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Cours chimie L1

CHIMIE STRUCTURALE

Matière

Chimie Structurale

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Université

Université de Caen-Normandie

Année académique : 2020/2021

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Étudiant Anonyme

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Université de Caen-Normandie

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Licence Sciences du vivant – 1

année

CHIMIE STRUCTURALE

SUPPORT DE COURS

Avertissement

Ce support n’est pas un résumé du cours. Il contient le plan du cours, les différentes définitions de

base dont la connaissance est indispensable à sa compréhension. Les figures et tableaux sont

présentés pour faciliter la prise de notes au moment de la présentation sous forme de transparents.

STRUCTURE DE LA MATIÈRE

####### CHAPITRE I : La matière et ses constituants

Elément chimique – Atome – Description élémentaire de l’atome – Etats de la matière – Mélange – Corps pur – Stœchiométrie - Masse atomique.

####### CHAPITRE II : Vers un modèle quantique de l'atome

L'énergie quantifiée – Dualité onde-particule Orbitales atomiques - Nombres quantiques

####### CHAPITRE III : Les atomes à plusieurs électrons

Structure électronique des atomes - Tableau périodique

CHAPITRE I

LA MATIERE ET SES

CONSTITUANTS

####### I- CARACTERISTIQUES DES PARTICULES ELEMENTAIRES

Eléments
Noyaux
Atomes

####### II- LES ELEMENTS

A- Définition

B- Isotopes

C- Classification

####### III- LA MATIERE

A- Les états de la matière

B- Les mélanges

C- Corps purs

D- Molécules et cristaux

####### IV- LA NOTION DE MASSE

A- Masse de l'atome

B- Stœchiométrie des corps purs composés

C- Masse des molécules

Corps pur - Elément Noyau –proton – neutron – électron Nombre de massesA– Nombre de chargesZ– numéro atomiqueZ Isotope - Ion / cation / anion Masse atomique – Défaut de masse – Unité de masse atomique (dalton) Nombre d’AvogadroNA Masse atomique relative –Masse atomique molaire Masse molaire moyenne de l’élément – Masse molaire formulaire et moléculaire

Il existe environ 1200-1500nucléides isotopesdont300-350 naturels. Un élément naturel est composé

généralement de plusieurs isotopes.

Abondance naturelle isotopique: fraction massique d’un isotope particulier dans l’élément naturel  i

ai 1.

Nombre De Neutrons (A -Z)

Nombre de protons Z

Bande de Stabilité

Nombre de masse A

Région de plus grande stabilité

Fission

Fusion

Energie de liaison par nucléon / eV

Courbe de Aston

Abondance des éléments dans l’univers , échelle logarithmique

Il existe environ 1200-1500nucléides isotopesdont300-350 naturels. Un élément naturel est composé

généralement de plusieurs isotopes.

Abondance naturelle isotopique: fraction massique d’un isotope particulier dans l’élément naturel  i

ai 1.

Nombre De Neutrons (A -Z)

Nombre de protons Z

Bande de Stabilité

Nombre de masse A

Région de plus grande stabilité

Fission

Fusion

Energie de liaison par nucléon / eV

Courbe de Aston

Abondance des éléments dans l’univers , échelle logarithmique

Il existe environ 1200-1500nucléides isotopesdont300-350 naturels. Un élément naturel est composé

généralement de plusieurs isotopes.

Abondance naturelle isotopique: fraction massique d’un isotope particulier dans l’élément naturel  i

ai 1.

Nombre De Neutrons (A -Z)

Nombre de protons Z

Bande de Stabilité

Nombre de masse A

Région de plus grande stabilité

Fission

Fusion

Energie de liaison par nucléon / eV

Courbe de Aston

Abondance des éléments dans l’univers , échelle logarithmique

18 10

15 10

12 10

9 10

6 10

3 1 10

exa E

peta P

tera T

giga G

mega M

kilo k

milli m

micro 

nano n

pico p

femto f

atto a

1 Å= 1 angström = 10 - m 1 pm = 1 picomètre = 10 - m 1 fm = 1 fermi = 10 - m

ATOME COMPOSITION

Atome= noyau +Zélectrons

noyau=Anucléons =Zprotons +Nneutrons

Z = nombre de protons (nombre de chargesounuméro atomique) A= nombre de nucléons (nombre demasses) A = Z + N

####### Zfixe lanaturede l’élémentX.

Existence denoyaux isotopes : même Z et plusieurs valeurs de A.

CARACTERISTIQUES DES PARTICULES

Symbole masse / kg

masse / u

charge / C

spin dimension

électron e 0 e  1 9,10939 10 - 5,48571 10 - 1,6022 10 -19 ½ <1am

proton p 1 p 1 1,67262 10

1,007276 + 1,6022 10 - ½ ~1 fm

neutron n 1 n 0 1,67495 10

1,008665 0 ½ ~1 fm

noyau

nuclide

nucléide

X

qqs 10 - ~ A + Z e Existe ~2,4 A 1/ fm

L’élément (caractérisé par Z) existe sous forme d’entités neutres (atomes) ou chargées (ions).

