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DOC. : Professeur ; Formateur

DOC : Formation Individualisée

DOC : Elève.

DOSSIER N°

Matière :

Information « TRAVAUX »

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INFORMATIONS PEDAGOGIQUES :

NIVEAU :

Formation Niveau V (inclus le CAP et CFA)

OBJECTIFS :

Liste des objectifs (bases)

I ) Pré requis:

i9	L’eau - l’air	:i
i9		:i

II ) ENVIRONNEMENT du dossier :

Index

Dossier précédent :

Dossier suivant :

Info :

III ) LECON n° : ATOMES- CLASSIFICATION PERIODIQUE - IONS

Chapitres :

i9	Représentation d'un atome.	:i
i9	ION	:i
i9	Notation des ions	:i
i9	Molécules	:i

IV) INFORMATIONS « formation leçon » :

T est

COURS

Travaux auto - formation.

Corrigé des travaux auto - formation.

Contrôle

évaluation

INTERDISCIPLINARITE

Co r rigé Contrôle

Corrigé

évaluation

V ) DEVOIRS ( écrits):

Devoir diagnostique L tests.	Ÿ
Devoir Auto - formatif (intégré au cours)	Ÿ
Devoir Formatif « Contrôle : savoir » ; (remédiation)	Ÿ
Devoir Formatif « Evaluation savoir faire » (remédiation)	Ÿ
Devoir sommatif.	Ÿ
Devoir certificatif : (remédiation)	Ÿ

* remédiation : ces documents peuvent être réutilisés ( tout ou partie) pour conclure une formation .

Leçon	Titre
N°	ATOMES- CLASSIFICATION PERIODIQUE - IONS

CHAPITRES

COURS

Représentation d'un atome.

Les atomes se représentent de façon élémentaire par le modèle de BOHR.

Les électrons sont répartis autour du noyau de l'atome sur des cercles concentriques appelés "couches électroniques"

Ces couches électroniques correspondent à des niveaux d'énergie.

Elles sont notées K ; L ; M ; N ….. et peuvent comporter respectivement 2 ; 8 ; 18 ; 32 ,….. Électrons au maximum. ( les couches M , N … possèdent des sous couches de 8 électrons)

La dernière couche occupée est appelée "couche externe" et quelque soit le nombre maximum d'électrons qu'elle peut contenir, elle n'en possède jamais plus de 8.

Les propriétés chimiques des atomes d'un élément sont déterminées par leur structure électronique externe. (C'est à dire par le nombre d'électrons de la couche externe)

Exemple: de représentation:

ReprésentationLvoir modèle)		Structure électronique:
Oxygène		K² ; L⁶ On dénombre : 8 électrons
Aluminium		K² ; L⁸, M³ On dénombre : 13 électrons
Lithium		K², L¹ On dénombre : 3 électrons

La classification périodique (voir doc. .tableau)

La connaissance de la structure électronique des atomes des différents éléments permet de comprendre le principe de classification,connue sous le nom de classification périodique des éléments et proposée par le chimiste russe Mendeleïev.

· Les éléments sont classés par numéro atomique "Z" croissant.

·Chaque ligne du tableau est appelée : période".

Une nouvelle période est utilisée à chaque fois que le remplissage électronique fait intervenir une nouvelle couche.

·Les éléments dont les atomes ont le même nombre d'électrons sur leur couche externe sont disposés dans une même colonne ; ils possède des propriétés chimiques voisines et constituent "une famille".

IONS

Au cours de réactions chimiques, les atomes essaient :

-soit de perdre le (ou les) électron(s) isolé(s) de leur couche externe.

- soit de compléter leur couche externe ( à 8 électrons)

Pour cela , ils peuvent perdre ou gagner des électrons et se transformer en "ions" .

Exemple:

Soit l'atome de sodium

Soit l'atome de chlore

Lorsque l'atome de sodium perd un électron, il change de nature.

-il devient électriquement positif

-il est appelé "ion sodium"

- son symbole est Na⁺

Lorsque l'atome de chlore gagne un électron, il change de nature:

- il devient électriquement négatif

- c'est l'ion chlorure.

- Son symbole est "cl^- "

Les ions positifs sont appelés : cations

Les ions négatifs sont appelés "anions"

Notation des ions.

On précise la charge de l'ion en indiquant en haut à droite le nombre de charge élémentaires "e" qu'il porte.

