Apprenez la chimie de 11e année

Les éléments constitutifs de la matière sont des atomes, qui se rejoignent pour former des molécules ou des composés. Il est important de connaître les parties d'un atome, ce que sont les ions et les isotopes et comment les atomes se rejoignent.

Les atomes sont constitués de trois composants:

• protons - charge électrique positive
• neutrons - pas de charge électrique
• électrons - charge électrique négative

Les protons et les neutrons forment le noyau ou le centre de chaque atome. Les électrons tournent autour du noyau. Ainsi, le noyau de chaque atome a une charge positive nette, tandis que la partie externe de l'atome a une charge négative nette. Dans les réactions chimiques, les atomes perdent, gagnent ou partagent des électrons. Le noyau ne participe pas aux réactions chimiques ordinaires, bien que la décroissance nucléaire et les réactions nucléaires puissent provoquer des changements dans le noyau atomique.

Le nombre de protons dans un atome détermine de quel élément il s'agit. Chaque élément a une ou deux lettres symbole qui est utilisé pour l'identifier dans les formules et les réactions chimiques. Le symbole de l'hélium est He. Un atome avec deux protons est un atome d'hélium quel que soit le nombre de neutrons ou d'électrons qu'il possède. Un atome peut avoir le même nombre de protons, de neutrons et d'électrons ou le nombre de neutrons et / ou d'électrons peut différer du nombre de protons.

Les atomes qui portent une charge électrique nette positive ou négative sont des ions. Par exemple, si un atome d'hélium perd deux électrons, il aurait une charge nette de +2, qui s'écrirait He²⁺.

La variation du nombre de neutrons dans un atome détermine quels isotope d'un élément c'est. Les atomes peuvent être écrits avec des symboles nucléaires pour identifier leur isotope, où le nombre de nucléons (protons plus neutrons) est répertorié ci-dessus et à gauche d'un symbole d'élément, avec le nombre de protons indiqué ci-dessous et à gauche de la symbole. Par exemple, trois isotopes de l'hydrogène sont:

¹₁H, ²₁H, ³₁H

Puisque vous savez que le nombre de protons ne change jamais pour un atome d'un élément, les isotopes sont plus communément écrits en utilisant le symbole de l'élément et le nombre de nucléons. Par exemple, vous pouvez écrire H-1, H-2 et H-3 pour les trois isotopes de l'hydrogène ou U-236 et U-238 pour deux isotopes communs de l'uranium.

le numéro atomique d'un atome identifie son élément et son nombre de protons. le poids atomique est le nombre de protons plus le nombre de neutrons dans un élément (parce que la masse d'électrons est si petite par rapport à celle des protons et des neutrons qu'elle ne compte essentiellement pas). Le poids atomique est parfois appelé masse atomique ou numéro de masse atomique. Le numéro atomique de l'hélium est 2. Le poids atomique de l'hélium est de 4. Notez que la masse atomique d'un élément du tableau périodique n'est pas un nombre entier. Par exemple, la masse atomique de l'hélium est donnée comme 4,003 plutôt que 4. En effet, le tableau périodique reflète l'abondance naturelle des isotopes d'un élément. Dans les calculs de chimie, vous utilisez la masse atomique indiquée sur le tableau périodique, en supposant qu'un échantillon d'un élément reflète la gamme naturelle d'isotopes pour cet élément.

Les atomes interagissent les uns avec les autres, formant souvent des liaisons chimiques entre eux. Lorsque deux ou plusieurs atomes se lient les uns aux autres, ils forment une molécule. Une molécule peut être simple, comme H₂, ou plus complexe, comme C₆H₁₂O₆. Les indices indiquent le nombre de chaque type d'atome dans une molécule. Le premier exemple décrit une molécule formée de deux atomes d'hydrogène. Le deuxième exemple décrit une molécule formée de 6 atomes de carbone, 12 atomes d'hydrogène et 6 atomes d'oxygène. Bien que vous puissiez écrire les atomes dans n'importe quel ordre, la convention consiste à écrire d'abord le passé chargé positivement d'une molécule, suivi de la partie chargée négativement de la molécule. Ainsi, le chlorure de sodium est écrit NaCl et non ClNa.

