges négatives. Nous obtenons une série électrostatique: Caoutchouc --> Ébonite --> Polyéthylène --> Coton --> Laine --> Verre --> Acétate Quand on frotte le polyéthylène avec la laine, le polyéthylène se charge négativement et la laine se charge positivement.

Les métaux sont conducteurs: les charges électriques qui apparaissent sur un conducteur se déplacent. Sur le plastique, les charges restent immobiles: c'est un isolant. Toute substance électriquement neutre doit contenir les deux espèces d'électricité en quantités égales. Électriser un corps c'est faire apparaître un excédent de charge en certains points de ce corps.  Une tige (métal ou isolant) touche la sphère isolante d'un pendule : approchons une tige d'ébonite chargée négativement. Si la tige est un isolant, l'électrisation par contact dépose des charges négatives qui restent immobiles  à l'endroit du contact; avec une tige métallique, les charges se déplacent jusqu'à l'autre extrémité, chargent par contact la boule du pendule qui est alors repoussée.

Un électroscope est un appareil constitué d'une tige métallique reliée  à un plateau et à deux tiges métalliques. Si nous approchons du plateau ne tige d'ébonite, nous constatons que les deux tiges métalliques s'écartent: le plateau s'est électrisé positivement par influence et les deux tiges se sont électrisées négativement.

Un corps isolant ne peut pas être électrisé par influence puisque les charges électriques ne peuvent pas se déplacer; au contraire, si le corps est conducteur, une charge déposée à la surface se répandra sur toute cette surface: un conducteur peut s'électriser par influence.
La loi de Coulomb étudie la force électrique qui s'exerce entre deux charges.

Deux charges de même signe se repoussent.
Deux charges de signes contraires s'attirent.

La force électrique , qui s'exerce entre deux charges,  est proportionnelle aux charges en présence et inversement proportionnelle au carré de la distance qui les sépare.

Pour produire un faisceau d'électrons, on utilise un tube cathodique. Les métaux sont en général  de bons émetteurs d'électrons.  Dans un tube où l'on a fait le vide, on produit un champ électrique intense entre deux électrodes.

La cathode émet des électrons qui sont attirés par l'anode. Entre les deux électrodes, il se forme un faisceau d'électrons ou faisceau cathodique .  Cette expérience fut réalisée pour la première fois par CROOKES  et PERRIN.

Un faisceau électronique est rigoureusement invisible. Lorsqu'il reste un peu de gaz résiduel, il s'illumine sous l'effet des électrons. On peut rendre aussi le faisceau cathodique visible en plaçant un écran fluorescent sur son passage.

En 1909, MILLIKAN mesura les charges électriques d'une goutte d'huile, qui restaient en équilibre sous l'effet de deux forces égales et de signes contraires, la force électrique et la force de gravitation.

Toutes les charges prises par les gouttes d'huile étaient des multiples d'une charge élémentaire, la charge de l'électron.

41.3) LA RADIOACTIVITÉ

En 1895, ROENTGEN observa avec le tube de CROOKES d'autres rayons. Ces rayons n'étaient pas déviés par un champ électrique, comme le sont les particules positives ou négatives. Ils possédaient en plus la propriété de pouvoir traverser la matière opaque. Il les nomma «Rayons X.
En 1898, Pierre et Marie CURIE découvrent que le radium émet trois sortes de rayonnements:

- Des rayons qui sont attirés par une plaque chargée positivement : les rayons  béta qui sont des électrons.
- Des rayons qui sont attirés par une plaque chargée négativement : les rayons alpha  qui sont des charges électriques positives.
- Des rayons qui ne sont pas déviés par un champ électrique et qui sont analogues aux rayons X : ce sont les rayons  gamma.

4.2) MODÈLE ATOMIQUE DE THOMSON

À la suite des expériences de CROOKES et de PERRIN, THOMSON mit en évidence l'électron vers 1897. En même temps, il proposa un modèle atomique, plus avancé que  celui de DALTON, et surnommé «le gâteau aux raisins ». L'atome est constitué de matière chargée positivement, à l'intérieur de laquelle des électrons y sont  incrustés, comme les raisins dans un  gâteau.
La somme des charges négatives est égale à la charge  positive  de la matière dans laquelle elles  sont incrustées.

4.3) MODÈLE ATOMIQUE DE  RUTHERFORD

Y-a-t-il du vide dans la matière? La réponse à cette question fut apportée par le célèbre savant anglais , RUTHERFORD. Il bombarda une feuille d'or avec des particules a et  observa qu'un faisceau  de particules a initial (1) donnait naissance à trois sortes de rayons émergents :

- des particules alpha  fortement déviées (2) ;
- des particules alpha faiblement déviées (3) ;
- des particules alpha  non déviées (4).

Cette expérience permit à RUTHERFORD de déduire que l'atome n'était pas massif : la feuille d'or est essentiellement vide, puisque certaines particules (4)  ne subissent aucune déviation.  Le fait que d'autres particules soient fortement déviées (2) ou faiblement déviées (3) nous incite à penser qu'il existe à l'intérieur de l'atome des régions à forte densité de matière (2) et d'autres à faible densité de matière (3). À  la suite de sa célèbre expérience RUTHERFORD  conclut avec certitude que la matière était constituée essentiellement par du vide : il prouva l'existence du noyau de l'atome. Les particules fortement déviées (2) rebondissent sur le noyau de l'atome d'or. Les particules faiblement  déviées (3) heurtent  le noyau et sont déviées à droite ou à gauche.  Enfin certaines particules (4)  passent assez loin du noyau pour ne pas en subir l'influence.
L'expérience de Rutherford a mis en évidence la présence du noyau atomique.
Le noyau atomique est positif : il renferme des charges électriques positives ou protons.
Les électrons gravitent autour du noyau. Comme l'atome est électriquement neutre, le nombre de protons dans le noyau est égal au nombre d'électrons autour du noyau.
La théorie atomique de la matière venait de faire un grand pas. Cependant RUTHERFORD  ne montrait pas comment les électrons se déplaçaient autour du noyau. Il fallut  attendre Niels BOHR pour compléter cette  ébauche .