Exemple :

L'atome de magnésium, au cours de certaines réactions chimiques , perd deux électrons et donne naissance à un cation portant une charge égale à +2 e.

Cet ion sera noté : Mg²⁺

L ‘atome de magnésium va perdre 2 électrons , et devient un « cation »

Autres exemples :

Cations :

- ion argent Ag⁺ (1 charge positive)

- ion potassium K⁺ (1 charge positive)

- ion cuivre (II) Cu²⁺ (2 charges positives)

- ion aluminium Al⁺³ (3 charges positives)

Anions:

- ion oxyde O^2- (1 charge négative)

- ion fluore F^- (1 charge négative)

- ion iodure I^- (1 charge négative)

Molécules

· Les atomes restent rarement isolés : ils sont en général associés les uns aux autres pour former des molécules.

Grâce à ces associations, les atomes acquièrent une structure électronique plus stable ( en saturant leur couche électronique externe).

Exemple1 :

Deux atomes d'hydrogène mettent en commun leur électron pour former une molécule de dihydrogène.( H₂ )

Molécule de dihydrogène : les deux atomes vont « s’ assembler »

les deux atomes se sont assembler :

Exemple 2

Deux atomes d'oxygène mettent en commun deux électrons pour former une molécule de dioxygène (O₂)

Atome d'oxygène:

Molécule de dioxygène.

Exemple 3:

Un atome de chlore et un atome d'hydrogène mettent en commun un électron pour former une molécule de chlorure d'hydrogène (HCl).

Atome d'hydrogène:

Atome de chlore:

Molécule de chlorure d'hydrogène.

Exemple 4:

Deux atomes d'hydrogène et un atome d'oxygène mettent en commun des électrons pour former une molécule d'eau ( H₂O):

Atome d'hydrogène

Atome d'oxygène

Molécule d'eau.

· A chaque type de molécule, on attribue un nom et une formule qui traduit sa composition.

Règle :

Pour écrire la formule d'une molécule, on écrit côte à côte les symboles des éléments présents dans la molécule en précisant, en indice, en bas à droite, le nombre d'atomes de chaque élément. L'indice "1" n'est jamais spécifié.

Exemples:

Nom de la molécule	Ecriture symbolique.
Molécule de dioxygène.	O₂
Molécule de trioxygène	O₃
Molécule d'eau	H₂O
Molécule de dioxygène de carbone.	C₁O₂ = CO₂
Molécule de dichlore.	Cl₂
Molécule de chlorure d'hydrogène	H₁Cl₁= HCl
Molécule d'ammoniac	N₁H₃ = NH₃
Molécule de sucre (saccharose)	C₁₂ H₂₂ O₁₁

· Liaison covalente.

La liaison covalente consiste en la mise en commun par deux atomes d'une ou de plusieurs paires d'électrons, appelées "doublets de liaison".

La liaison covalente est dite "simple" , "double" ou "triple" selon que les deux atomes ont mis en commun un , deux ou trois doublets d'électrons.

En associant un tiret à chaque liaison covalente, les molécules peuvent de représenter par des formules développées.

Exemples.

Molécule	Liaison covalente.
Molécule d'eau ( H₂O)	H - O - H

La classification des atomes ( ou éléments) suivant leur numéro atomique « Z » croissant .

Chaque ligne correspond à un remplissage d’une nouvelle couche ( il y a 7 couches à remplir)

Nota Chaque couche correspond à différents niveaux d’énergie des électrons :

Les électrons qui gravitent autour du noyau se répartissent en couche ( ou niveaux d’énergie)

Les couches sont désignées par les lettres : K ; L ; M ; N ; O ; P ; Q

Chaque couche peut contenir un nombre maximal d’électrons regroupé dans le tableau

Nom de la couche	Nombre maximal d’électrons regroupés dans le tableau
K	2
L	8
M	8
N	18
O	18
P	32
Q	18

ies électrons remplissent d’abord la couche K , puis la M , ect. ….. pour former la structure électronique de l’atome

Modèle de tableau :

Voir la représentation de LEWIS

Leçon	Titre
N°	TRAVAUX d ’ AUTO - FORMATION sur ATOMES -

TRAVAUX N° d ’ AUTO - FORMATION : CONTROLE

TRAVAUX N° d ‘ AUTO - FORMATION EVALUATION