Atomes, éléments et composés

Toutes les substances sont constituées d'environ 100 blocs de construction simples. Savoir comment ils sont assemblés permet de classer chaque substance dans l'un des trois groupes.

• Un élément est une substance constituée d'un seul type d'atome. On ne peut pas le décomposer en rien de plus simple par une réaction chimique. Exemples : cuivre, oxygène, carbone.
• Un composé est deux éléments ou plus chimiquement liés (enchaînés). Les atomes sont joints dans un rapport fixe. Exemples : eau, dioxyde de carbone. Un composé a des propriétés différentes de celles des éléments qui le composent.
• Un mélange est deux substances ou plus simplement mélangées, non chimiquement liées. Les composants conservent leurs propres propriétés et peuvent être séparés par des méthodes physiques. Exemple : air.

La différence clé : dans un composé, les éléments sont liés et ne peuvent être séparés que par des réactions chimiques ; dans un mélange, ils ne sont pas liés et sont faciles à séparer.

À l'intérieur de l'atome

Chaque atome possède un petit centre dense appelé noyau. Autour de celui-ci, des électrons se déplacent dans des coquilles (niveaux d'énergie). Le noyau contient des protons et généralement des neutrons. Le noyau commun de l'hydrogène-1 a un proton et aucun neutron.

Chaque particule a une masse relative et une charge relative. Vous devez apprendre ces valeurs :

Un atome n'a aucune charge globale car il a un nombre égal de protons ($+1$ chacun) et d'électrons ($-1$ chacun).

Numéro protonique et numéro de masse

Deux nombres décrivent un atome :

• Le numéro atomique (aussi appelé numéro de proton) est le nombre de protons dans le noyau. Il indique quel élément est l'atome.
• Le nombre de masse (aussi appelé nombre nucléonique) est le nombre total de protons et de neutrons dans le noyau.

Donc le nombre de neutrons $=$ numéro de masse $-$ numéro protonique.

Les deux nombres sont inscrits sur le symbole : le nombre de masse en haut à gauche et le nombre de protons en bas à gauche, comme dans $^{23}_{11}\text{Na}$.

Exemple corrigé. Déterminez le nombre de protons, de neutrons et d’électrons dans $^{27}_{13}\text{Al}$, $^{27}_{13}\text{Al}^{3+}$ et $^{32}_{16}\text{S}^{2-}$.

Une charge positive signifie que des électrons ont été perdus : il faut donc soustraire ; une charge négative signifie que des électrons ont été gagnés : il faut donc additionner. Le nombre de protons et celui de neutrons ne changent jamais lors de la formation d’un ion.

Configuration électronique

Les électrons remplissent les coquilles de l'intérieur vers l'extérieur. La première coquille contient jusqu'à 2 électrons ; les suivantes contiennent jusqu'à 8 chacune (pour les premiers 20 éléments). La configuration électronique répertorie le nombre d'électrons dans chaque coquille, en partant de l'intérieur.

Par exemple, un atome avec 13 électrons a la configuration $2,8,3$. Le sodium (numéro protonique 11) est $2,8,1$. Le calcium (numéro protonique 20) est $2,8,8,2$.

La configuration renvoie au Tableau périodique :

• Le numéro d'un Groupe (Groupes I à VII) correspond au nombre d'électrons dans la couche externe. Ainsi, $2,8,1$ appartient au Groupe I.
• Le numéro d'une Période correspond au nombre de couches contenant des électrons. Donc $2,8,1$ possède trois couches, il se trouve donc dans la Période 3.
• Les gaz nobles du Groupe VIII (ou 0) possèdent une couche externe complète, ce qui les rend très inactifs chimiquement.

Les isotopes sont des atomes d'un même élément ayant le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons. Comme leur nombre de protons est identique, ils appartiennent au même élément. En revanche, comme leur nombre de neutrons diffère, leurs nombres de masse sont différents.