4.4) MODÈLE ATOMIQUE DE BOHR ET RUTHERFORD

Le modèle de RUTHERFORD laissait en suspens une grande question. Le noyau de l'atome étant infiniment petit, les protons devraient se repousser avec une force très grande, conformément à la loi de COULOMB. Comment expliquer dans ces conditions la cohésion du noyau ?  Le problème a été résolu par CHADWICK . Il découvrit une nouvelle particule à l'intérieur du noyau, non chargée électriquement, et ayant sensiblement la même masse que le proton: le neutron. Ces particules sont responsables d'interactions qui créent des forces très supérieures aux forces électriques, qui devraient normalement repousser les protons. Selon BOHR,  les électrons sont répartis autour du noyau sur  plusieurs niveaux d'énergie. Dans son état fondamental, tout atome est électriquement neutre. Les protons chargés d'électricité positive sont dans le noyau: un proton a une charge électrique égale à +1, soit une charge élémentaire (+ 1,6 x 10^{-19 C). Les électrons, en nombre égal à celui des protons, se déplacent autour du noyau  sur des niveaux d'énergie définis (couches K, L, M, N): un électron a une charge électrique égale à -1, soit une charge opposée à la charge élémentaire (- 1,6 x 10-19 C). La charge élémentaire est  la plus petite charge que l'on connaisse; elle fut déterminée par MILLIKAN. e = 1,6 x 10-19 C À  l'intérieur du noyau on retrouve plusieurs particules  appelées  nucléons: le proton et le neutron. Leur masse est sensiblement la même. Pour exprimer ces très petites masses, on utilise  l'unité de masse atomique (u.m.a. ) qui représente la douzième partie de la masse d'un atome de carbone . C'est dans le noyau de l'atome que se trouve concentrée pratiquement toute la masse, et pourtant il n'occupe qu'une partie infime du volume atomique. Si l'atome avait les dimensions du Stade olympique, les dimensions du noyau ne dépasseraient pas celles d'une coccinelle.}

4.5) Structure de l'atome selon la mécanique quantique

Selon la mécanique quantique, la structure de l'atome repose sur les principes suivants:
• Le noyau atomique contient des neutrons et des protons; ces particules sont elles-mêmes constituées de quarks. Le numéro atomique est égal au nombre de protons dans le noyau. Les isotopes d'un même élément ont le même nombre de protons mais ils ont des nombres de neutrons différents.
• Les électrons sont situés sur des niveaux d'énergie discontinus à l'extérieur du noyau atomique: les niveaux d'énergie les plus bas sont les plus rapprochés du noyau atomique. Le nombre de niveaux d'énergie correspond généralement au numéro de la période: couche K pour le premier niveau, couche L pour le deuxième niveau,, couche M pour le troisième niveau, etc.
• Les nombres maximaux d'électrons sur les trois premiers niveaux d'énergie sont: 2, 8, 18.
• L'état le plus stable d'un atome porte le nom d'état fondamental et il correspond au remplissage des niveaux d'énergie les plus bas. Ainsi dans son état fondamental, l'atome de magnésium a 2 électrons sur le premier niveau, 8 sur le deuxième niveau et 2 sur le troisième niveau.
• Les électrons du niveau le plus élevé sont les électrons de valence utilisés pour créer les liens chimiques entre deux atomes. Ainsi l'azote a 5 électrons de valence.
Pour décrire un électron, il faut utiliser quatre nombres quantiques:

• Le nombre quantique principal (n) qui indique le niveau d'énergie: 1 pour le premier niveau, 2 pour le deuxième niveau, etc. . Le plus grand nombre possible d'électrons ayant «n»  comme nombre quantique principal est «2n²»: 2 électrons sur le premier niveau, 8 électrons sur le deuxième niveau, 18 électrons sur le troisième niveau, etc.
• Le nombre quantique secondaire (L) qui caractérise la forme de l'orbitale. Ce nombre est associé aux sous-niveaux, sur lesquels les électrons sont regroupés par paires pour donner des orbitales. Il prend toutes les valeurs entières comprises entre 0 et n-1: électron s   pour L =0 , électron  p   pour L =1, électron  d  pour L =2, , électron  f  pour L =3.
• Le nombre quantique magnétique (m) caractérise les orientations des orbitales d'un sous-niveau. Il prend toutes les valeurs entières comprises entre - l et + l et définit ainsi le nombre d'orbitales se trouvant sur chaque sous-niveau.  Lorsque le nombre quantique secondaire vaut 1, le nombre quantique magnétique prend trois valeurs entières: -1, 0 et + 1, ce qui définit par conséquent trois orbitales différentes sur le sous-niveau «p».
• Le spin caractérise la rotation de l'électron sur lui-même: les deux électrons d'une même orbitale diffèrent par le spin.

Selon le principe d'exclusion de PAULI, les électrons d'un même atome diffèrent toujours par au moins un nombre quantique.

4.6) STRUCTURES ATOMIQUES DE QUELQUES ATOMES

L'atome d'hydrogène est formé d'un noyau, qui renferme un proton, et d'un électron qui tourne autour du noyau sur la couche K, premier niveau d'énergie. La masse de l'atome d'hydrogène  est : m_H = m_p  + m_e L'atome de carbone est formé d'un noyau, qui renferme six  protons et six neutrons, et de six  électrons,  qui tournent  autour du noyau ( deux  sur la couche K et quatre sur la couche L) . La masse de l'atome de carbone  est : m_C = 6(m_p  + m_e)  + 6 m_n L'atome de sodium est formé d'un noyau, qui renferme onze  protons et douze  neutrons, et de onze  électrons,  qui tournent  autour du noyau ( deux  sur la couche K , huit sur la couche L et un sur la couche M) .
La masse de l'atome de sodium est : m_Na = 11(m_p  + m_e)  + 12 m_n

4.7) LA RADIOACTIVITÉ

La radioactivité est la propriété que possèdent  certaines substances d'émettre des radiations. C'est en 1896 que BECQUEREL découvrit l'émission des rayonnements par l'uranium. En 1898,  Pierre et Marie CURIE découvrent le radium et mettent en évidence les trois rayons   qu'il émet. Parmi eux,  deux  (alpha et béta ) sont formés de particules matérielles, alors que le troisième (gamma) est de nature ondulatoire. L'isotopie est l'existence,  pour un même élément, d'atomes qui ne diffèrent que par le nombre de neutrons contenus dans leurs noyaux. Les isotopes d'un même élément ont les mêmes propriétés chimiques, mais ils possèdent des propriétés physiques  différentes. On comprend facilement,  par exemple, que plus le nombre de neutrons augmentera, et plus la masse volumique sera grande.

Voici les proportions des différents isotopes de l'oxygène et de l'uranium dans l'élément  naturel.       99,76 % 0,04 % 0,2 %       0,006 % 0,71 % 99,28 %

L'hydrogène a trois isotopes:

- Celui   qui contient un proton et zéro neutron (99,9 % de l'hydrogène naturel) .
- Celui qui contient un proton et un neutron : c'est le deutérium (0,016 % de l'hydrogène naturel).
- Celui qui contient un proton et deux neutrons : c'est le tritium  (à l'état de traces).

Chaque élément est constitué d'une famille d'isotopes, ceux qui se trouvent dans la nature  «les isotopes naturels» et ceux qui sont synthétisés en laboratoire «les isotopes artificiels» . Il existe environ trois cent isotopes naturels et mille deux cents artificiels.

