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1 Faculté de Médecine Pierre-et-Marie-Curie PCEM 1 Support de cours CHIMIE GENERALE CHAPITRE I - ATOMISTIQUE Professeur Antoine GEDEON Professeur Ariel de KOZAK (mise à jour : 28/5/2007) Université Pierre-et-Marie-Curie Pitié-Salpêtrière
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2 CHAPITRE I : ATOMISTIQUE 1. Structure de l’atome. - Le noyau et les électrons. - Les atomes sont constitués d’un noyau très dense, chargé positivement, entouré d’électrons (charge électrique négat ive). - Le noyau est constitué de deux types de particules (protons et neutrons) appelées nucléons . Charge électrique Masse Noyau Proton : q = +1,602.10 -19 C m p = 1,6726.10 - 27 kg = 1836 m e Neutron : 0 m n = 1,6749.10 - 27 kg = 1839 m e Electron : q = -1,602.10 -19 C m e = 9,1094.10 -31 kg
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3 - Un nucléide est une espèce atomique symbolisée par : X A Z Z : numéro atomique nombre de protons A : nombre de masse nombre de nucl é ons A = Z + N D’où le nombre de neutrons : N = A - Z - Les isotopes d’un élé ment sont des nucl éides ayant le même numé ro atomique Z, mais des nombres de masse A diff érents. - Nombre d’ Avogadro N A : C’est le nombre d’atomes ré els contenus dans 1 mole de l isotope C 12 6 du carbone. N A = 12.10 -3 / 1,99625.10 -26 = 6,022.10 23 mol - 1 Exemple : H 1 1 : hydrogène et H 2 1 : deutérium Il est défini par : - Des nucléides ayant le même nombre de protons (même Z) correspondent au même élément . Ils portent le même nom. Exemple : Magnésium : C 12 6 nucléide 12 24 Mg, 12 25 Mg, 12 26 Mg - Masse atomique réelle = masse d’un atome réel : s’exprime en kg ou en u.m.a. (u) (unité de masse atomique). L’isotop e sert de référence : on postule qu’un atome réel qui pèse 1,99625.10 -26 kg correspond à 12 u exactement 1 u = 1,66054.10 -27 kg 1 u m p m n Mole = unité de substance et on postule que 1 mole de pèse exactement 12 g.mol -1 C 12 6 C 12 6
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4 M = τ i M i τ i i i τ 1 , τ 2 , . .. τ n : % (abondance des différents isotopes de l’élément) M 1 , M 2 , . .. M n leurs masses atomiques respectives - Masse molaire d’un élément = masse d’une mole (symbole : mol) de cet élément : mol = ensemble de N A = 6,022.10 23 entités identiques (atomes, molécules, particules . .) - Exemple : Masse atomique réelle de 1 atome du nucléide 14 N 14 u Masse molaire de 1 mole de 14 N, c’est à dire la masse de 6,022.10 23 atomes de 14 N 14 g.mol -1 La masse molaire (d’une mole) d’un nucléide exprimée en g.mol -1 est exactement égale à la masse atomique (d’un atome réel de ce nucl éide) exprimée en u.m.a. - Masse molaire d’une molécule = somme des masses molaires des atomes qui constituent la molécule : Ex : M (H 2 O) = (1 x 2) + 16 = 18 g.mol -1 Exemple : le chlore naturel contient 75 % de l’ isotope 35 Cl et 25 % de l’isotope 37 Cl. La masse atomique moyenne est : M = (35 x 75) + (37 x 25) 100 = 35,5 u - Masse atomique moyenne d’un élément : masse de cet élément en u.m.a. en tenant compte de ses isotopes.
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5 2. Modèle de Bohr. Cas de l’atome H.
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