Vous écrivez un atome avec son numéro de masse en haut et son numéro protonique en bas, comme $^{12}_{6}\text{C}$. Pour un ion, vous ajoutez la charge, comme $^{35}_{17}\text{Cl}^{-}$.

Les isotopes d'un élément ont des propriétés chimiques identiques. Cela s'explique par le fait que les réactions chimiques ne concernent que les électrons, et que les isotopes possèdent le même nombre d'électrons ainsi que la même configuration électronique. (Les neutrons supplémentaires modifient uniquement la masse.)

Calcul de la masse atomique relative

La masse atomique relative ($A_r$) d'un élément est la masse moyenne de ses atomes, en tenant compte de l'abondance de chaque isotope. L'abondance représente le pourcentage de chaque isotope.

Par exemple, le chlore est composé à 75 % de $^{35}\text{Cl}$ et à 25 % de $^{37}\text{Cl}$ :

Exemple résolu. Le bore possède deux isotopes, $^{10}\text{B}$ et $^{11}\text{B}$, et sa $A_r$ est de 10,8. Déterminez le pourcentage de chacun. Posons que l'abondance de $^{11}\text{B}$ soit $x$, alors l'abondance de $^{10}\text{B}$ sera $(100 - x)$. Ainsi,

on obtient $11x + 1000 - 10x = 1080$, soit $x = 80$. Le bore est donc composé à 80 % de $^{11}\text{B}$ et à 20 % de $^{10}\text{B}$. Vérifiez avec le bon sens : 10,8 se rapproche davantage de 11, donc l'isotope lourd doit être le plus abondant. Si votre résultat attribue la majorité à l'isotope le plus éloigné de $A_r$, vous avez inversé les proportions.

Un ion est un atome (ou un groupe d'atomes) qui a perdu ou gagné des électrons, lui conférant ainsi une charge électrique.

• Un atome métallique perd des électrons pour former un ion positif, appelé cation.
• Un atome non métallique gagne des électrons pour former un ion négatif, appelé anion.

Les atomes font cela pour obtenir une couche externe complète, comme celle d’un gaz noble. La charge de l’ion découle donc du groupe :

Les métaux perdent leurs électrons externes ; les non-métaux en gagnent suffisamment pour remplir leur couche. Le nom d’un ion négatif monoatomique se termine par -ure ou -yde : chlorure, oxyde, sulfure, nitrure.

Formation d'une liaison ionique

Une liaison ionique est une forte attraction électrostatique entre des ions de charges opposées (un ion $+$ et un ion $-$ s'attirent).

De nombreux composés ioniques courants résultent de la combinaison d'un métal et d'un non-métal. Prenons le chlorure de sodium, $\text{NaCl}$. Le sodium ($2,8,1$) cède son unique électron de sa couche externe au chlore ($2,8,7$). Le sodium devient alors $\text{Na}^{+}$ ($2,8$) et le chlore devient $\text{Cl}^{-}$ ($2,8,8$). Tous deux possèdent désormais une couche externe complète, et les charges opposées s'attirent.

On peut représenter ce processus par un schéma point-croix : dessinez les électrons de valence de chaque atome sous forme de points pour un élément et de croix pour l'autre, puis montrez le transfert de l'électron du métal vers le non-métal.

(Complément) Autres métaux et non-métaux. Dans l’oxyde de magnésium, le magnésium ($2,8,2$) donne deux électrons à l’oxygène ($2,6$), formant $\text{Mg}^{2+}$ ($2,8$) et $\text{O}^{2-}$ ($2,8$). Lorsque les nombres d’électrons ne correspondent pas, plusieurs atomes d’un même élément interviennent : dans le chlorure de magnésium, un atome de magnésium donne un électron à chacun des deux atomes de chlore, si bien que la formule est $\text{MgCl}_2$.

Exemple corrigé (formule d’un composé ionique). Déterminez les formules du sulfure de potassium et de l’oxyde d’aluminium. La charge positive totale doit être égale à la charge négative totale en valeur absolue.