4.8) RÉACTIONS DE TRANSMUTATION

Au cours d'une transmutation, le noyau se transforme en un autre, à la suite d'une émission radioactive.

ÉMISSION  alpha : Une  particule alpha est un noyau d'hélium. Le  noyau formé aura deux protons et deux neutrons en moins  . Le numéro atomique diminue de deux, et le nombre de masse diminue de quatre.

ÉMISSION  DE NEUTRONS: Quand on bombarde des noyaux d'uranium avec des particules a, du plutonium se forme après émission de neutron.

ÉMISSION   béta: Une particule  béta est un électron. Le nouveau noyau formé aura  un proton en plus et un neutron en moins . Ainsi, l'isotope 64 du cuivre se désintègre par émission b: il se forme des atomes de  zinc. Le numéro atomique augmente de un, et le nombre de masse reste constant.

RÉACTIONS DE FISSION: Lorsqu'un neutron frappe un noyau lourd, comme l'uranium 235, ce dernier est coupé en deux. Il y a émission de nouveaux neutrons qui peuvent continuer la réaction. Nous obtenons une réaction en chaîne. C'est la réaction qui est réalisée dans la bombe atomique.

RÉACTIONS DE FUSION: Deux atomes légers se réunissent pour donner un noyau plus lourd.
Ainsi le deutérium et le tritium se réunissent pour donner de l'hélium. C'est la réaction qui se passe à l'intérieur de  toutes les étoiles. L'énergie libérée au cours d'une réaction nucléaire est calculée par la célèbre équation d'Albert EINSTEIN : E =m.c²

MÉDECINE ET  RADIO-ISOTOPES

Les isotopes artificiels   résultent de la désintégration de noyaux lourds. Comme leur durée de vie est très brève, ils subissent à leur tour des réactions de transmutation en émettant des rayons alpha  , béta et gamma. On les appelle pour cette raison des radio-isotopes. Leur utilisation en médecine est due au fait qu'ils conservent les propriétés chimiques de l'isotope naturel non radioactif. Ils pourront ainsi s'y substituer. Pour localiser une tumeur, on injecte le radio-isotope dans l'organe ou dans les vaisseaux qui l'irriguent. Les atomes du radio-isotope se fixent dans les parties saines. S'il y a une partie malade, elle sera incapable d'avoir des échanges vitaux avec son environnement et elle  apparaîtra comme une tache. L'indium 113 et le technétium 99 sont souvent employés avec succès dans ce domaine, pour explorer le cerveau, la glande thyroïde, les poumons, le cœur, la rate et les reins. Lorsqu'une tumeur est localisée, les radio-isotopes peuvent aussi servir à la guérir, en détruisant les cellules malades. Ce sont les rayonnements b  qui sont utilisés dans ce domaine. Il faut localiser avec précision la tumeur, car ces rayonnements sont dangereux pour les cellules saines. Une autre  application des radio-isotopes est celle de l'isotope 131 de l'iode qui sert à soigner la glande thyroïde.

PRINCIPES DE LA DATATION

Tous les organismes vivants renferment du carbone 14 dans la même proportion  que celle qui existe dans l'atmosphère ou dans l'eau . Ce pourcentage est maintenu constant soit par la respiration, soit par la nourriture.  Lorsque l'être vivant meurt, l'organisme ne renouvelle plus  son carbone 14. Celui-ci subit alors une désintégration radioactive   . Pour évaluer son âge, il suffit de doser le carbone 14 restant.  On estime la précision de cette méthode à cent ans environ sur la période qui couvre les cinq mille dernières années. Pour les périodes datant de plus de cent mille ans,  c'est un isotope radioactif qui permet de dater les échantillons. Et au-delà de deux cents millions d'années, c'est l'uranium 238  qui  peut nous aider à établir les âges.

DATES IMPORTANTES

445 av J- C. : LEUCIPPE énonce le mot «ATOME» .
427 av J- C. : DÉMOCRITE énonce que l'être est formé d'atomes.
1748 : LOMONOSSOV introduit les méthodes de chimie quantitative,  prouvant que tous les corps sont formés de particules indivisibles.
1789 : LAVOISIER énonce le principe de la conservation de la masse.
1803 : DALTON  émet l'hypothèse d'un atome sphérique et indivisible .
1811 : AVOGADRO, en étudiant les lois des gaz, introduit la notion de molécule.
1869 : MENDELEÏEV propose une classification périodique des éléments.
1896 : BECQUEREL découvre l'émission de radiations par l'uranium.
1897 : THOMSON découvre l'électron , qui entre dans la constitution de l'atome.
1898 : Pierre et Marie CURIE découvrent le radium et commencent à élaborer les théories de la radioactivité.
1900 : PLANCK formule l'hypothèse de la discontinuité des échanges d'énergie .
1905 : EINSTEIN démontre que la matière  peut se transformer en énergie.
1909 : MILLIKAN mesure la charge de l'électron.
1911 : RUTHERFORD découvre le noyau atomique qui contient les protons.
1913 : BOHR prouve que les électrons autour du noyau ne peuvent se déplacer que sur certaines couches électroniques .
1924 : De BROGLIE  formule sa théorie de la mécanique ondulatoire, montrant qu'à toute particule matérielle est associée une onde.
1932 : BOTHE, BECKER, CHADWICK  et F. JOLIOT-CURIE découvrent le neutron.
1939 : HALBAN et F. JOLIOT-CURIE démontrent que la fission de l'uranium 235 peut conduire à une réaction en chaîne (bombe atomique).
1945 : Lancement de la première bombe atomique sur Hiroshima, qui causa la mort de quatre-vingt mille personnes et en blessa cinquante mille.

5) CLASSIFICATION PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS

Mendeleïev remarqua alors que les propriétés chimiques des vingt premiers éléments apparaissaient à des intervalles réguliers  dans le tableau ainsi dressé, par exemple les rapports de combinaison avec l'oxygène. Il constata une seule exception : celle du potassium et de l'argon. Il fallait les intervertir, pour que cette loi soit respectée. En effet,  le potassium est très proche  du lithium et du sodium au point de vue chimique. Ils donnent tous des oxydes identiques et nous remarquons la même chose pour les autres éléments situés dans une même colonne. L'argon comme l'hélium et le néon présentent  une inertie chimique.

Li₂O, Na₂O et K₂O
BeO , MgO et CaO
B₂O₃ et Al₂O₃
CO₂ et SiO₂
N₂O₅ et P₂O₅
F₂O₇ et Cl₂O₇

Les propriétés des éléments  ainsi que les formes et les propriétés des combinaisons qui en dérivent varient périodiquement en fonction des masses atomiques.

