À propos de cette page
Ce cours de physique-chimie (2nde) en seconde sur « Constitution de la matière : des atomes aux molécules » suit le programme officiel de physique-chimie (2nde) de seconde. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : L'atome et ses constituants, Le noyau atomique : protons, neutrons et nucléons, Les électrons et la structure électronique, Le modèle de Bohr et les couches électroniques. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de seconde à réussir en physique-chimie (2nde).
Au programme
1 · L'atome et ses constituants
2 · Le noyau atomique : protons, neutrons et nucléons
3 · Les électrons et la structure électronique
4 · Le modèle de Bohr et les couches électroniques
5 · Les ions : atomes qui ont perdu ou gagné des électrons
6 · Les molécules et les liaisons covalentes
7 · Les formules chimiques et le tableau périodique
8 · Ordres de grandeur et échelles de la matière
1L'atome et ses constituants
La matière qui nous entoure est constituée d'entités très petites appelées atomes. Un atome est la plus petite entité chimique caractéristique d'un élément.
Définition. Un
atome est composé :
- d'un noyau central, très petit et dense, chargé positivement ;
- d'un nuage d'électrons qui gravitent autour du noyau, chargés négativement.
Un atome est électriquement neutre : la charge positive du noyau est exactement compensée par la charge négative des électrons.
Exemple. L'atome d'hydrogène est le plus simple : son noyau est formé d'un seul proton, et il possède un unique électron en orbite.
Le rayon d'un atome est de l'ordre de $10^{-10}$ m (soit 0,1 nm = 1 Å). Le noyau est environ 100 000 fois plus petit que l'atome, avec un rayon de l'ordre de $10^{-15}$ m.
Astuce. Pour visualiser l'échelle : si l'atome avait la taille d'un stade de football, le noyau serait une bille au centre.
2Le noyau atomique : protons, neutrons et nucléons
Le noyau est constitué de deux types de particules appelées nucléons :
| Particule | Charge | Masse (kg) | Localisation |
|---|
| Proton (p) | $+e = +1{,}6 \times 10^{-19}$ C | $1{,}67 \times 10^{-27}$ kg | Noyau |
| Neutron (n) | 0 (neutre) | $1{,}67 \times 10^{-27}$ kg | Noyau |
| Électron (e⁻) | $-e = -1{,}6 \times 10^{-19}$ C | $9{,}1 \times 10^{-31}$ kg | Autour du noyau |
Notation symbolique. On note un atome : $^A_Z X$ où :
- $X$ = symbole chimique de l'élément ;
- $Z$ = numéro atomique = nombre de protons (et d'électrons pour un atome neutre) ;
- $A$ = nombre de masse = nombre de nucléons = $Z + N$ (N = nombre de neutrons).
Exemple. Pour le carbone $^{12}_{6}\text{C}$ : $Z=6$ (6 protons), $A=12$ (12 nucléons), donc $N = 12-6 = 6$ neutrons.
Attention ! Des atomes avec le même $Z$ mais des $A$ différents sont des isotopes du même élément chimique. Par exemple $^{12}_{6}\text{C}$ et $^{14}_{6}\text{C}$ sont deux isotopes du carbone.
3Les électrons et la structure électronique
Les électrons sont des particules de charge $-e = -1{,}6 \times 10^{-19}$ C et de masse très faible ($m_e \approx 9{,}1 \times 10^{-31}$ kg). Ils constituent le cortège électronique de l'atome.
Pour un atome neutre, le nombre d'électrons est égal au numéro atomique $Z$ (nombre de protons).
Règle. Les électrons se répartissent sur des
couches électroniques, notées K, L, M (ou niveaux n=1, 2, 3…). Chaque couche peut accueillir un nombre maximal d'électrons :
- Couche K ($n=1$) : 2 électrons maximum
- Couche L ($n=2$) : 8 électrons maximum
- Couche M ($n=3$) : 8 électrons maximum (en lycée, règle simplifiée)
Les électrons remplissent les couches de l'intérieur vers l'extérieur (de la couche K vers la couche M).
