FICHE DE RÉVISION – Stabilité chimique et quantité de matière
(Niveau : Seconde)
Matière : Stabilité Chimique et Quantité de Matière
Pourquoi les atomes s’assemblent : recherche de stabilité (ions, molécules) et comment compter ces milliards d’entités (la mole).
Partie 1 : Recherche de Stabilité Chimique
Les atomes isolés (sauf les gaz nobles) sont rarement stables. Ils interagissent pour former des entités plus stables.
1. Stabilité des Gaz Nobles
Les gaz nobles (He, Ne, Ar…) sont chimiquement très stables (ils ne réagissent quasiment pas). Pourquoi ?
Leur couche électronique externe (couche de valence) est saturée (pleine) :
- 2 électrons pour l’Hélium (He : \(1s^2\)). C’est la règle du duet.
- 8 électrons pour les autres (Ne, Ar…) (configuration en \(ns^2 np^6\)). C’est la règle de l’octet.
Cette configuration électronique « complète » leur confère une grande stabilité.
2. Formation d’Ions Monoatomiques
Les autres atomes cherchent à acquérir la configuration électronique stable du gaz noble le plus proche en gagnant ou perdant des électrons de leur couche de valence. Ils deviennent alors des ions monoatomiques.
- Les atomes ayant peu d’électrons de valence (colonnes 1, 2, 13) ont tendance à les perdre pour former des cations (charge +).
- Les atomes ayant beaucoup d’électrons de valence (colonnes 16, 17) ont tendance à en gagner pour former des anions (charge -).
La charge de l’ion formé est prévisible à partir de sa position dans le tableau périodique (pour Z ≤ 18).
Sodium (Na, Z=11, \(…3s^1\)) : A 1 électron de valence. Pour ressembler au Néon (\(…2s^2 2p^6\)), il perd 1 électron \(\rightarrow\) ion Na⁺.
Magnésium (Mg, Z=12, \(…3s^2\)) : A 2 électrons de valence. Perd 2 électrons \(\rightarrow\) ion Mg²⁺.
Oxygène (O, Z=8, \(…2s^2 2p^4\)) : A 6 électrons de valence. Pour ressembler au Néon (\(…2s^2 2p^6\)), il gagne 2 électrons \(\rightarrow\) ion O²⁻.
Chlore (Cl, Z=17, \(…3s^2 3p^5\)) : A 7 électrons de valence. Pour ressembler à l’Argon (\(…3s^2 3p^6\)), il gagne 1 électron \(\rightarrow\) ion Cl⁻.
Ions courants à connaître (nom \(\leftrightarrow\) formule) : H⁺ (ion hydrogène), Na⁺ (ion sodium), K⁺ (ion potassium), Ca²⁺ (ion calcium), Mg²⁺ (ion magnésium), Cl⁻ (ion chlorure), F⁻ (ion fluorure).
3. Formation de Molécules (Modèle de Lewis)
Les atomes peuvent aussi atteindre la stabilité en mettant en commun des électrons de valence pour former des liaisons covalentes. Cela crée des molécules.
Le Modèle de Lewis décrit cette mise en commun :
- On représente les électrons de valence de chaque atome par des points autour du symbole de l’atome.
- Les électrons sont regroupés par paires pour former des doublets.
- Un doublet liant (une liaison covalente, représentée par un trait —) est formé par la mise en commun de deux électrons (un de chaque atome lié).
- Un doublet non-liant est une paire d’électrons de valence qui n’est pas engagée dans une liaison (représentée par un trait — sur l’atome).
Le schéma de Lewis d’une molécule montre tous les atomes, les doublets liants et les doublets non-liants.
Dans une molécule stable, chaque atome (sauf H) est entouré de 4 doublets (liants ou non-liants) pour respecter la règle de l’octet. L’hydrogène (H) est entouré d’1 doublet liant (règle du duet).
Molécule d’eau (H₂O) : O (6 e⁻ val.) et H (1 e⁻ val.).
Schéma de Lewis : H–Ö–H (avec 2 doublets non-liants sur l’oxygène).
Vérification : Chaque H a 1 doublet liant (duet OK). L’O a 2 doublets liants + 2 non-liants = 4 doublets (octet OK). La molécule est stable.