Comme nous venons de l'observer,  la classification des éléments en fonction de la masse atomique  fait apparaître une irrégularité parmi les vingt  premiers éléments. En continuant cet examen , nous constatons deux autres irrégularités . Pour respecter la similitude des propriétés à l'intérieur d'une même colonne, il faut placer le cobalt (58,9332) avant le nickel (58,70), et le tellure (127,60) doit précéder l'iode. Les études ultérieures montrèrent que la répartition des éléments dans la classification faite par Mendeleïev était tout à  fait exacte, et qu'elle était reliée directement à la structure atomique de la matière.

MOSELEY a montré que  les  irrégularités notées disparaissent en rangeant les éléments par ordre croissant de numéro atomiqu . C'est ce procédé qui sera retenu par la suite.

Pour mieux admirer le génie de Mendeleïev, nous allons souligner les prévisions qu'il  réalisa. À son époque,  trois éléments (le scandium, le gallium et le germanium) étaient inconnus. Il put en prévoir l'existence en leur attribuant une série de propriétés. Il laissa dans sa classification une place vide entre le calcium et le titane et appela cet élément , provisoirement,  l'ékabore qui devint par la suite le scandium. De la même façon,  il laissa deux cases vides entre le zinc et l'arsenic, et appela provisoirement ces deux éléments l'ékaaluminium (pour le gallium) et l'ékasilicium (pour le germanium).

Ses prévisions furent vérifiées par la découverte du gallium par LECOQ de BOISBAUDRAN: les propriétés  qu'il possédait étaient celles qui avaient été attribuées à l'ékaaluminium par Mendeleïev. De la même façon, la découverte du germanium  en 1886 par WINKLER corrobora aussi les prévisions de Mendeleïev.,

5.1) CONSTITUTION DU TABLEAU

Tous les éléments sont classés  par ordre croissant de numéro atomique  (Z) .

Une période correspond au remplissage d'un niveau d'énergie . Jusqu'à l'Uranium  , il y a sept périodes. Les éléments situés dans une même colonne constituent une FAMILLE ou un GROUPE d'éléments. Il faut bien noter que l'hydrogène n'est rattaché à aucune famille. Voici les noms des principales familles :

 I A Alcalins
 II A Alcalino-terreux
 VII A  Halogènes
 VIII A Gaz rares ou gaz nobles ou gaz inertes

Lorsqu'une famille ne porte pas de nom particulier, on lui donne celui de l'élément représentatif (en général le premier de la famille).

VI A Famille de l'oxygène

Pour retenir les éléments d'une même période,  on peut utiliser des moyens mnémotechniques. Voici par exemple une phrase qui permet de retenir les éléments de la troisième période:

Napoléon Mangea Allègrement Six Poulets   Sans   Clore l'Armistice .
Na      Mg              Al          Si      P       S             Cl           Ar

5.2) GRANDES RÉGIONS

Nous pouvons   distinguer six grandes parties   dans le tableau périodique :

1.  L'hydrogène (C'est un élément à part).

2.  Les métaux légers: IA (alcalins) et II A(alcalino-terreux) .

3.  Les métaux lourds ou éléments de transition (au milieu du tableau).

4. Les TERRES RARES sont subdivisées en deux ensembles d'éléments : la série des LANTHANIDES qui est rattachée à la sixième période et la série des ACTINIDES  qui est rattachée à la septième période.

5.  Les non-métaux (à droite du tableau périodique,  ceux qui sont encadrés) .

6.   Les gaz rares (VIII A) .

N.B. Les deux grandes catégories d'éléments sont les métaux et les non-métaux. Leurs propriétés sont opposées, comme le souligne le tableau ci-après. Entre ces deux extrêmes il existe des éléments dont les propriétés sont intermédiaires. Ces éléments  sont de meilleurs conducteurs d'électricité que les non-métaux, mais ils ont cependant une conductibilité inférieure à celle des métaux. Certains les nomment  métalloïdes. Le silicium, le germanium, l'arsenic et l'antimoine en sont des exemples. Les semi-conducteurs (germanium et silicium) utilisés dans la fabrication des transistors appartiennent à cette catégorie.

5.3) STRUCTURES ÉLECTRONIQUES

Du point de vue électronique , on construit le tableau périodique en appliquant des règles simples:

• On passe d'un élément au suivant en augmentant le numéro atomique de 1.
• Chaque période du tableau correspond au remplissage de la même couche électronique externe. Il y a sept périodes dans le tableau, et les nombres d'éléments, en commençant par la première période, sont respectivement : 2, 8, 8, 18, 18, 32. La septième période a six éléments jusqu'à l'uranium et dix-sept jusqu'au lawrencium (Z = 103).
• Les atomes d'une même famille d'éléments ont le même nombre d'électrons sur le dernier niveau .
• La série des lanthanides est rattachée à la sixième période et celle des actinides , à la septième.

Dans ces conditions,  nous utiliserons cette année deux représentations : les couches électroniques selon la structure de BOHR et de RUTHERFORD avec les  niveaux d'énergie  et la représentation de LEWIS. La mécanique quantique, qui ne sera pas abordée cette année, développe les équations mathématiques  des orbitales des différents électrons autour du noyau d'un atome. On introduit la notion fondamentale de nuage électronique et on définit la probabilité de présence d'un électron dans un petit volume. Une orbitale électronique est associée à cette probabilité.  Sur une orbitale il y a au maximum deux électrons. À titre d'exemple nous montrerons les deux modes de structures électronique avec les atomes  de sodium et de magnésium. Selon la  représentation BOHR et de RUTHERFORD  les électrons sont disposés autour du noyau sur plusieurs couches électroniques. Nous devons cependant respecter les conventions suivantes :

La couche  K  a au maximum  deux   électrons.
La couche  L  a au maximum  huit   électrons.
La couche M  a au maximum dix-huit  électrons.

En appliquant le principe de PAULI, on démontre que le nombre maximum d'électrons qui correspond à un niveau d'énergie donné (n) est 2n².

Sur la couche K : n=1   2 x 1² = 2
Sur la couche L : n=2   2 x 2² =  8
Sur la couche M: n=3   2 x 3² =  18

Sur chaque couche,  on doit placer d'abord un électron (singleton ou électron célibataire) par orbitale. Puis lorsque toutes les orbitales ont un électron célibataire, on ajoute le deuxième électron pour former la paire d'électrons. On commence par remplir la couche K. Lorsque celle-ci est saturée, on passe à la suivante, la couche L  et ainsi de suite. Le nombre d'électrons par orbitale est au maximum deux.

La représentation de LEWIS se limite aux électrons du dernier niveau  : les singletons sont symbolisés par des points et les paires par des segments.
 Le noyau de l'atome de sodium contient onze protons et douze neutrons. L'atome est électriquement neutre Il y a donc onze électrons autour du noyau :

deux électrons sur la couche K  (une paire occupant  une  orbitale) ;
huit électrons sur la couche L  (quatre paires occupant  quatre orbitales) ;
un électron sur la couche M  (un singleton   occupant  une orbitale) .