####### Atome X qqs 10

neutre qqsÅ

####### Cation Xn+ ‘‘ + n e < atome neutre

####### Anion Xn ‘‘  n e > atome neutre

Remarque: e symbolise l’électronetla valeur de la charge élémentaire e = 1,6022 10

ZX

CHANGEMENTS D’ÉTAT D’UN CORPS PUR

Solide

(forme allotropique)

transition de phase

SOLIDE

Sublimation Condensation G-S

Solidification Fusion

Liquéfaction

GAZ LIQUIDE

Vaporisation

ABONDANCES RELATIVES DES ÉLÉMENTS

Composition en masse de la surface de la terre croûte + océan (10 km) + atmosphère (20 km) %

Composition en masse du corps humain

Oxygène 49,1 Oxygène 64, Silicium 26,1 Carbone 18, Aluminium 7,5 Hydrogène 10, Fer 4,7 Azote 3, Calcium 3,4 Calcium 1, Sodium 2,6 Phosphore 1, Potassium 2,4 Chlore 0, Magnésium 1,9 Potassium 0, Hydrogène 0,88 Soufre 0, Titane 0,58 Sodium 0, Chlore 0,19 Magnésium 0, Carbone 0,09 Fer 0, 78 autres 0,56 Zinc 0, Cuivre 0, Etain 0, Manganèse 0, Iode 0,

CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS 1 1,

Hydrogène

2 4,

Hélium 3 6,

Lithium

4 9,

Béryllium

Z Ar

Nom

5 10,

Bore

6 12,

Carbone

7 14,

Azote

8 15,

Oxygène

9 18,

Fluor

10 20,

Néon 11 22,

Sodium

12 24,

Magnésium

Inversion sd Inversion f d

13 26,

Aluminium

14 28,

Silicium

15 30,

Phosphore

16 32,

Soufre

17 35,

Chlore

18 39,

Argon 19 39,

Potassium

20 40,

Calcium

21 44,

Scandium

22 47,

Titane

23 50,

Vanadium

24 51,

Cr  Chrome

25 54,

Manganèse

26 55,

Fer

27 58,

Cobalt

28 58,

Nickel

29 63,

Cu  Cuivre

30 65,

Zinc

31 69,

Gallium

32 72,

Germanium

33 74,

Arsenic

34 78,

Sélénium

35 79,

Brome

36 83,

Krypton

37 85,

Rubidium

38 87,

Strontium

39 88,

Yttrium

40 91,

Zirconium

41 92,

Nb  Niobium

42 95,

Mo  Molybdène

43 (97)

Technétium

44 101,

Ru  Ruthénium

45 102,

Rh  Rhodium

46 106,

Pd  Palladium

47 107,

Ag  Argent

48 112,

Cadmium

49 114,

Indium

50 118,

Etain

51 121,

Antimoine

52 127,

Tellure

53 126,

Iode

54 131,

Xénon

55 132,

Césium

56 137,

Baryum

71 174,

Lutécium

72 178,

Hafnium

73 180,

Tantale

74 183,

Tungstène

75 186,

Rhénium

76 190,

Osmium

77 192,

Iridium

78 195,

Pt  Platine

79 196,

Au  Or

80 200,

Mercure

81 204,

Thallium

82 207,

Plomb

83 208,

Bismuth

84 (209)

Polonium

85 (210)

Astate

86 (222)

Radon

87 (223)

Francium

88 226,

Radium

103 (260)

Lawrencium

104

Rutherfordium

105

Dubnium

106

Seaborgium

107

Bohrium

108

Hassium

109

Meitnerium

110 111 112

57 138,

La  Lanthane

58 140,

Cérium

59 140,

Praséodyme

60 144,

Néodyme

61 (145)

Prométhéum

62 150,

Samarium

63 151,

Europium

64 157,

Gd  Gadolinium

65 158,

Terbium

66 162,

Dysprosium

67 164,

Holmium

68 167,

Erbium

69 168,

Thulium

70 173,

Ytterbium

89 227,

Ac  Actinium

90 232,

Th  Thorium

91 231,

Pa  Protactinium

92 238,

U  Uranium

93 237,

Np  Neptunium

94 242,

Plutonium

95 (243)

Américium

96 (247)

Cm  Curium

97 (247)

Berkélium

98 (251)

Californium

99 (254)

Einsteinium

100 (257)

Fermium

101 (258)

Mendélévium

102 (259)

Nobèlium

THÉORIE ATOMIQUE DE DALTON (1808)

Chaqueélémentest formé de particules ‘indivisibles’ : lesATOMES.
Tous les atomes d’un élément sont identiques : même masse et même comportement

chimique.