• Sulfure de potassium : $\text{K}^+$ et $\text{S}^{2-}$. Deux ions $\text{K}^+$ équilibrent un ion $\text{S}^{2-}$ : $\text{K}_2\text{S}$.
• Oxyde d’aluminium : $\text{Al}^{3+}$ et $\text{O}^{2-}$. Le plus petit multiple commun aux deux charges est $6$ : deux $\text{Al}^{3+}$ donnent $+6$ et trois $\text{O}^{2-}$ donnent $-6$, donc la formule est $\text{Al}_2\text{O}_3$.

Dans un diagramme à points et croix de l’oxyde d’aluminium, vous dessineriez deux ions aluminium, chacun $[2,8]^{3+}$, et trois ions oxyde, chacun $[2,8]^{2-}$, avec sa couche externe de huit électrons représentée entre crochets. N’indiquez pas les charges dans la formule elle-même : $\text{Al}_2\text{O}_3$, et non $\text{Al}^{3+}_2\text{O}^{2-}_3$.

Structure et propriétés des composés ioniques

Un composé ionique n'est pas constitué de molécules distinctes. Les ions s'empilent pour former un réseau géant — un motif régulier de très grands nombres d'alternances d'ions positifs et négatifs.

Cette structure explique les propriétés suivantes :

Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes partagent une paire d'électrons. Dans les exemples ci-dessous, ce partage confère aux atomes une couche externe complète (configuration de gaz noble). Les liaisons covalentes se forment entre des atomes non métalliques.

Quelques molécules à connaître :

• $\text{H}_2$ — deux atomes d'hydrogène partagent une paire d'électrons (liaison simple).
• $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$ — chacun partage une seule paire.
• $\text{H}_2\text{O}$ — l'oxygène partage une paire avec chacun de deux atomes d'hydrogène.
• $\text{NH}_3$ — l'azote partage une paire avec chacun de trois atomes d'hydrogène.
• $\text{CH}_4$ — le carbone partage une paire avec chacun de quatre atomes d'hydrogène.
• $\text{O}_2$ et $\text{CO}_2$ possèdent des liaisons doubles (deux paires partagées) ; $\text{N}_2$ possède une liaison triple (trois paires partagées) ; $\text{C}_2\text{H}_4$ et $\text{CH}_3\text{OH}$ utilisent également des paires partagées.

Dans un schéma point-croix pour une molécule, on dessine les électrons de valence de chaque atome et l'on indique quelles paires sont partagées dans la zone de recouvrement entre les atomes.

Exemple corrigé. Combien de liaisons covalentes chaque atome forme-t-il, et quelle est la formule du composé de phosphore et d’hydrogène ? Un atome non métallique partage suffisamment d’électrons pour remplir sa couche externe : le carbone (4 électrons externes) forme 4 liaisons, l’azote et le phosphore (5) en forment 3, l’oxygène et le soufre (6) en forment 2, l’hydrogène et les halogènes en forment 1. Le phosphore forme donc trois liaisons, chacune avec un atome d’hydrogène : $\text{PH}_3$, avec la même disposition des liaisons que $\text{NH}_3$. Dans son diagramme à points et croix, le phosphore possède trois doublets partagés et un doublet non partagé, ce qui fait huit électrons sur sa couche externe.

Propriétés des composés moléculaires simples

Ces substances sont constituées de petites molécules distinctes.

• Elles ont des points de fusion et d'ébullition faibles. Les liaisons covalentes à l'intérieur de chaque molécule sont fortes, mais les forces intermoléculaires (les forces entre une molécule et la suivante) sont faibles ; peu d'énergie est donc nécessaire pour séparer les molécules.
• Elles sont de mauvais conducteurs d'électricité, car les molécules n'ont pas de charge nette et ne possèdent ni électrons libres ni ions pour transporter la charge.

Certaines substances covalentes ne sont pas constituées de petites molécules. Au contraire, des millions d'atomes sont liés par des liaisons covalentes pour former une seule structure covalente géante. Les deux que vous devez connaître sont toutes deux des formes du carbone.