On peut indiquer cette structure de façon abrégée . Na :  2,8,1

Cette même configuration peut être plus simplifiée encore avec le trognon électronique. On  représente ainsi la partie stable de l'atome, c'est-à-dire ses couches électroniques internes. De ce  point de vue , le sodium possède les couches K et L de l'atome de néon. Son trognon électronique est donc l'atome de néon. Na :  [Ne] , 1

Dans la structure de LEWIS, nous devrons noter simplement l'électron de la dernière couche.

Le noyau de l'atome de magnésium contient douze  protons et douze  neutrons. L'atome est électriquement neutre . Il y a donc douze  électrons autour du noyau :

deux électrons sur la couche K  (une paire occupant  une orbitale) ;
huit électrons sur la couche L  (quatre paires occupant  quatre orbitales) ; deux électrons sur la couche M  (deux singletons occupant  deux  orbitales) .

On peut indiquer cette structure de façon abrégée . Mg :  2,8,2

Comme dans le cas du sodium,  le trognon électronique est  l'atome de néon. Seul le nombre d'électrons périphériques est modifié. Mg :  [Ne] , 2

Le dernier niveau d'énergie du magnésium porte deux singletons. Dans la représentation de LEWIS, nous aurons deux points qui symboliseront ces deux électrons célibataires.

53.1) STRUCTURES ÉLECTRONIQUES DANS UNE PÉRIODE

Les éléments d'une même période  ont le même nombre de niveaux électroniques et le même trognon électronique . Voici par exemple les configurations électroniques abrégées de la troisième période :

Na [Ne], 1     2,8, 1
Mg [Ne], 2     2,8, 2
Al [Ne], 3      2,8, 3
Si [Ne], 4      2,8, 4
P [Ne], 5       2,8, 5
S [Ne], 6       2,8, 6
Cl [Ne], 7      2,8, 7
Ar [Ne],8, 2,8, 8

53.2) STRUCTURES ÉLECTRONIQUES DES PRINCIPALES FAMILLES

Les éléments d'une même famille ont le même nombre d'électrons sur le dernier niveau électronique et possèdent des propriétés chimiques semblables.

Les alcalins ont un électron sur la dernière couche électronique.
Les alcalino-terreux ont deux  électrons périphériques(deux singletons).
Les éléments de la famille de l'oxygène  ont six  électrons périphériques ( deux paires et deux singletons).
Les halogènes ont sept électrons périphériques ( trois paires et un  singleton).
Les gaz rares  ont huit  électrons périphériques( quatre paires).

53.3) FORMATION DES IONS

Les gaz rares sont inertes chimiquement. Une structure électronique périphérique à huit électrons, c'est-à-dire quatre orbitales avec chacune une paire d'électrons, est stable. Lorsque des atomes réagissent ensemble, ils tendent à acquérir la structure du gaz rare le plus proche.

Les électrons de valence sont les électrons qui sont situés sur le dernier niveau électronique et qui servent à former les liaisons chimiques. Leur nombre est égal en général au nombre d'électrons périphériques, sauf pour les gaz rares. Puisque ces derniers sont stables chimiquement, leur nombre d'électrons de valence est égal à zéro. Au cours d'une réaction chimique,  les atomes ont tendance à capter ou à perdre des électrons pour devenir stables chimiquement. Ils se transforment ainsi en particules chargées électriquement, appelées des IONS. Ainsi l'atome de sodium perd un électron pour prendre la structure stable du néon. L'atome de sodium  contient onze protons et onze électrons.  La particule obtenue a onze protons et dix électrons. Elle a une charge  positive : c'est un ION POSITIF ou  CATION, représenté par Na⁺ . L'atome de chlore gagne un électron pour prendre la structure stable de l'argon. L'atome de chlore contient dix-sept  protons et dix-sept électrons.  La particule obtenue a  dix-sept  protons et dix-huit  électrons. Elle a une charge négative :  c'est un ION NÉGATIF ou  ANION, représenté par Cl^-. De la même façon l'atome de magnésium perd deux électrons pour prendre la structure stable du néon. L'atome de magnésium  contient douze protons et douze électrons.  La particule obtenue a  douze  protons et dix électrons. Elle a deux charges positives : c'est un ION POSITIF ou  CATION, représenté par Mg²⁺.

o Les éléments métalliques sont des donneurs d'électrons . Pour devenir stables,  les atomes des éléments métalliques ont tendance à perdre un ou plusieurs électrons, se transformant ainsi en IONS POSITIFS OU CATIONS.

-Les atomes alcalins (IA) perdent un électron pour devenir stables (Li⁺,  Na⁺ ,  K⁺ ).
- Les atomes alcalino-terreux perdent deux électrons  (Be^{2+ ,}  Mg²⁺,   Ca²⁺,   Ba²⁺ ).

o Les éléments non-métalliques sont des accepteurs d'électrons. Pour devenir stables les atomes captent un ou plusieurs électrons, se transformant ainsi en IONS NÉGATIFS OU ANIONS.
- Les atomes des halogènes (VIIA) captent un électron pour devenir stables (F^-, Cl^- , Br^-,    I^- ) .
- Les atomes des éléments de la famille de l'oxygène  (VIA) captent deux électrons pour devenir stables  (O^2-(ion oxyde) , S^2- (ion  sulfure) ).
Entre un métal et un non-métal, on obtiendra une liaison ionique, qui provient de la force d'attraction électrique qui s'exerce entre un cation et un anion. Ainsi dans le sel, il existe des liens ioniques entre les cations Na⁺ et les anions C^l-.

5.4) PROPRIÉTÉS PÉRIODIQUES

Au laboratoire,  on observe les halogènes à la température ambiante. Le fluor et le chlore sont gazeux. Le brome est liquide et l'iode est solide. Nous en déduisons que la température de fusion augmente lorsqu'on passe du fluor à l'iode.

Les alcalins sont des métaux qui sont très réactifs. On doit les protéger de l'oxygène contenu dans l'air, et c'est pour cette raison qu'il faut les conserver dans une huile lourde, le kérosène.

Prenons un petit morceau de lithium et plaçons-le dans un têt à combustion. On l'enflamme avec un bec Bunsen, puis on le plonge dans une bouteille qui contient de l'oxygène. La même expérience est reprise avec le sodium et le potassium. Qu'observe-t-on ? Les métaux alcalins réagissent très facilement avec le dioxygène, et on observe que l'activité chimique augmente lorsqu'on passe du lithium au potassium. Avec le potassium, la combustion est très violente et peut même être dangereuse. Dans ces trois réactions,  il se forme des oxydes métalliques.