Le tableau périodique est un outil important en chimie. Ces notes examinent le tableau périodique, son organisation et les tendances du tableau périodique.

En 1869, Dmitri Mendeleev organisé les éléments chimiques dans un tableau périodique un peu comme celui que nous utilisons aujourd'hui, sauf ses éléments ont été classés en fonction de l'augmentation du poids atomique, tandis que le tableau moderne est organisé en augmentant nombre. L'organisation des éléments permet de voir les tendances des propriétés des éléments et de prédire le comportement des éléments dans les réactions chimiques.

Les lignes (se déplaçant de gauche à droite) sont appelées périodes. Les éléments d'une période partagent le même niveau d'énergie le plus élevé pour un électron non excité. Il y a plus de sous-niveaux par niveau d'énergie à mesure que la taille de l'atome augmente, il y a donc plus d'éléments dans les périodes plus bas du tableau.

Les colonnes (se déplaçant de haut en bas) forment la base de l'élément groupes. Les éléments des groupes partagent le même nombre d'électrons de valence ou la disposition extérieure de la coquille d'électrons, ce qui confère aux éléments d'un groupe plusieurs propriétés communes. Des exemples de groupes d'éléments sont les métaux alcalins et les gaz nobles.

L'organisation du tableau périodique permet de voir d'un coup d'œil les tendances des propriétés des éléments. Les tendances importantes concernent le rayon atomique, l'énergie d'ionisation, l'électronégativité et l'affinité électronique.

• Rayon atomique
  Le rayon atomique reflète la taille d'un atome. Rayon atomique diminue le déplacement de gauche à droite sur une période et augmente le déplacement de haut en bas dans un groupe d'éléments. Bien que vous puissiez penser que les atomes deviendraient simplement plus gros à mesure qu'ils gagneraient plus d'électrons, les électrons restent dans une coquille, tandis que le nombre croissant de protons rapproche les coquilles du noyau. En descendant dans un groupe, les électrons se trouvent plus loin du noyau dans de nouvelles coquilles d'énergie, de sorte que la taille globale de l'atome augmente.
• Énergie d'ionisation
  L'énergie d'ionisation est la quantité d'énergie nécessaire pour retirer un électron d'un ion ou d'un atome à l'état gazeux. Énergie d'ionisation augmente le déplacement de gauche à droite sur une période et diminue le déplacement de haut en bas dans un groupe.
• Électronégativité
  L'électronégativité est une mesure de la facilité avec laquelle un atome forme une liaison chimique. Plus l'électronégativité est élevée, plus l'attraction pour la liaison d'un électron est élevée. Électronégativité diminue le déplacement vers le bas d'un groupe d'éléments. Les éléments sur le côté gauche du tableau périodique ont tendance à être électropositifs ou plus susceptibles de donner un électron que d'en accepter un.
• Affinité électronique
  L'affinité électronique reflète la facilité avec laquelle un atome acceptera un électron. Affinité électronique varie selon le groupe d'éléments. Les gaz nobles ont des affinités électroniques proches de zéro car ils ont rempli des coquilles d'électrons. Les halogènes ont des affinités électroniques élevées car l'ajout d'un électron donne à un atome une coquille d'électrons complètement remplie.

Liaisons chimiques sont faciles à comprendre si vous gardez à l'esprit les propriétés suivantes des atomes et des électrons:

• Les atomes recherchent la configuration la plus stable.
• La règle d'octet stipule que les atomes avec 8 électrons dans leur orbite externe seront les plus stables.
• Les atomes peuvent partager, donner ou prendre des électrons d'autres atomes. Ce sont des formes de liaisons chimiques.
• Les liaisons se produisent entre les électrons de valence des atomes, pas les électrons internes.