Le diamant : chaque atome de carbone est lié à quatre autres atomes de carbone. Cela forme un réseau extrêmement solide et rigide de type 3-D. Le diamant est extrêmement dur, ce qui le rend utile dans les outils de coupe.

Le graphite : chaque atome de carbone est lié à seulement trois autres, formant des couches planes. Des forces faibles existent entre ces couches, permettant aux couches de glisser les unes sur les autres ; cela fait du graphite un bon lubrifiant. Le quatrième électron de valence de chaque atome de carbone est libre ; ces électrons délocalisés peuvent se déplacer, ce qui permet au graphite de conduire l'électricité et de servir d'électrode.

Oxyde de silicium(IV) ($\text{SiO}_2$) possède une structure géante covalente semblable à celle du diamant, ce qui le rend également très dur et lui confère un point de fusion très élevé.

Un métal est une structure géante d'ions positifs entourés d'une « mer » d'électrons délocalisés libres de se déplacer dans tout le métal. La liaison métallique est l'attraction électrostatique forte entre ces ions positifs et la mer d'électrons.

Cela explique deux propriétés clés des métaux :

• Bonne conductivité électrique : les électrons délocalisés sont libres de se déplacer et de transporter la charge à travers le métal.
• Malleabilité (peut être martelée en feuilles) et ductilité (peut être étirée en fils) : les couches d'ions positifs peuvent glisser les unes sur les autres sans rompre la liaison métallique, permettant au métal de changer de forme plutôt que de se briser.

Erreurs fréquentes.

• Dire qu'une substance moléculaire simple fond facilement parce que ses liens covalents sont faibles. Les liens covalents à l'intérieur de chaque molécule sont forts ; ce sont les forces intermoléculaires entre les molécules qui sont faibles et qui sont vaincues.
• Dire que le chlorure de sodium solide ne conduit pas parce qu'il n'a pas d'ions, ou que le chlorure de sodium fondu conduit par le mouvement d'électrons. Il possède toujours des ions ; lorsqu'il est fondu ou en solution aqueuse, les ions sont libres de se déplacer et de transporter la charge.
• Appeler un réseau d’ions $\text{Na}^{+}$ et $\text{Cl}^{-}$ des « molécules de NaCl ». Un composé ionique ne contient pas de molécules ; c’est un réseau géant d’ions.
• Dire que le graphite conduit parce que ses couches glissent. Il conduit parce que chaque atome de carbone possède un électron délocalisé libre de se déplacer ; le glissement des couches explique pourquoi il est tendre et glissant.
• Dessiner un atome métallique gagnant des électrons. Les métaux perdent des électrons pour former des ions positifs ; les non-métaux gagnent des électrons.
• Dire que les isotopes ont un nombre différent de protons ou d'électrons. Les isotopes diffèrent uniquement par le nombre de neutrons.

• Nombre de neutrons = nombre de masse − numéro atomique. Le numéro atomique (proton number) détermine l'identité chimique de l'atome.
• Les isotopes ont les mêmes propriétés chimiques car les réactions impliquent uniquement les électrons, et les isotopes partagent la même configuration électronique ; seule la masse diffère.
• Corrélation structure/propriétés : ionique = réseau géant (point de fusion élevé ; conduit uniquement à l'état fondu ou en solution) ; moléculaire simple = faibles forces entre les molécules (point de fusion bas ; aucune conduction) ; géante covalente = très dur, point de fusion très élevé.
• Le graphite conduit l'électricité et est glissant (un électron libre par carbone ; couches qui glissent) ; le diamant ne présente ni l'un ni l'autre (tous les quatre électrons sont liés, rendant la structure dure et isolante). Les métaux conduisent et se plient grâce à la mer d'électrons délocalisés.
• Pour la masse atomique relative, calculez la moyenne pondérée : $A_r = \dfrac{\sum(\text{isotope mass} \times \text{abundance})}{100}$.