Le document présente un cours d'atomistique pour les étudiants en première année de cycle ingénieur, couvrant la structure de la matière, la thermodynamique et la chimie des solutions ioniques. Il décrit les composants de l'atome, les modèles atomiques historiques, ainsi que des concepts tels que les isotopes, la mole et la masse molaire. Des méthodes de calcul et des exemples pratiques illustrent les théories abordées.

1. Cours : Atomistique
Filière : TC
1ère année Cycle Ingénieur (S1)
Enseignant : A. NADI 1
Module Chimie
Année universitaire : 2020-2021
École Supérieure des Industries de Textile et d’Habillement

2. Plan
• Introduction générale
1- Atomistique :
I- Les modèles de la structure de la matière
II- Liaisons chimiques
III- Géométrie des molécules
2- Thermodynamique:
I- Notion fondamentale :
II- Premier principe de la thermodynamique
III- Deuxième principe de la thermodynamique
IV- Troisième principe de la thermodynamique
V- Equilibres chimiques
3- Chimie des solutions ioniques aqueuses:
Les solutions ioniques acides et bases
I- Généralité
II- Calcul du pH des solutions aqueuses
III- Application des équilibres ioniques
Les solutions ioniques d'oxydoréduction
I- Les réactions rédox.
II- La pile électrochimique, le potentiel rédox
III- Les électrodes type
IV- Utilisation des potentiels standard, La prévision des réactions rédox
V- Les facteurs influant sur le potentiel d'oxydo-réduction
VI- Les méthodes de calcul et la détermination de la courbe de titrage et l'équivalence
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3. Constitution de l’atome
- L’atome (Atomos = Insécable) est la plus petite particule
élémentaire constituant la matière.
- L’hypothèse atomique citée en Grèce (400 ans avant J.C.)
n’a commencé à devenir une théorie scientifique qu’à partir
du début de 19ème siècle.
- Plusieurs études historiques se sont alors multipliées afin
de découvrir les constituants de l’atome, d’étudier sa
conception ainsi que sa structure électronique.

4. Particules fondamentales de l’atome
Ce sont:
- Les électrons
- Les protons et les neutrons, appelés nucléons,
sont contenus dans le noyau.
Remarque: Il existe d’autres particules contenues dans le noyau telles
que les « Quarks ».

5. L’électron
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Particule négative e < 0 J. Perrin (1895)
Rapport Charge/Masse e/me= 1,76.1011 C/Kg J.J. Thomson (1897)
Charge -e = -1,602. 10-19 C Milikian (1911)
Masse me= 9,102. 10-31 Kg J.J. Thomson
Les électrons circulent en ligne droite de la cathode sur la gauche l’anode est en bas.
La circulation de électrons issus de la cathode est confirmée par l’ombre portée de la
croix sur la paroi fluorescente à droite.
L’électron est une particule chargée négativement de symbole « e- » découverte par
J.J. Thomson en 1897:

6. Le Noyau
• J.J. Thomson, proposa le modèle suivant:
L'atome étant électriquement neutre, on peut le représenter comme une sphère
à l'intérieur de laquelle les charges positives sont réparties uniformément, les
électrons étant placés de façon à assurer le maximum de stabilité du point de
vue électrostatique.
• En 1911, E. Rutherford, en bombardant une mince feuille d'or par des
particules alpha (He2+) avait fait les constats suivants:
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7. 1- La plupart des particules traversent la feuille sans subir de déviation.
La plus grande partie de l’espace occupé par la matière est constituée
de vide.
2- Certaines particules sont repoussées par un corps ponctuel chargé
positivement
Mise en évidence d’un noyau positif dans l’atome.
L’expérience a permis de calculer le rayon du noyau de l’ordre de 10-4 Å
-10

8. Le proton est une particule chargée positivement de charge et de masse :
Charge : +e = 1,602 x 10 -19 C
Masse : mp = 1,672 x 10 -27 kg = 1838 me
Le proton a été découvert par Rutherford en 1919 selon la réaction
nucléaire suivante:
14
7N + 4
2He -----------> 17
8O + 1
1H (1
1H est noté H+)
Proton = p+
8
Le proton

