MODULE N°1 - CHIMIE
AXE N°1 – BASES ELEMENTAIRES DE CHIMIE
CHAPITRE 1 - ATOME
1- Structure atomique :
a) Structure de l’atome
Composant élémentaire de la matière : Protons (+) Neutrons (/) Electrons (-)
Atome = électriquement neutre (à l’inverse d’un ion)
A = nombre de masse
Z = numéro atomique
X = symbole de l’atome
b) Symbolisation des atomes
Carbone C Chlore Cl Hélium He Azote N Fluor F
Calcium Ca Cuivre Cu Potassium K Sodium Na
Lithium Li Hydrogène H Magnésium Mg Oxygène O
c) Définitions
Elément chimique = entité (atome/ion) caractérisée par le nombre de protons dans son noyau = propriétés chimiques
Nucléide = atomes différents par leurs nombres de masse et numéros atomiques
Isotope = nucléides ayant le même nombre de protons mais un nombre de neutrons différent
CHAPITRE 2 – CLASSIFICATION PERIODIQUE
1- Configuration électronique :
K = 2 électrons
L = 8 électrons
M = 8 électrons (pas + de 8 = complexité hors programme)
a) Règles de remplissage et d’emplacements
Exemple : Na(11) → 11 électrons à répartir → K(2) L(8) M(1) = électrons répartis sur 3 couches électroniques (=3 ème ligne) + 1 électron
de valence sur la dernière couche (= 1ère colonne)
b) Tableau périodique
On note différents groupes :
Colonne 1 = alcalins (- hydrogène : H)
Colonne 2 = alcalino-terreux
Colonne 17 = halogènes (+ iode : I)
Colonne 18 = gaz rares inertes
Classement = éléments classés horizontalement par ordre chronologique de leurs numéro atomique
Période (ligne) = nombre de couches électroniques remplis → donne la position de ligne
Colonne = groupe ou famille ayant le même nombre d’électrons de valence (= mêmes propriétés chimiques)
c) Charges des ions
Lorsqu’un atome perd 1 électron = 1 charge négative en moins = l’atome se révèle + positif = devient un ion chargé positivement = on le
notera donc comme ceci : X+ (s’il perd 3 électrons, il se notera X3+)
A l’inverse lorsqu’un atome gagne 1 électron = 1 charge négative en plus = l’atome se révèle + négatif = devient un ion chargé
négativement = on le notera donc comme ceci : X- (s’il gagne 3 électrons, il se notera X3-
, CHAPITRE 3 - MOLECULE
Molécule = assemblage d’atome
Corps simple = substance constituée d’un seul type d’élément
Corps composé = substance constituée de différents éléments
1- Liaisons :
a) Double et triple liaison
Mise en commun de 2 fois 2 électrons = double liaison Mise en commun de 3 fois 2 électrons = triple liaison
b) Liaison covalente
Mise en commun d’électrons de la dernière couche de la configuration électronique des atomes
c) Liaison polaire
Liaison covalente au sein de laquelle les électrons sont distribués de manière inégale (lié à l’électronégativité des atomes)
Electronégativité = nombre positif qui caractérise l’aptitude d’un atome à attirer les électrons d’autres atomes
d) Liaison intermoléculaire
Interaction électrostatique = attraction entre particules
- Forces de Van der Waals
- Liaison hydrogène → liaison faible entre un atome d’hydrogène d’un atome très
électronégatif à un autre porteur de doublet non liant (voir exemple des états de l’eau)
2 – Représentation de Lewis :
Symbole de l’atome autour duquel sont représentés les électrons de la couche périphérique = électrons de valence
Electrons libres = point autour de l’atome
Electrons appariés = trait (doublet non liant)
3- Géométrie :
Type Géométrie Exemple
AX1 / AX2 Linéaire HCI / CO2 A = atome central
AX3 Trigonale plan (sans doublet) CH2O X = nombre de liaison
AX4 Tétraèdre CH4 E = nombre de doublet non liant
AX2E2 Coudée H2O
AX3E1 Pyramide trigonale (avec doublet) NH3
CHAPITRE 4 – IONS
Entité chimique électriquement chargé composée d’atome (1 = monoatomique / +1 = polyatomique)
Atome(s) ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons = possède une ou plusieurs charges
- Anion = ion chargé négativement
- Cation = ion chargé positivement
*Composé ionique = cation + anion → électriquement neutre
1- Règle du duet et de l’octet :
Structure électronique stable = règle du duet (2 électrons) ou de l’octet (8 électrons) au niveau de la dernière couche électronique
Exemple duet = Li(3) → 3 électrons à répartir → K2L1 → forme ionique → perte d’un électron = K2 → Li+
Exemple octet = Cl(17) → 17 électrons à répartir → K2L8M7 → forme ionique → gain d’un électron = K2L8M8 → Cl-
Attention : si +1 électron perdu ou gagné, admettons 3 = X3- ou X3+