Sodium  + Dioxygène --->  Oxyde de sodium

  4 Na       +     O₂     --->  2 Na₂O

Recommençons la même série d'expériences  en remplaçant le dioxygène par du dichlore. Qu'observe-t-on ? Dans les trois cas,  il se forme  un produit blanc, le chlorure métallique.

Sodium  + Dichlore ---> Chlorure de sodium
   2 Na      +    Cl₂   ---> 2 NaCl

C'est encore avec le potassium que la réaction est la plus violente.

La réaction de ces trois métaux avec l'eau est très spectaculaire. Dans un cristallisoir, on verse de l'eau et on y ajoute quelques gouttes de phénolphtaléine. On prend un petit morceau de lithium que l'on jette à la surface de l'eau. Du dihydrogène se dégage, et on observe que la phénolphtaléine vire au  rose. Avec le lithium en général,  le métal réagit sans s'enflammer. Le sodium s'enflamme quelquefois,  et le potassium s'enflamme toujours immédiatement.
Dans ce cas encore,  l'activité chimique augmente du lithium au potassium.

La loi périodique s'énonce comme suit :

Les propriétés physiques et chimiques des éléments sont des fonctions périodiques du numéro atomique.

Les éléments qui possèdent des propriétés chimiques semblables apparaissent à des intervalles réguliers dans le tableau.

Les propriétés varient de façon progressive dans une période, alors qu'elles sont semblables dans une famille.

54.1) TEMPÉRATURES DES CHANGEMENTS D'ÉTAT ET DENSITÉS

ALCALINS : Les températures de fusion et d'ébullition diminuent lorsque le numéro atomique augmente.  Les densités augmentent lorsque le numéro atomique augmente.

FAMILLE DE L'OXYGÈNE  : Les températures de fusion et d'ébullition augmentent lorsque le numéro atomique augmente.

HALOGÈNES  : Les températures de fusion et d'ébullition augmentent lorsque le numéro atomique augmente.

GAZ RARES  : La température de fusion,  la température d'ébullition et la densité  augmentent lorsque le numéro atomique augmente.

Dans une période,  les points de fusion et d'ébullition augmentent jusqu'à ce que les propriétés métalliques disparaissent.

54.2) VARIATION DE LA CONDUCTIBILITÉ

La conductibilité thermique varie en général dans le même sens que la conductibilité électrique: une augmentation  suivie d'une diminution. Ainsi dans la famille des alcalins,  elle augmente d'abord lorsqu'on passe du lithium au sodium, puis elle diminue graduellement  jusqu'au  césium .

54.3) VARIATION DU RAYON ATOMIQUE

Le volume atomique augmente lorsque le nombre de couches électroniques s'accroît . Cela signifie que,  dans une même famille,  le rayon atomique augmente lorsque le numéro atomique augmente. Les rayons atomiques sont mesurés en nanomètres   (milliardième partie du mètre).

Les résultats expérimentaux prouvent que le rayon atomique diminue dans une période lorsque le numéro atomique croît. Expliquons ce résultat en considérant les deux éléments extrêmes : le lithium (Z = 3) et le fluor (Z = 9). La force électrique entre l'électron de valence et le noyau sera plus grande dans le cas du fluor. En effet la charge du noyau de fluor est  trois fois plus grande que celle du lithium. Il s'ensuit que l'électron de valence du fluor sera plus attiré par le noyau,  donc plus rapproché du noyau. Lorsqu'on se déplace dans une période, le rayon atomique diminue lorsque le numéro atomique augmente.

54.4) VARIATION DE L'INDICE D'ÉLECTRONÉGATIVITÉ

L'indice d'électronégativité est un nombre qui mesure l'affinité électronique d'un élément, c'est-à-dire son pouvoir d'attraction sur les électrons. Plus un atome a tendance à attirer un électron,  et plus son affinité électronique est grande. L'électronégativité augmente lorsque le numéro atomique diminue dans une famille. En revanche elle augmente dans une période lorsque le  numéro atomique augmente.

L'atome de fluor est l'atome le plus électronégatif  du tableau.  C'est l'atome de francium (Fr) qui est le plus électropositif.

54.5) VARIATION DE L'ÉNERGIE D'IONISATION

L'énergie d'ionisation est l'énergie qu'il faut fournir à un atome sous l'état gazeux pour lui arracher un électron.  Elle provient de la force électrique qui s'exerce entre l'électron de valence et le noyau atomique et elle dépend par conséquent  de deux facteurs:

- du rayon atomique. Plus il augmente et plus l'énergie d'ionisation diminue ;
-de la charge nucléaire du noyau , soit  le nombre de protons . Plus la charge nucléaire augmente et plus l'énergie d'ionisation augmente.

Lorsque les deux effets agissent en sens contraire, c'est la distance (rayon atomique) qui joue le rôle le plus important. Cela nous explique pourquoi l'énergie d'ionisation diminue dans une famille lorsque le numéro atomique augmente (l'effet distance est plus important). D'autre part, l'énergie d'ionisation augmente de gauche à droite dans une période (les deux effets contribuent à cette augmentation).

54.6) VARIATION DE L'ACTIVITÉ CHIMIQUE

Dans toutes les expériences que nous avons signalées avec les alcalins, le métal doit perdre un électron. En conséquence, la réaction sera d'autant plus violente que l'énergie d'ionisation sera  faible.

POUR LES ALCALINS,  L'ACTIVITÉ CHIMIQUE AUGMENTE LORSQUE L'ÉNERGIE D'IONISATION DIMINUE (QUAND ON SE DÉPLACE VERS LE BAS DU TABLEAU PÉRIODIQUE).
En ce qui concerne les halogènes,   l'activité chimique varie dans le sens contraire. Les réactions des halogènes avec le  sodium par exemple deviennent de plus en plus vives lorsqu'on passe  de l'iode au fluor.  POUR LES HALOGÈNES (VII A), L'ACTIVITÉ CHIMIQUE AUGMENTE LORSQUE L'INDICE D'ÉLECTRONÉGATIVITÉ AUGMENTE (QUAND ON SE DÉPLACE VERS LE HAUT DU  TABLEAU PÉRIODIQUE) . On observerait une réaction particulièrement violente en faisant réagir l'élément le plus électropositif (le francium) avec  l'élément le plus électronégatif  (le fluor) .