A des éléments différents correspondent des atomes de masses et de comportements

chimiques différents.

Les corps purs sont des assemblages d’atomes.
Une réaction chimique est un réarrangement d’atomes.

STŒCHIOMETRIE DES CORPS PURS COMPOSES

Loi de conservation de la masse : Lavoisier (1743-1794)

Lors d’une réaction, la masse totale se conserve (la masse totale des réactifs

consommés est égale à la masse totale des produits formés)stœchiométrie des réactions.

Loi des proportions définies : Proust (1754-1826)

Le rapport entre les masses de chaque réactif qui ont été consommées dans la réaction

est constantstœchiométrie des corps purs composés (H 2 O, SO 2 , NaCl....)

H 2 + 2

1 O 2 H 2 O

Loi des proportions multiples : Dalton (1766-1844)

Dans une série de composés binaires (à 2 éléments A et B), les rapports entre les

masses de B s’unissant à une même masse de A pourront toujours être réduits à de petits

nombres entiersstœchiométrie des corps purs composés dans une série AxBy.

Ex : CO, CO 2

MASSE ATOMIQUE

Masse Atomique m( A X)

m < à 10 - kg m( 14 N) = 23,25252 10  27 kg atome -

unité de masse atomiqueouDALTON(u) = 1/ e de la masse atomique de l’atome de 12 C

0,012 kg de 12 C contiennent NA= 6,022 10 23 atomes

1 dalton = 1u = 12

(m 12 )C = 12

1 NA

,0 012 kg = 1,66053 10  27 kg 1 u = NA

1 g

ex: m( 14 N) = 23,25252 10  27 kg = 14,00307 u

Masse atomique relative Ar( A X)

Définie par rapport à l’atome de carbone 12 Ar( A X) = m( )C

m( )X

12 12

sans unité

ex: m(

14 N) = 14,00307 u Ar(

14 N) = 14,

Masse molaire atomique Am(

A X)

mole (mol) = unité de quantité de matière. 1 mole contientNAentités NA = 6,022 10 23 mol -

Am( A X) = NAm( A X) ex: m( 14 N) = 14,00307 u Am( 14 N) = 14,00307 g mol -

Masse molaire moyenne / naturelle atomique de l’élément Am(X)

L’élément est un mélange d’atomes isotopes Am(X) ou M(X) = masse d’une mole d’atomes de l’élément compte tenu des abondances relatives (a) des atomes isotopes.

ex :

Am(N)= a( 14 N) x Am( 14 N) + a( 15 N) x Am( 15 N) = 0,99636 x 14,00307 + 0,00364 x 15,

=14,0067 g mol

 1  m(N)= 14,0067 u et Ar(N)= 14,0067 (tableau périodique)

MASSES MOLAIRES FORMULAIRE ET MOLÉCULAIRE

M(formulaire) =masse d’une mole de formules stœchiométriques (de motifs) = NAm(motif) ex: M(NaCl) = NAm(NaCl) = Am(Na) + Am(Cl)

M(moléculaire)= somme des masses des constituants M(CnHmOl) = NA[nm (C) + mm(H) + lm(O)] = n Am(C) +m Am(H) + l Am(O)

MASSE DU NOYAU

Défaut de masse=m = (Zmproton+ (A – Z)mneutron) – mnoyau

Énergie de stabilisation : Est=m c

14 N 15 N a( A N) % 99,636 0, Ar(

A N) 14,00307 15,

ONDES ÉLECTROMAGNÉTIQUES - RAPPELS :

N A T U R E O N D U L A T O I R E D E L A L U MI È R E – C a r a c t éri s t i q u es d’ u n e o n d e

Dans la théorie deMaxwellla lumière est considérée comme une onde électromagnétique. Une onde électromagnétique est décrite comme l’oscillation d’un champ électrique et d’un champ magnétique dans l’espace et dans le temps.

Une onde est un phénomène qui traduit un ébranlement ou une vibration qui se propage dans l’espace. Elle est représentée par une fonction des coordonnées d’espace et du temps. Par exemple une onde sinusoïdale se propageant le long d’un axe peut être représenté par une fonction périodique de la forme :

(x,t)=osin(t +) = =osin[2(tx)+]

(x,t)= élongation (amplitude) ; o= amplitude maximum ; = longueur d’onde

= 2 = 2  = c T  = c

=pulsation,= fréquence, T = période,= phase,= phase à l’origine,nombre d’onde

O N D E S É L E C T R O MA G N É T I Q U E S - S PE C T R E É L E C T R O MA G N É T I Q U E





t t'

 0





t t'

