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

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Cours Atomistique DR G. Merabet

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Département de Médecine Dentaire

COURS DE CHIMIE

ATOMISTIQUE

1ERE ANNEE DE MEDECINE DENTAIRE

ANNEE 2021 2022

DR G. MERABET

Cours Atomistique DR G. Merabet

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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 artificielle

Intérêts des isotopes stables

La médecine utilise ces isotopes pour l'imagerie médicale. Les radio-isotopes sont de plus en plus

employés dans le cadre médical, en tant qu'analgésiques et traitement contre le cancer. Le

rayonnement émis tue les agents pathogènes.

Quelques exemples d'imagerie médicale

Oncologie et cardiologie: technétium-99m

Poumons: Xénon-133

II-3 Etude du noyau atomique

entre ces nucléons sont très faibles ce qui explique la stabilité des charges positives dans le noyau.

a- Le rayon :

R = R0 A 1/3

A = le nombre de masse

R0 = 2 fermis = 1,414 10-15 mètres

Cette relation est valable pour tous les noyaux.

Exercice n°3 : Calculer le rayon du noyau 14N

R = 2 10 15 (14)1/3 R = 3,40 10 -15m R = 3,4 10- 5 A°. b- ǻǻ : e perte de masse appelée : le défaut

ǻ la masse réelle ou expérimentale

ǻm) = Z (masse proton) + (A-Z) (masse neutron) - la masse expérimentale 8 7 9

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Cette perte de masse se transforme spontanément en énergie, cette énergie est alors absorbée par les

cohésion du noyau, elle est donnée par la relation instein . C : la célérité ou la vitesse de la lumière dans le vide = 3 108 mètres /s

Remarque

e potentiel (ddp) de 1 volt dans le vide.

1eV = 1.6 10-19 joules (J)

1 Méga eV = 1 M eV = 106 eV 1MeV = 1,6 10 - 13 Joules

c- la stabilité du noyau (a): a = Energie de liaison/ Nombre de masse a = ǻE/A (MeV/nucléons)

Remarque : (a) est grande.

Références bibliographiques (Bibliothèque du campus)

Titre du livre Auteurs Edition

Concours PCEM1

Chimie générale

(cour et exercices)

Frederick

Ravomanana Science

QCM Chimie générale

2ème édition Ayadim De boeck

Exercices de chimie

générale

Christos

Comninelli 3ème édition

Chimie générale

S.D.Bresnick Pradel

Chimie générale

R Ouahes OPU

Chimie générale PCEM Marie Gruia Ellipses

100 QCM corrigés M. Troupel Malone

Chimie générale Christian Bellec Vuibert

Chimie générale John W. Hill ERPI

PCEM

La chimie en 1001 Julien Bonin Ellipses

Abrégé de Nomenclature

pour la chimie organique Michel Duteil Ellipses

Chimie organique

120 QCM et exercices H. Galons Masson

ǻ E = ǻ m C2

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REMARQUE IMPORTANTE

Il existe deux grands systèmes internationaux de mesures

Système SI

M K S A

Mètres kilogrammes secondes ampères

1 e V = 1,6 10-19 joules

Système SII

C G S A

Centimètres grammes secondes ampères

1 erg = 10 -7 joules

On rappelle que :

2 (m/s) 2 1 uma = 14,94 10 -11joules

11 1 uma = 931 MeV

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Exercice 4 :

Calculer pour le noyau 24 Mg : sa masse en Kg, son volume en m3 et sa masse volumique.

Solution :

La masse du noyau 24 Mg est : 24 uma, donc la masse du noyau en Kg sera : m = 24 x 1,66 10 27 = 3,984 10 26 Kg. Donc m = 3,984 10 26 Kg. Le volume du noyau V : Le noyau étant sphérique donc son volume sera : V = 4/3ʋR 3 Le rayon R = R0 A 1/3 R = 1,414 10-15 (24) 1/3 R = 4,078 10 15 m

En remplaçant on trouvera le volume du noyau

V = 4/3 ʋ [1,414 10-15 (24) 1/3] 3 = 2,84 10 43 m 3 V = 2,84 10 43 m 3.

La masse volumique du noyau :

ʌс masse ͬ ǀolume ʌс 3,984 10 26 donc ȡ 17 Kg/ m3

2,84 10- 43

C'est aussi : ȡ 14 g/ cm3

Exercice 5 :

Soit le noyau du lithium : 7 Li. Calculer :

1. Son défaut de masse en uma

2. Son énergie de liaison (de cohésion) en joules et en MeV.

3. son énergie de liaison par nucléons

4. énergie de liaison par nucléons du Béryllium est 6,74 MeV/nuléons, quel sera alors le noyau le

plus stable ? Données : mp = 1,007278 uma mn = 1,008665 uma m exp = 7,001503 uma)

Solution

7 Li : p = e - = 3 et les neutrons n =73 = 4

1. Le défaut de masse masse réelle = [ Zmp + (A- Z) mn ] m exp

7,001503 11 uma

2.énergie de cohésion C2 (m/s)2

27) ( 3.108) 2 12 joules

Ou bien 11

11 12 joules

= 0,054911 x 931 51,122 Mev

3. :

a= / A (Mev/nucléons) a (Li) = 51,122 / 7 a (Li) = 7,303 Mev / nucléons

4. Puisque a(Li) > a(Be) donc le noyau le plus stable est le lithium.

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Chapitre III S

Rappel :

masse qui contient Z protons et (A-Z) neutrons et de Z e- Comment se situe les e- par rapport à ce noyau ? III-1 Introduction aux premiers modèles atomiques

III-1-1 Modèle de Thomson

L - pour

Ce modèle est totalement inexact, car il ne prend pas en considération du vide qui existe dans la matière.

III-1-2 Modèle de Rutherford

Ce modèle est basé sur l'existence du noyau dans lequel est pratiquement concentrée toute la masse de l'atome et autour duquel gravitent des électrons. La stabilité mécanique résulte de la compensation des forces d'attractions (F1) par les forces centrifuges (F2) dues à la rotation des électrons autour du noyau. L'avantage de ce

modèle c'est qu'il ne fait appel qu'aux lois de la mécanique classique. Par contre, il présente

des faiblesses:

Faiblesses du modèle de Rutherford

l'électron rayonne des ondes électromagnétiques, donc il va perdre de l'énergie et finirait par tomber sur le noyau. Noyau

Electrons

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