Exemple. Pour l'atome de sodium $^{23}_{11}\text{Na}$ ($Z=11$) : la configuration électronique est $2, 8, 1$ (2 électrons en K, 8 en L, 1 en M).
Astuce. Pour écrire la configuration, on remplit d'abord la couche K (max 2), puis L (max 8), puis M avec le reste.
4Le modèle de Bohr et les couches électroniques
Le modèle de Bohr (1913) représente l'atome comme un noyau central autour duquel les électrons tournent sur des orbites circulaires de rayon fixe, appelées couches.
Structure électronique (notation). On note la répartition des électrons sous la forme : $(K)^{n_1}(L)^{n_2}(M)^{n_3}$ ou plus simplement $n_1, n_2, n_3$ (nombre d'électrons par couche).
| Élément | $Z$ | Configuration | Électrons de valence |
|---|
| Hydrogène H | 1 | 1 | 1 |
| Carbone C | 6 | 2, 4 | 4 |
| Oxygène O | 8 | 2, 6 | 6 |
| Sodium Na | 11 | 2, 8, 1 | 1 |
| Chlore Cl | 17 | 2, 8, 7 | 7 |
| Argon Ar | 18 | 2, 8, 8 | 8 |
Astuce. Les électrons de valence sont ceux de la couche externe (la plus éloignée du noyau). Ce sont eux qui participent aux liaisons chimiques et aux réactions.
Attention ! Le modèle de Bohr est une simplification. Le vrai modèle quantique est plus complexe, mais cette représentation suffit au programme de Seconde.
5Les ions : atomes qui ont perdu ou gagné des électrons
Un atome peut gagner ou perdre des électrons : il devient alors un ion.
Définitions.- Un cation est un ion positif : l'atome a perdu des électrons ($\text{nombre e}^- < Z$).
- Un anion est un ion négatif : l'atome a gagné des électrons ($\text{nombre e}^- > Z$).
La charge d'un ion s'écrit en exposant : $\text{Na}^+$, $\text{Cl}^-$, $\text{Ca}^{2+}$, $\text{O}^{2-}$.
La charge totale d'un ion est : $q = (Z - n_e) \times e$ où $n_e$ est le nombre d'électrons de l'ion.
Exemple. L'ion sodium $\text{Na}^+$ : $Z = 11$, $n_e = 10$ (a perdu 1 électron). Configuration : 2, 8. L'ion chlorure $\text{Cl}^-$ : $Z = 17$, $n_e = 18$ (a gagné 1 électron). Configuration : 2, 8, 8.
Règle de l'octet. Les atomes gagnent ou perdent des électrons pour atteindre une configuration avec 8 électrons sur la couche externe (ou 2 pour H et He), comme les gaz nobles. C'est la règle de l'octet.
Attention ! Un ion monoatomique est issu d'un seul atome. Il existe aussi des ions polyatomiques (ex : $\text{SO}_4^{2-}$, $\text{OH}^-$, $\text{NH}_4^+$).
6Les molécules et les liaisons covalentes
Une molécule est un assemblage électriquement neutre d'au moins deux atomes, liés entre eux par des liaisons covalentes.
Liaison covalente. Une liaison covalente est formée par le partage de deux électrons entre deux atomes. Chaque atome apporte un électron (ou deux pour une liaison dative). Une liaison covalente simple est représentée par un tiret (–) dans la formule développée.
