[PDF] COURS DE CHIMIE ATOMISTIQUE Cours Atomistique. DR G. Merabet.

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Cours Atomistique DR G. Merabet

1

Département de Médecine Dentaire

COURS DE CHIMIE

ATOMISTIQUE

1ERE ANNEE DE MEDECINE DENTAIRE

ANNEE 2021 2022

DR G. MERABET

Cours Atomistique DR G. Merabet

2

Chapitre I

Structure de la matière

Objectifs

Comprendre de quoi et comment est composée la matière.

physique, y compris les organismes vivants, est constitué de matière .Celle-ci est caractérisée par sa

masse et son énergie qui mesure sa capacité à produire du travail.

I-1 Structure de la matière

La matière est formée à partir de grains élémentaires, ce sont les atomes.

quantité de matière infiniment petite de masse égale à environ 10-27 Kg et de dimensions de quelques

112 atomes ou éléments ont été découverts et chacun d'eux est désigné par son nom et son symbole.

Exemple : Hydrogène: H ; Fer: Fe ; Oxygène ; Carbone : C L'atome n'existe pas souvent à l'état libre, il s'associe avec d'autres atomes pour former des molécules. On a des molécules monoatomiques diatomiques (H2, O2, poly atomiques (H2O, NaOH, H2SO4

La matière se trouve sous trois états

Glace Eau V

Solide Liquide Gaz Ordonné Désordonné

I-2 Mlanges et Corps purs

A- Mélanges

Un mélange est formé de molécules non identiques. Exemple : Une solution de NaOH ; les composés présents sont : H2O, H+, OH-, Na+ Il existe deux types de mélange : homogène et hétérogène

Mélange homogène

Exemple : de mer

Mélange hétérogène : on est en présence de plusieurs phases.

Exemple :

B- Corps purs : un corps pur est formé de molécules identiques.

Exemple : le gaz oxygène O2.

Il existe deux types de corps purs : simple et composé. Corps pur simple : les atomes de la molécule sont identiques.

Exemple : 3, H2, N2

Corps pur composé : les atomes de la molécule sont différents. Exemple : le dioxyde de Carbonne CO2, le méthane CH4

1A° = 10-10m = 10-8cm

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Exercice n°1: Donner les mélanges et les corps purs des éléments suivants : le fer, H2, eau+sel,

solution de HCl, le sable, H2O, Zn.

Solution :

Corps purs simples Corps purs composés Mélanges Mélanges homogènes hétérogènes

Fe H2O eau + sel le sable

H2 solution de HCl Zn

I-3 N notion de la mole

I-3-1 N

est le nombre de molécules de gaz qui sont contenues dans un volume de 22,41 sous les conditions

normales de température et de pression (t = O°C et P=1 atm). Ce nombre noté N est égal à :

N = 6,023 1023

I-3-2 Notion de la mole

La mole est la quantité

élémentaires (molécules, atomes ou ions) on pose :

1 mole = N (molécules ou atomes)

Exemple : 1 mole de carbone N atomes de carbone

1 mole de H2O N molécules de H2O

I-3-3 Masse moléculaire et Masse atomique

L la Exemple : 1 mole de NH3 N molécules de NH 3 17g

1 mole de carbone N atomes de C 12g

I-4 Unité de masse atomique (uma)

Les masses des atomes étant infiniment petites, on utilise une nouvelle unité de mesure pour la masse

nité de masse atomique (uma).

Définition :

Lème de la masse du carbone 12

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1 mole de carbone N atomes de C 12g Donc : x = 12 / N g

1 atome de C x g

Or, 1 uma = 1/12(la masse 12/ N ) = 1/ N g

On pose alors :

On a 1mole de Fe 56 g N atomes de Fe x 1 atome de Fe

Donc : x = 56/N g = 56 uma

1 mole de H2O 18 g N molécules de H2O

y 1 molécule de H2O

Donc : y = 18/ N g = 18 uma

Remarque :

La masse

Chapitre II

Structure

s sauf pour les gaz est constitué de différentes particules élémentaires, dont proton et le neutron. II-1 a- : b- Le proton c- Le neutron

Proton Neutron Electron

Charge (coulombs) Q = 1,602 10-19 Q = 0 Q = -1,602 10-19 Masse (Kg) M = 1,673 10-27 M = 1,675 10-27 M = 9,1 10-31 Masse (uma) M = 1,007278 M = 1,008665 M = 5,5 10-4

Remarque :

1uma = 1,66 10-24 g = 1,66 10-27 kg = 1/N g

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5 d- Le noyau : I Rutherford. Il a déduit que toute la : le noyau central. Les électrons négatifs gravitent autours du noyau comme les planètes autour du soleil. - Le noyau est sphérique son volume sera calculé par la relation : ɉ3 - Ra = 104 Rn

En conclusion

1- est le principal composant de la matière, donc

la matière possède une structure lacunaire. 2- appelle : les nucléons.

3- Un atome est caractérisé par deux nombres entiers différents de zéro notés :

A et Z

Z X

Le numéro atomique Z :

Z = nombre de protons = nombre des électrons

Le nombre de masse A : il correspond à la somme des nombres de protons et des nombres de neutrons

A = nombres de protons + nombre de neutrons

A = Z + N

Les nombres A, Z, et N caractérisent un atome ou son noyau

Exemple

23 Na protons = électrons = 11, les neutrons = 12

11

83 Bi protons = électrons = 83, les neutrons = 126

A 209

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II-2 Isotopes

a- Définition: Les isotopes sont des atomes qui possèdent le même numéro atomique Z et des nombres

de masses A différents, donc des nombres de neutrons différents.

Exemple Hydrogène

H11

Deutérium

H21

Tritium

H31 : 15O 16O 17O Les isotopes du carbone : 12C 13C 14C

La plupart des éléments existe

(%) de chacun est différente dans la nature, on définit alors : b- ( M

Elle est notée

M et représente la moyenne des masses isotopiques pondérées par leurs abondances (%) relatives. 100
1 n iimXi M

Mi = masse

Xi = 100

Exercice n°2 : le magnésium Mg se présente comme un mélange trois isotopes 24Mg 25 Mg et 26Mg

dans les pourcentages respectifs : 78,60%, 10,11% et 11,29%. Trouver la masse moyenne de Mg

Solution :

M = x1 m 1 + x2 m 2 + x3 m 3 / 100 = 78,60x 24 + 10,11x 25 + 11,29x 26 / 100

M = 24, 32 g

Remarque :

Les isobares : ce sont des éléments qui ont le même nombre de masse A et des numéros

atomiques Z différents.

Exemple 15O 15N

8 7 8 1 5 O 8 1 5 O 8 1 5 O 6 1 5 O 6 5 O 6 1 5 O

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7 Les isotones : Ce sont des éléments qui ont le même nombre de neutrons

Exemple 16O 15N 17F

Appellation Z A Nombre de

Neutrons

Isotopes Le même Différent Différent

Isobares Différent Le même Différent

Isotones Différent Différent Le même

radioactivité naturelle ou artificiellequotesdbs_dbs50.pdfusesText_50

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