Molécule de dioxyde de carbone (CO₂) : C (4 e⁻ val.) et O (6 e⁻ val.).
Schéma de Lewis : Ö=C=Ö (avec 2 doublets non-liants sur chaque oxygène). La double liaison (=) compte pour 2 doublets liants.
Vérification : Chaque O a 2 liants + 2 non-liants = 4 doublets (octet OK). Le C a 4 doublets liants (2 doubles liaisons) = 4 doublets (octet OK). Stable.
(En Seconde, les schémas de Lewis sont souvent fournis et il faut les interpréter).
4. Énergie de Liaison
La formation de liaisons chimiques stabilise les atomes. Rompre une liaison covalente nécessite de fournir de l’énergie.
L’énergie de liaison (souvent exprimée en kJ/mol) est l’énergie qu’il faut fournir pour rompre une mole de liaisons données.
Plus l’énergie de liaison est élevée, plus la liaison est stable et solide.
L’énergie de la liaison O–H dans l’eau est d’environ 460 kJ/mol. Il faut beaucoup d’énergie pour casser les molécules d’eau.
L’énergie de la liaison C=O dans CO₂ est d’environ 800 kJ/mol (très solide).
Partie 2 : Compter les Entités Chimiques – La Mole
Les atomes et molécules sont incroyablement petits et nombreux. Pour pouvoir les « compter » de manière pratique en chimie, on utilise une unité spéciale : la mole.
1. Masse d’une Entité
On peut calculer la masse approchée d’une molécule ou d’un ion à partir de la masse des atomes qui le composent.
La masse d’un atome \(^A_Z X\) est concentrée dans son noyau : \(m_{\text{atome}} \approx A \times m_{\text{nucléon}}\) (où \(m_{\text{nucléon}} \approx 1,67 \times 10^{-27}\) kg).
La masse d’une molécule est la somme des masses des atomes qui la constituent.
La masse d’un ion monoatomique est quasiment identique à celle de l’atome correspondant (la masse des électrons gagnés/perdus est négligeable).
Masse d’une molécule d’eau H₂O : 2 atomes H (\(A\approx 1\)) et 1 atome O (\(A\approx 16\)).
\(m_{\text{H₂O}} = 2 \times m_H + 1 \times m_O \approx 2 \times (1 \times m_{\text{nucléon}}) + 1 \times (16 \times m_{\text{nucléon}})\)
\(m_{\text{H₂O}} \approx (2 + 16) \times m_{\text{nucléon}} = 18 \times m_{\text{nucléon}}\)
\(m_{\text{H₂O}} \approx 18 \times 1,67 \times 10^{-27} \text{ kg} \approx 3,0 \times 10^{-26}\) kg. (Extrêmement petit !)
2. La Mole : « Paquet » d’Entités
Comme les entités sont trop petites pour être comptées individuellement, les chimistes les regroupent en « paquets » appelés moles.
Par définition : Une mole est la quantité de matière contenant exactement \(N_A = 6,022 140 76 \times 10^{23}\) entités élémentaires (atomes, ions, molécules…).
Ce nombre \(N_A\) est appelé la Constante d’Avogadro.
$$ N_A \approx 6,02 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1} $$ (C’est le nombre d’atomes dans exactement 12 g de Carbone 12).3. Quantité de Matière (\(n\))
La quantité de matière, notée \(n\), d’un échantillon contenant \(N\) entités identiques est le nombre de moles contenues dans cet échantillon.
La relation entre le nombre d’entités \(N\), la quantité de matière \(n\) (en mol) et la constante d’Avogadro \(N_A\) (en mol⁻¹) est : $$ N = n \times N_A \quad \text{ou} \quad n = \frac{N}{N_A} $$
Combien y a-t-il de molécules d’eau dans 2 moles d’eau ?
\(N = n \times N_A = 2 \times 6,02 \times 10^{23} = 1,204 \times 10^{24}\) molécules.
Un échantillon contient \(3,01 \times 10^{23}\) atomes de fer. Quelle est la quantité de matière ?
\(n = N / N_A = (3,01 \times 10^{23}) / (6,02 \times 10^{23}) = 0,5\) mol.