Les atomes forment des liaisons pour compléter leur couche externe (règle de l'octet).
| Atome | Électrons de valence | Liaisons à former | Exemples de molécules |
|---|
| H | 1 | 1 | H₂, H₂O, CH₄ |
| O | 6 | 2 | H₂O, CO₂, O₂ |
| N | 5 | 3 | NH₃, N₂ |
| C | 4 | 4 | CH₄, CO₂, C₂H₅OH |
| Cl | 7 | 1 | HCl, Cl₂, CH₃Cl |
Exemple. La molécule d'eau $\text{H}_2\text{O}$ : l'oxygène (6 électrons de valence) forme 2 liaisons avec 2 hydrogènes (1 électron de valence chacun). Les deux paires libres de l'oxygène ne participent pas aux liaisons.
7Les formules chimiques et le tableau périodique
Une formule chimique indique la nature et le nombre d'atomes présents dans une molécule ou une entité chimique.
Types de formules :- Formule brute : indique le nombre d'atomes de chaque élément. Ex : $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$.
- Formule développée : représente toutes les liaisons. Ex : H—O—H pour l'eau.
- Formule semi-développée : regroupe les hydrogènes liés à chaque carbone. Ex : $\text{CH}_3\text{—CH}_3$ pour l'éthane.
Dans le tableau périodique (classification de Mendeleïev), les éléments sont classés par numéro atomique $Z$ croissant et regroupés selon leurs propriétés chimiques :
- Les colonnes (groupes) rassemblent les éléments ayant le même nombre d'électrons de valence → propriétés chimiques similaires.
- Les lignes (périodes) correspondent au remplissage d'une couche électronique.
Astuce. En Seconde, il suffit de savoir lire les données d'un élément (symbole, Z, A) dans le tableau et d'en déduire sa configuration électronique.
Exemple. L'eau $\text{H}_2\text{O}$ contient 2 atomes d'hydrogène et 1 atome d'oxygène. Sa masse molaire est : $M = 2 \times 1 + 16 = 18$ g·mol$^{-1}$.
8Ordres de grandeur et échelles de la matière
La matière est organisée à différentes échelles, de l'infiniment petit à l'échelle macroscopique. Maîtriser les ordres de grandeur est essentiel en physique-chimie.
| Échelle | Entité | Taille typique |
|---|
| Macroscopique | Grain de sable, goutte d'eau | $10^{-3}$ m (mm) |
| Microscopique | Cellule, bactérie | $10^{-6}$ à $10^{-5}$ m (µm) |
| Nanométrique | Molécule, protéine | $10^{-9}$ à $10^{-7}$ m (nm) |
| Atomique | Atome | $10^{-10}$ m (0,1 nm) |
| Subatomique | Noyau, proton | $10^{-15}$ à $10^{-14}$ m (fm) |
Notations : 1 nm = $10^{-9}$ m ; 1 µm = $10^{-6}$ m ; 1 pm = $10^{-12}$ m ; 1 fm = $10^{-15}$ m.
La très grande majorité de la masse d'un atome est concentrée dans le noyau ($m_{ ext{noyau}} \approx m_{ ext{atome}}$), car la masse des électrons est négligeable ($m_e \approx 2000$ fois plus légère que celle du proton ou du neutron).
Attention ! Il ne faut pas confondre la taille de l'atome (liée au nuage électronique, $\sim 10^{-10}$ m) et la taille du noyau ($\sim 10^{-15}$ m). L'atome est essentiellement du vide !
★À retenir
En bref :
• Un atome est constitué d'un noyau (protons + neutrons) et d'un nuage d'électrons.
• $Z$ = nombre de protons = nombre d'électrons (atome neutre) ; $A$ = nombre de nucléons = $Z + N$.
• Les électrons se répartissent sur des couches K (max 2), L (max 8), M (max 8).
• Un ion est formé lorsqu'un atome perd (cation +) ou gagne (anion −) des électrons.
• Les atomes cherchent à avoir 8 électrons en couche externe (règle de l'octet).
• Une molécule est un assemblage neutre d'atomes liés par des liaisons covalentes (partage de 2 e⁻).
• Rayon de l'atome ≈ $10^{-10}$ m ; rayon du noyau ≈ $10^{-15}$ m.