Structure atomique et tableau périodique

• Les atomes sont les blocs constitutifs : protons et neutrons dans un noyau minuscule, électrons dans des couches ; la couche externe régit la chimie.
• Le tableau périodique classe les éléments par numéro atomique ; les groupes partagent les électrons de la couche externe et donc des propriétés similaires.
• Le groupe 0 est inerte, le groupe 1 devient plus réactif vers le bas, le groupe 7 moins ; les métaux de transition (chimie uniquement) se comportent différemment du groupe 1.

Toutes les substances sont constituées d'atomes — la plus petite partie d'un élément qui peut exister. Chaque élément possède un symbole chimique (O, Na, …) ; environ 100 éléments existent, répertoriés dans le tableau périodique.

Les composés se forment lorsque des éléments s'associent chimiquement en proportions fixes ; ils sont représentés par des formules et ne peuvent être séparés en leurs éléments constitutifs que par des réactions chimiques. Les réactions chimiques produisent toujours une ou plusieurs nouvelles substances, souvent avec un changement d'énergie détectable. Équations : équations littérales et équations symboliques avec des formules équilibrées ; (HT) demi-équations équilibrées et équations ioniques.

Mélanges : deux ou plusieurs éléments ou composés non liés chimiquement ; chaque substance conserve ses propriétés. Séparés uniquement par des procédés physiques — aucune nouvelle substance n'est formée :

• filtration — solide insoluble à partir d'un liquide;
• cristallisation — solide dissous à partir d'une solution;
• distillation simple — liquide à partir d'un solide dissous (et de solvants);
• distillation fractionnée — liquides ayant différents points d'ébullition;
• chromatographie — substances solubles dans un mélange.

Évolution du modèle de l'atome : les atomes ont été considérés initialement comme des sphères indivisibles → la découverte de l'électron a conduit au modèle au pudding aux pruneaux (boule de charge positive avec des électrons négatifs intégrés) → l'expérience de diffusion alpha a montré que la masse et la charge positive étaient concentrées dans un noyau central (modèle nucléaire) → Bohr : les électrons orbitent à des distances spécifiques → identification des protons dans le noyau → Chadwick : le neutron. De nouvelles preuves modifient ou remplacent les modèles.

Dans un atome, protons = électrons, donc pas de charge nette. Numéro atomique = protons ; numéro de masse = protons + neutrons. Les atomes du même élément avec un nombre différent de neutrons sont des isotopes. Rayon atomique ≈ 0.1 nm (1 × 10⁻¹⁰ m) ; le noyau est inférieur à 1/10 000 de cette taille. Presque toute la masse est contenue dans le noyau.

La masse atomique relative (Ar) est une moyenne pondérée par l'abondance des isotopes — on la calcule à partir des pourcentages d'abondance. Structure électronique : les électrons remplissent d'abord les niveaux les plus bas — le sodium est 2,8,1 ; représenter les vingt premiers éléments tant sous forme numérique que schématique.

Le tableau classe les éléments par numéro atomique (numéro de proton), afin que les éléments aux propriétés similaires soient regroupés dans des groupes (colonnes). Même groupe = même nombre d'électrons de couche externe = propriétés chimiques similaires. Expliquer la position d'un élément à partir de sa structure électronique ; prédire sa réactivité probable selon sa position.

Évolution : les premiers tableaux classaient par poids atomique — incomplets, avec certains éléments mal placés. Mendeleev a laissé des trous pour des éléments non encore découverts et parfois modifié l'ordre ; ses éléments prédits ont été trouvés, validant son tableau. La découverte des isotopes a ensuite expliqué pourquoi le classement par poids atomique était parfois erroné.

Métaux et non-métaux : les métaux forment des ions positifs ; les non-métaux non. Les métaux se situent à gauche et en bas ; les non-métaux à droite et en haut. Connaître les différences physiques et chimiques caractéristiques, et relier la structure atomique à la position.

Groupe 0 — gaz nobles : inertes — arrangements stables de la couche externe (8 électrons externes ; hélium 2), donc ils ne forment pas facilement de molécules. Les points d’ébullition augmentent en descendant dans le groupe (avec la masse atomique relative).

Groupe 1 — métaux alcalins : un électron externe. Réactions du Li, du Na et du K avec l’oxygène, le chlore et l’eau (p. ex. 2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂). La réactivité augmente en descendant dans le groupe — l’électron externe est perdu plus facilement à distance croissante du noyau.

Groupe 7 — halogènes : sept électrons externes ; non-métaux, molécules diatomiques (Cl₂, Br₂, I₂). La réactivité diminue en descendant dans le groupe ; les points de fusion et d’ébullition augmentent. Un halogène plus réactif déplace un halogène moins réactif d’une solution saline (le chlore déplace le brome du bromure de potassium).

Par rapport au groupe 1, les éléments de transition (exemplifiés par Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu) ont des points de fusion plus élevés, des densités, une résistance mécanique et une dureté supérieures, et sont moins réactifs avec l’oxygène, l’eau et les halogènes.

Propriétés typiques : ions portant différentes charges (Fe²⁺/Fe³⁺), composés colorés, et utilisation comme catalyseurs (fer dans le procédé Haber).

• Tableau p/n/e, numéros atomiques et de masse, isotopes, Ar à partir de l’abondance, 2,8,x structures pour les premiers 20.
• Chronologie du modèle atomique : sphère → pudding aux pruneaux → nucléaire → Bohr → proton → neutron.
• Cinq méthodes de séparation chacune associée à un mélange ; lacunes de Mendeleev et explication des isotopes.
• Tendances des groupes 0/1/7 avec explications électroniques ; équations de déplacement des halogènes.
• (Chim) métaux de transition vs groupe 1 : quatre différences plus ions, couleurs, catalyseurs.