AXE N°1 – BASES ELEMENTAIRES DE CHIMIE
CHAPITRE 1 - ATOME
1- Structure atomique :
a) Structure de l’atome
Composant élémentaire de la matière : Protons (+) Neutrons (/) Electrons (-)
Atome = électriquement neutre (à l’inverse d’un ion)
A = nombre de masse
Z = numéro atomique
X = symbole de l’atome
b) Symbolisation des atomes
Carbone C Chlore Cl Hélium He Azote N Fluor F
Calcium Ca Cuivre Cu Potassium K Sodium Na
Lithium Li Hydrogène H Magnésium Mg Oxygène O
c) Définitions
Elément chimique = entité (atome/ion) caractérisée par le nombre de protons dans son noyau = propriétés chimiques
Nucléide = atomes différents par leurs nombres de masse et numéros atomiques
Isotope = nucléides ayant le même nombre de protons mais un nombre de neutrons différent
CHAPITRE 2 – CLASSIFICATION PERIODIQUE
1- Configuration électronique :
K = 2 électrons
L = 8 électrons
M = 8 électrons (pas + de 8 = complexité hors programme)
a) Règles de remplissage et d’emplacements
Exemple : Na(11) → 11 électrons à répartir → K(2) L(8) M(1) = électrons répartis sur 3 couches électroniques (=3 ème ligne) + 1 électron
de valence sur la dernière couche (= 1ère colonne)
b) Tableau périodique
On note différents groupes :
Colonne 1 = alcalins (- hydrogène : H)
Colonne 2 = alcalino-terreux
Colonne 17 = halogènes (+ iode : I)
Colonne 18 = gaz rares inertes
Classement = éléments classés horizontalement par ordre chronologique de leurs numéro atomique
Période (ligne) = nombre de couches électroniques remplis → donne la position de ligne
Colonne = groupe ou famille ayant le même nombre d’électrons de valence (= mêmes propriétés chimiques)
c) Charges des ions
Lorsqu’un atome perd 1 électron = 1 charge négative en moins = l’atome se révèle + positif = devient un ion chargé positivement = on le
notera donc comme ceci : X+ (s’il perd 3 électrons, il se notera X3+)
A l’inverse lorsqu’un atome gagne 1 électron = 1 charge négative en plus = l’atome se révèle + négatif = devient un ion chargé
négativement = on le notera donc comme ceci : X- (s’il gagne 3 électrons, il se notera X3-
, CHAPITRE 3 - MOLECULE
Molécule = assemblage d’atome
Corps simple = substance constituée d’un seul type d’élément
Corps composé = substance constituée de différents éléments
1- Liaisons :
a) Double et triple liaison
Mise en commun de 2 fois 2 électrons = double liaison Mise en commun de 3 fois 2 électrons = triple liaison
b) Liaison covalente
Mise en commun d’électrons de la dernière couche de la configuration électronique des atomes
c) Liaison polaire
Liaison covalente au sein de laquelle les électrons sont distribués de manière inégale (lié à l’électronégativité des atomes)
Electronégativité = nombre positif qui caractérise l’aptitude d’un atome à attirer les électrons d’autres atomes
d) Liaison intermoléculaire
Interaction électrostatique = attraction entre particules
- Forces de Van der Waals
- Liaison hydrogène → liaison faible entre un atome d’hydrogène d’un atome très
électronégatif à un autre porteur de doublet non liant (voir exemple des états de l’eau)
2 – Représentation de Lewis :
Symbole de l’atome autour duquel sont représentés les électrons de la couche périphérique = électrons de valence
Electrons libres = point autour de l’atome
Electrons appariés = trait (doublet non liant)
3- Géométrie :
Type Géométrie Exemple
AX1 / AX2 Linéaire HCI / CO2 A = atome central
AX3 Trigonale plan (sans doublet) CH2O X = nombre de liaison
AX4 Tétraèdre CH4 E = nombre de doublet non liant
AX2E2 Coudée H2O
AX3E1 Pyramide trigonale (avec doublet) NH3
CHAPITRE 4 – IONS
Entité chimique électriquement chargé composée d’atome (1 = monoatomique / +1 = polyatomique)
Atome(s) ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons = possède une ou plusieurs charges
- Anion = ion chargé négativement
- Cation = ion chargé positivement
*Composé ionique = cation + anion → électriquement neutre
1- Règle du duet et de l’octet :
Structure électronique stable = règle du duet (2 électrons) ou de l’octet (8 électrons) au niveau de la dernière couche électronique
Exemple duet = Li(3) → 3 électrons à répartir → K2L1 → forme ionique → perte d’un électron = K2 → Li+
Exemple octet = Cl(17) → 17 électrons à répartir → K2L8M7 → forme ionique → gain d’un électron = K2L8M8 → Cl-
Attention : si +1 électron perdu ou gagné, admettons 3 = X3- ou X3+