Les deux principaux types de liaisons chimiques sont les liaisons ioniques et covalentes, mais vous devez être conscient de plusieurs formes de liaison:

• Des liaisons ioniques
  Des liaisons ioniques se forme lorsqu'un atome prend un électron d'un autre atome. Exemple: NaCl est formé par une liaison ionique où le sodium donne son électron de valence au chlore. Le chlore est un halogène. Tous les halogènes ont 7 électrons de valence et en ont besoin d'un de plus pour obtenir un octet stable. Le sodium est un métal alcalin. Tous les métaux alcalins ont 1 électron de valence, qu'ils donnent facilement pour former une liaison.
• Des liaisons covalentes
  Des liaisons covalentes se forment lorsque les atomes partagent des électrons. Vraiment, la principale différence est que les électrons des liaisons ioniques sont plus étroitement associés à un atome noyau ou l'autre, dont les électrons dans une liaison covalente sont à peu près également susceptibles d'orbiter un noyau que le autre. Si l'électron est plus étroitement associé à un atome que l'autre, un liaison covalente polaire peut se former. Exemple: des liaisons covalentes se forment entre l'hydrogène et l'oxygène dans l'eau, H₂O.
• Lien métallique
  Lorsque les deux atomes sont tous deux des métaux, une liaison métallique se forme. La différence dans un métal est que les électrons peuvent être n'importe quel atome de métal, pas seulement deux atomes dans un composé. Exemple: Des liaisons métalliques sont observées dans des échantillons de métaux élémentaires purs, tels que l'or ou l'aluminium, ou d'alliages, tels que le laiton ou le bronze.

Vous vous demandez peut-être comment savoir si une liaison est ionique ou covalente. Vous pouvez regarder le placement des éléments sur le tableau périodique ou une table d'éléments électronégativité pour prédire le type de liaison qui se formera. Si les valeurs d'électronégativité sont très différentes les unes des autres, une liaison ionique se formera. Habituellement, le cation est un métal et l'anion est un non-métal. Si les deux éléments sont des métaux, attendez-vous à ce qu'une liaison métallique se forme. Si les valeurs d'électronégativité sont similaires, attendez-vous à la formation d'une liaison covalente. Les obligations entre deux non-métaux sont des liaisons covalentes. Des liaisons covalentes polaires se forment entre des éléments qui présentent des différences intermédiaires entre les valeurs d'électronégativité.

Afin que les chimistes et autres scientifiques puissent communiquer entre eux, un système de nomenclature ou de dénomination a été convenu par l'Union internationale de chimie pure et appliquée ou UICPA. Vous entendrez des produits chimiques appelés leurs noms communs (par exemple, sel, sucre et bicarbonate de soude), mais en laboratoire, vous utiliseriez des noms systématiques (par exemple, chlorure de sodium, saccharose et bicarbonate de sodium). Voici un examen de certains points clés de la nomenclature.

Les composés peuvent être constitués de seulement deux éléments (composés binaires) ou de plus de deux éléments. Certaines règles s'appliquent lors de la dénomination des composés binaires:

• Si l'un des éléments est un métal, il est nommé en premier.
• Certains métaux peuvent former plus d'un ion positif. Il est courant d'indiquer la charge sur l'ion en utilisant des chiffres romains. Par exemple, FeCl₂ est le chlorure de fer (II).
• Si le deuxième élément est un non-métal, le nom du composé est le nom du métal suivi d'une tige (abréviation) du nom non-métal suivi de "ide". Par exemple, NaCl est nommé chlorure de sodium.
• Pour les composés composés de deux non-métaux, l'élément le plus électropositif est nommé en premier. La tige du deuxième élément est nommée, suivie de "ide". Un exemple est HCl, qui est du chlorure d'hydrogène.

En plus des règles de dénomination des composés binaires, il existe des conventions de dénomination supplémentaires pour les composés ioniques:

• Certains anions polyatomiques contiennent de l'oxygène. Si un élément forme deux oxyanions, celui avec moins d'oxygène se termine en -ite tandis que celui avec plus d'oxygène se termine en -ate. Par exemple:
  NON^2- est du nitrite
  NON^3- est du nitrate