9. Le neutron
Le neutron est une particule sans charge électrique (Q = 0), a été découvert
par J. Chadwick en 1932.
En étudiant certaines réactions nucléaires, il observa un rayonnement de
particules neutres:
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0n= Neutron
Masse d'un neutron : mn = 1,674 x 10-27 kg = 1838 me
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10. Les principales caractéristiques des
particules constituants l’atome
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11. On utilise le symbolisme suivant pour représenter un atome ou un ion :
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E : représente le symbole de l'élément.
A : représente le nombre de masse.
Z : représente le numéro atomique.
N : représente la charge de l'ion.
Numéro atomique – Nombre de Masse

12. Symbole de l'élément (E)
Exemples :
• Le fer a pour symbole Fe
• L'hydrogène a pour symbole H
• Le potassium a pour symbole K (du nom latin Kalium)
• L'or a pour symbole Au (du nom latin Aurum).
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Numéro atomique (Z)
• Il représente le nombre de protons contenus dans le noyau.
• Il donne aussi le nombre d'électrons, si l’atome étant électriquement
neutre.

13. Le nombre de masse représente le nombre de nucléons. C'est-à-dire le
nombre total de protons et de neutrons contenus dans le noyau de l'atome.
Il nous permet de déterminer le nombre de neutrons que possède un atome.
Nombre de neutrons = A - Z
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Nombre de masse (A)

14. Charge de l'ion (N+/-)
La charge de l'ion représente le nombre d'électrons (N) gagnés (-) ou perdus
(+) par un atome. Un atome ayant une charge positive est appelé ion positif
ou cation. Un atome ayant une charge négative est appelé ion négatif ou
anion.
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tableau périodique
Z(Cr) = 24
Z(Cl) = 17
Z(Mn)= 25
24 19 52 - 24= 28
17 18 38 - 17= 21
25 20 55 – 25 = 30

15. Les isotopes
On appelle isotopes d’un même élément E, des atomes ayant le même
Numéro atomique Z mais des nombres de masse A différents.
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On appelle « Abondance relative » les proportions relatives de chaque isotope
dans un échantillon naturel donné
Exemple: L’oxygène se trouve dans la nature sous forme de trois isotopes:
Isotope 16
8O 17
8O 18
8O
Abondance
relative
99,76% 0,037% 0,204%

16. Les isotopes
16
50
- Les isotopes d’un même élément E ont des propriétés chimiques quasi-identiques.
- On peut séparer les isotopes d’un même élément par diverses méthodes d’analyse,
la spectroscopie de masse en est un exemple.
46 120 – 50 = 70
50 48 116 – 50 = 66
17 18 37 – 17 = 20
16 18 34 – 16 = 18

17. Tableau périodique des éléments

18. 18
Quantité de matière: Mole
La masse d’un atome quelconque est très faible (de l’ordre de 10-23g). Cette
quantité microscopique de la matière n’est pas à notre échelle, c’est pourquoi on
choisit de raisonner sur une quantité macroscopique appelée Mole.
On appelle mole un groupe de N unités élémentaires (Avec N: nb d’Avogadro =
6,023 1023). 1 Mole comprend N particules
1 Mole d’atomes = 6,023.1023 atomes
1 Mole de molécules = 6,023.1023 molécules
1 Mole d’ions = 6,023.1023 ions
Exemple 1 : Déterminer le nombre d'atomes dans une
molécule d'acide phosphorique, H3PO4.
Solution : Il y a 3 atomes d'hydrogène, 1 atome de
phosphore et 4 atomes d'oxygène, soit un total de 8
atomes dans la molécule.

19. 19
Exemple 2 : Déterminer le nombre de moles d'atomes dans
une mole de molécules d'acide phosphorique, H3PO4.
Exemple 3 : Déterminer le nombre d'atomes dans une mole
de molécules de H3PO4.
Mole

20. 20
La masse molaire
 La masse molaire d’un élément est la masse en gramme
de 6,023 × 1023 atomes de cet élément.
C’est la masse qui apparaît sur le tableau périodique.
 La masse molaire d’un composé est la masse de 6,023 ×
1023 molécules. On la calcule à partir de la formule
moléculaire comme le montre les exemples suivants :
Exemple 1 : Déterminer la masse molaire de H3PO4.
On donne: M(H)= 1,008 g/mol ; M(P)= 30,974 g/mol ; M(O)= 15,995 g/mol