Partie 3 : Entraînement (Exercices)
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Exercice 1 (Ions et Stabilité) : L’aluminium (Al, Z=13) et le fluor (F, Z=9) forment un composé ionique.
a) Donner la configuration électronique de Al et F.
b) Quels ions Al et F forment-ils pour être stables ?
c) Quelle est la formule du fluorure d’aluminium ? - Exercice 2 (Schéma de Lewis) : Le schéma de Lewis de la molécule d’ammoniac est N entouré de 3 H, avec un doublet non-liant sur N (N-H liaisons simples). Vérifier que les règles du duet et de l’octet sont respectées (N: Z=7, H: Z=1).
- Exercice 3 (Masse d’Entité) : Calculer la masse approchée d’une molécule de méthane CH₄ (C: A≈12, H: A≈1) en kg. Donner le résultat en écriture scientifique.
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Exercice 4 (Mole et Quantité de Matière) :
a) Combien y a-t-il d’atomes dans 0,25 mol de cuivre (Cu) ?
b) Quelle quantité de matière (en mol) correspond à \(1,806 \times 10^{24}\) molécules de dioxyde de carbone (CO₂) ?
Partie 4 : Corrections Détaillées
Correction Exercice 1 (Ions et Stabilité)
a) Configurations :
Al (Z=13) : \(1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^1\).
F (Z=9) : \(1s^2 2s^2 2p^5\).
b) Ions formés :
Al (3 e⁻ de valence) doit perdre 3 e⁻ pour ressembler au Néon (\(…2p^6\)) \(\rightarrow\) Al³⁺.
F (7 e⁻ de valence) doit gagner 1 e⁻ pour ressembler au Néon (\(…2p^6\)) \(\rightarrow\) F⁻.
c) Formule du fluorure d’aluminium :
Il faut assurer la neutralité. Ions : Al³⁺ et F⁻.
Il faut 1 ion Al³⁺ (charge 3+) et 3 ions F⁻ (charge totale 3-).
Formule : AlF₃.
Correction Exercice 2 (Schéma de Lewis)
Molécule d’ammoniac NH₃. Schéma : H–N–H avec un H en dessous et un doublet non-liant sur N.
Vérification :
– Hydrogène (H) : Chaque H est engagé dans 1 liaison simple (1 doublet liant). Il respecte la règle du duet.
– Azote (N) : Z=7 \(\rightarrow\) \(1s^2 2s^2 2p^3\). 5 électrons de valence.
Dans le schéma, N est engagé dans 3 liaisons simples (3 doublets liants) et possède 1 doublet non-liant.
Total autour de N : 3 + 1 = 4 doublets. Il respecte la règle de l’octet.
Correction Exercice 3 (Masse d’Entité)
Molécule CH₄. C(\(A\approx 12\)), H(\(A\approx 1\)). \(m_{\text{nucléon}} \approx 1,67 \times 10^{-27}\) kg.
Masse approchée = Somme des masses des atomes ≈ Somme des nombres de masse \(\times m_{\text{nucléon}}\).
\(m_{\text{CH₄}} \approx (A_C + 4 \times A_H) \times m_{\text{nucléon}}\)
\(m_{\text{CH₄}} \approx (12 + 4 \times 1) \times m_{\text{nucléon}} = 16 \times m_{\text{nucléon}}\)
\(m_{\text{CH₄}} \approx 16 \times 1,67 \times 10^{-27} \text{ kg} \approx 26,72 \times 10^{-27}\) kg.
En écriture scientifique : \(m_{\text{CH₄}} \approx 2,67 \times 10^{-26}\) kg.
Correction Exercice 4 (Mole et Quantité de Matière)
On utilise \(N_A \approx 6,02 \times 10^{23}\) mol⁻¹.
a) Nombre d’atomes dans 0,25 mol de Cu :
\(N = n \times N_A = 0,25 \times 6,02 \times 10^{23}\)
\(N = 1,505 \times 10^{23}\) atomes de cuivre.
b) Quantité de matière (mol) pour \(1,806 \times 10^{24}\) molécules de CO₂ :
\(n = N / N_A = (1,806 \times 10^{24}) / (6,02 \times 10^{23})\)
\(n = \frac{1,806}{6,02} \times \frac{10^{24}}{10^{23}} = 0,3 \times 10^1 = 3\) mol.
Il y a 3 moles de CO₂.
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