54.7) VARIATION DU CARACTÈRE MÉTALLIQUE

Les métaux ont plusieurs caractéristiques physiques, comme la conductibilité électrique ou thermique, la ductilité et la malléabilité. Au  regard de ces propriétés,  le caractère métallique diminue lorsqu'on se déplace de la gauche vers la droite dans une période ou du haut vers le bas dans une famille.
La règle de Sanderson constitue un moyen mnémotechnique pour déterminer si un élément appartient à l'ensemble des métaux. Un élément est considéré comme un métal si le nombre d'électrons périphériques est inférieur ou égal au numéro de la période dans laquelle il se trouve. Par exemple,  dans la cinquième période, le polonium a cinq électrons périphériques et est considéré comme un métal. Dans cette même période,  l'astate qui a six électrons périphériques est considéré comme un non-métal. Observons maintenant deux éléments appartenant à une même famille, le bore et l'aluminium. Le bore, situé dans la deuxième période, a trois électrons périphériques et est  un non-métal. L'aluminium appartient à la troisième période et a trois électrons périphériques : c'est un métal.

6. STRUCTURES MOLÉCULAIRES DES SUBSTANCES PURES

6.1) RÈGLE DE L'OCTET

Nous savons qu'un atome est stable chimiquement , s'il possède huit électrons périphériques (quatre paires occupant quatre orbitales). C'est la règle de l'octet. Lorsqu'un atome ne satisfait pas  à cette règle, il aura tendance à s'unir à d'autres atomes pour obtenir une structure périphérique à huit électrons. La particule obtenue est une molécule. En connaissant le nombre de liens chimiques des atomes entrant en combinaison, il sera possible de déterminer la formule chimique de la molécule obtenue .

6.2) NOMBRE DE LIENS D'UN MÉTAL

L'atome d'un métal alcalin (famille I A ) a un  singleton périphérique qui sera capable de donner un  lien  chimique. L'atome d'un métal alcalino-terreux (famille II A ) a deux singletons périphériques qui seront capables de donner deux liens chimiques. L'atome d'aluminium (famille III A ) a trois singletons périphériques qui seront capables de donner trois  liens  chimiques. Le nombre de liens d'un métal (LM)  est égal au numéro de sa famille.

6.3) NOMBRE DE LIENS D'UN NON-MÉTAL

L'atome d'un halogène (famille VII A ) a sept électrons périphériques (1 singleton  et 3 paires) . Le singleton  sera capable d'échanger un  lien chimique. L'atome d'un élément de la famille de l'oxygène (famille VI A ) a six électrons périphériques ( 2 singletons et deux paires ) . Les deux singletons peuvent donner  deux liens chimiques. L'atome d'azote (famille V A ) a cinq électrons périphériques  (trois singletons  et une paire) .  Les trois singletons seront capables de donner trois  liens  chimiques. Nous savons que les non-métaux, du point de vue chimique, se caractérisent par le fait qu'ils attirent les électrons. Donc,  pour devenir stables chimiquement, ils capteront des électrons. Le nombre de liens d'un non-métal  est égal à huit diminué du  numéro de sa famille.

6.4) MÉTHODE ALGÉBRIQUE DE DÉTERMINATION DE LA FORMULE MOLÉCULAIRE

Nous envisageons d'abord  le cas  de la combinaison  d'un métal (M) avec un non-métal (NM). La formule chimique du composé qui résulte de la combinaison de ces deux atomes peut s'écrire: M_xNM_y (x : nombre d'atomes du métal M et y : nombre d'atomes du non-métal  NM). Les nombres d'atomes (x et y)  sont calculés facilement avec les formules suivantes, qui découlent de l'égalité entre les nombres d'électrons mis-en-jeu, par le métal et le non-métal (NF_M désigne le numéro de la famille du métal et NF_NM désigne le numéro de la famille du non-métal).

Envisageons maintenant la combinaison  d'un non-métal (A) avec un autre non-métal (B).La formule chimique du composé qui résulte de la combinaison de ces deux atomes  peut s'écrire: A_aB_b. Si P  désigne le   plus petit commun multiple de  (8-NF_A ) et de ( 8 - NF_B), les indices moléculaires (a et b)  sont calculés  avec les formules ci-dessus.

6.5) LIENS IONIQUES

Dans les substances ioniques que nous étudierons dans le troisième module, le lien est dû à la force électrique qui s'exerce entre les cations et les anions formant la substance. Il s'agit d'une liaison ionique. Ce type de liaison s'exerce en général entre un métal et un non-métal: entre un donneur d'électrons (métal) et un accepteur d'électrons (non-métal).

6.6) LIENS COVALENTS

Les éléments non métalliques sont formés de molécules  : Cl₂ , O₂ , N₂ , S₈ . L'atomicité désigne le nombre d'atomes dans une molécule . Lorsque l'atomicité est de 2, 3,  . etc. , la substance est diatomique, triatomique,. etc.

.
 Une molécule  résulte d'un «mariage» entre plusieurs atomes. Chaque atome tend à augmenter sa stabilité en diminuant son énergie.  Plus les liens sont forts,  plus la molécule est stable. Les liens qui unissent les non métaux sont dûs à une mise en commun d'une ou plusieurs paires d'électrons: ce sont des liens covalents.

Dans la représentation de LEWIS, les électrons périphériques sont représentés  par des points. Nous rappelons qu'une couche périphérique, à partir de la deuxième période, a au plus quatre orbitales. Lorsqu'on ajoute des électrons, on doit commencer par placer un électron sur chaque orbitale. Dans la notation de Lewis, chaque orbitale occupe le côté d'un carré imaginaire, au centre duquel on écrit le symbole de l'atome. On commence donc par placer un électron sur chaque côté du carré et, lorsqu'il y a un électron sur chaque côté du carré, on commence à compléter les paires d'électrons. Les paires sont représentées par deux points ou par un segment. Les liens chimiques, dans une molécule,  sont formés par les électrons célibataires appartenant à deux atomes différents.

La molécule de dichlore résulte de la réunion  de deux atomes de chlore. Du point de vue électronique, les deux atomes mettent en commun leur singleton pour donner la paire d'électrons qui forme la liaison, de telle sorte qu'ils ont chacun huit électrons périphériques et qu'ils sont par conséquent stables chimiquement. Les deux atomes de chlore sont liés par les deux singletons: la paire d'électrons qui relie les atomes forme un lien covalent.

Expliquons maintenant la formation de la molécule d'eau . L'atome d'oxygène met en commun ses deux singletons avec les deux singletons de deux atomes d'hydrogène. L'oxygène a alors huit électrons périphériques et est stable, et l'hydrogène avec deux électrons périphériques a acquis la structure stable de l'hélium.Dans la molécule d'eau, il y a deux liens. Dans la représentation structurale, on exprime ces deux liens. La molécule est angulaire, et l'angle entre les deux liens  O--H est  de 104,5  ° .

Les molécules d'éléments moléculaires possèdent en général un lien chimique .

La molécule de dioxygène (  O₂ ) a deux liens parce que l'atome d'oxygène a deux singletons.

 La molécule de diazote ( N₂ ) possède trois liens parce que chaque atome a trois singletons.

6.3) MODÈLES DIMENSIONNELS

Lorsqu'on utilise les boîtes de modèles moléculaires, on précise les positions des atomes dans l'espace.  Nous donnerons cette année quelques notions fondamentales sur la géométrie des molécules.

63.1) MOLÉCULES LINÉAIRES

Lorsque l'atome central est un alcalino-terreux, la molécule est linéaire (MX₂ , où M désigne un atome de métal alcalino-terreux, et  X désigne un atome d'halogène ou d'hydrogène ). Le dioxyde de carbone (CO₂) a une structure linéaire. Les molécules diatomiques sont nécessairement linéaires .

63.2) MOLÉCULES PLANES BX₃

Lorsque l'atome central est le bore, la molécule est plane, avec des angles voisins de 120° entre les trois liens chimiques (BX₃, où X désigne un atome d'hydrogène ou d'halogène).

63.3) MOLÉCULES ANGULAIRES AB₂

Lorsque l'atome central est le soufre ou l'oxygène, la molécule est angulaire, avec un angle voisin de 104  ° entre les deux liens chimiques (AB₂, où A désigne un atome de soufre ou d'oxygène, et  B désigne un atome d'hydrogène ou d'halogène).

63.4) MOLÉCULES PYRAMIDALES AB₃

La molécule est une pyramide à base triangulaire dont le sommet est l'atome central (A) . Dans la molécule d'ammoniac (NH₃), les trois atomes d'hydrogène sont situés au sommet d'un triangle équilatéral.  Les faces sont des triangles isocèles dont l'angle au sommet mesure 107 °. La distance N--H mesure 1,02 Å. La molécule de phosphore (P₄) a aussi une structure pyramidale.

63.5) MOLÉCULES  TÉTRAÉDRIQUES AB₄

Lorsque l'atome central est le carbone ou le silicium, la molécule est un tétraèdre (AB4, où A désigne un atome de carbone  ou de silicium , et où B désigne un atome d'hydrogène ou d'halogène). La molécule de méthane (CH₄) est tétraé-drique. L'atome de carbone est situé au centre du tétraèdre, et il y a un atome d'hydrogène à chaque sommet. L'angle entre les deux liens C--H est de 109,5°, et la distance entre le carbone et l'hydrogène est de  1,1 Å.

En résumé,  nous pouvons comparer les intérêts de ces différentes représentations.

La formule moléculaire renseigne uniquement sur la nature et le nombre des atomes contenus dans la molécule.

La notation de LEWIS ajoute un renseignement supplémentaire, puisqu'on y représente les paires d'électrons qui assurent les liens.

La représentation structurale précise en plus la position des atomes, les uns par rapport aux autres, dans un plan.
Avec les modèles dimensionnels, on peut en plus localiser  les atomes dans l'espace.

7. RÈGLES DE NOMENCLATURE DES COMPOSÉS

L'établissement d'une formule moléculaire repose sur deux  principes fondamentaux:

• Pour un composé ionique, on place en premier le cation.
• Avec un composé covalent, c'est l'élément  qui se trouve le premier dans la liste suivante: Rn, Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F.

Les règles de nomenclatures sont régies par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA). Elles se fondent sur deux principes fondamentaux:

• Pour nommer un composé chimique, on doit lire la formule moléculaire de droite à gauche.
• Pour indiquer les proportions stoechiométriques, on place devant les noms des éléments les préfixes suivants: mono, di, tri, tétra (tétr), penta (pent), hexa, hepta, octa, nona (ou ennéa), déca, undéca (ou hendéca), dodéca.

NOMENCLATURE DES  COMPOSÉS BINAIRES (DEUX ÉLÉMENTS)

Pour nommer un composé binaire, il suffit d'appliquer la règle suivante:

RACINE DE L'ÉLÉMENT À DROITE + SUFFIXE URE OU YDE (AVEC L'OXYGÈNE) + NOM DE L'ÉLÉMENT À GAUCHE

NOMENCLATURE DES CATIONS

On nomme l'élément (ou le nom du cation polyatomique) suivi du nombre d'oxydation entre parenthèses (lorsque l'élément peut présenter plusieurs états d'oxydation):

ION + NOM DE L'ÉLÉMENT + (NOMBRE D'OXYDATION)

NOMENCLATURE DES  ANIONS

Avec un anion monoatomique, on nomme la racine de l'élément suivi  du suffixe URE ou YDE (dans le cas de l'oxygène):

ION + RACINE DE L'ÉLÉMENT + URE OU YDE

OH^-  est l'ion hydroxyde (ion caractéristique des bases) et CN^- est l'ion cyanure. Avec les autres anions polyatomiques, on nomme l'atome central auquel on ajoute le suffixe ATE pour les atomes liés à l'atome central, on ajoute le suffixe OXO:

ION + racine des atomes liés à l'atome central  + OXO + racine de l'atome central  + ATE + (nombre d'oxydation de l'atome central)

NOMENCLATURE DES  SELS

NOM DE L'ANION + NOM DU CATION Na₂CO₃ :

Trioxocarbonate de disodium
CaCO₃ :Trioxocarbonate de calcium

Pour indiquer le nombre d'anions polyatomiques contenus dans la substance, on fait précéder l'ensemble du nom de l'anion , placé entre parenthèses des nombres multiplicatifs bis, tris, tétrakis, pentakis, etc. :

Al₂(SO₄)₃  : Tris (tétroxosulfate) de dialuminium
Ca₃(PO₄)₂ : Bis (tétroxophosphate) de tricalcium

NOMENCLATURE DES  BASES

On applique la règle précédente, l'anion étant l'ion hydroxyde HYDROXYDE + NOM DU CATION

NaOH:  Hydroxyde de sodium
Ca(OH)₂:  Diydroxyde de calcium

NOMENCLATURE DES  ACIDES

On applique encore la règle de nomenclature des sels, le cation étant l'ion hydrogène ou proton (H⁺)

Nom de l'anion +  hydrogène précédé du préfixe indiquant le nombre d'atomes HCl  Chlorure d'hydrogène

H₂SO₄: Tétroxosulfate de dihydrogène

L'ancienne nomenclature persiste encore surtout dans les compagnies; Pour nommer les acides binaires, on utilisait la règle suivante:

ACIDE +  RACINE DE L'ÉLÉMENT À DROITE + HYDRIQUE HBr:   Acide bromhydrique
HCl:   Acide iodhydrique

La formule moléculaire d'un oxacide contient trois éléments: l'hydrogène, l'oxygène et un troisième élément. Pour nommer les oxacides , on utilisait la règle suivante:

ACIDE +  RACINE DU TROISIÈME ÉLÉMENT + IQUE H₂SO₄:  Acide sulfurique
HNO₃: Acide nitrique

© René-Yves Hervé2008

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