 0

noyau électrons internes

électrons externes

vibrations moléculaires

rotations moléculaires

 /m

/Hz

/eV

 X UV IR -ondes ondes radio

10 - 1510 - 1210 - 910 - 610 - 310010 + 310 + 6

10 23 10 20 10 17 10 14 10 11 10 8 10 5 10 2

109 106 103 100 10 - 310 - 610 - 910 - 12

noyau électrons internes

électrons internes

électrons externes

éélleeccttrroonnss externes

vibrations moléculaires

rotations moléculaires

 /m

//HHzz

//eeVV

 X UV IR -ondes ondes radio

1100 - - 11551100 - - 11221100 - - 991100 - - 661100 - - 331100001100 ++ 331100 ++ 66

10 23 10 20 10 17 10 14 10 11 10 8 10 5 10 2 10 23 10 20 10 17 10 14 10 11 10 8 10 5 10 2

110099 110066 110033 110000 1100 - - 331100 - - 661100 - - 991100 - - 1122

= 3 x

E = 1 , 2 x

noyau électrons internes

électrons internes

électrons externes

éélleeccttrroonnss externes

vibrations moléculaires

rotations moléculaires

 /m

//HHzz

//eeVV

 X UV IR -ondes ondes radio

1100 - - 11551100 - - 11221100 - - 991100 - - 661100 - - 331100001100 ++ 331100 ++ 66

10 23 10 20 10 17 10 14 10 11 10 8 10 5 10 2 10 23 10 20 10 17 10 14 10 11 10 8 10 5 10 2

110099 110066 110033 110000 1100 - - 331100 - - 661100 - - 991100 - - 1122

noyau électrons internes

électrons internes

éélleeccttrroonnss externes

vibrations moléculaires

rotations moléculaires

 /m

//HHzz

//eeVV

 X UV IR -ondes ondes radio

1100 - - 11551100 - - 11221100 - - 991100 - - 661100 - - 331100001100 ++ 331100 ++ 66

10 23 10 20 10 17 10 14 10 11 10 8 10 5 10 2 10 23 10 20 10 17 10 14 10 11 10 8 10 5 10 2

111100009999 111100006666 111100003333 111100000000 11110000 - --- 333311110000 - --- 666611110000 - --- 999911110000 - --- 11112222

= 3 x

E = 1 , 2 x

= 3

E = 1,2

PHÉNOMÈ NES LUMI NEUX

La majorité des phénomènes lumineux s’interprètent en considérant la lumière comme une

onde à partir de deux principes

 Le principe de l’optique : I o

 Le principe de superposition : (r,t) = 1 (r,t) + 2 (r,t)

superposition en phase superposition en opposition de phase interférence constructive interférence destructive

Diffraction

Phénomène observé lorsque la lumière est diffusée par

des objets disposés de façon régulière.

Diffraction par les atomes d’un cristal :

En présence de plusieurs plans parallèles, on observe un

maximum d’intensité si==,

lorsque la différence de marcheest égale à un multiple entier de

longueur d’onde.(Loi deBragg)

= CB + BD = 2d sin 2d sin= k

####### PARTICULES - Rappels

Traitement par la mécanique deNewtondu mouvement d’une particule

La particule est caractérisée par sa masse m ; Elle acquiert une vitessevet une énergieE.

E = Ec+ Ep = ½ mv

2 + V énergie cinétique Ec= ½ mv

2 = 2 m

p 2

Dans le cas d’une particule chargée soumise à l’influence d’une autre particule chargée, l’énergie

potentielle est de type coulombien : Ep = V = – r

 0

avecp= quantité de mouvement,r= distance électron/noyau, 0 = permittivité du vide.

L’énergie totale est constante au cours du temps.

L’équation horairedécrit la position en fonction du temps:

x = f(t), y = g(t), z = h(t).

Latrajectoireest décrite par une fonction f(x,y,z)

(fonction indépendante du temps)

 

d

A

B

C D

 

d

A

B

C D

SPECTRE ATOMIQUE DE L’ATOME D’HYDROGÈNE

Le spectre caractéristique obtenu (spectre de raies)de celui de la lumière blanche (spectre continu en apparence)

BALMERétablit une loi empirique permettant de retrouver

les longueurs d’ondeet nombres d’ondede cette émission.

RH= C

te deRydberg= 1,096775 10

7 m

 1 . m = 3, 4, ...,.

La relation empirique plus générale deRITZrecouvre tout le spectre de longueurs d’onde

n,m= 











    22 H m,n m

1 n

1 R 1

n et m = entiers / mn + 1

D i a g ra m m e d ' én e rg i e

= 











    22 H m

1 2

1 R 1

Prisme

Source lumineuse

Ecran

Fentes

E / eV

0 

0,54 E 5
0,
1, Paschen n= (IR)
3, Balmer n= (Visible et UV)
13, Lyman n= (UV)

E 4

E 3

E 2

E 1

Brackett n= (IR)

Pfund n=5 (IR)

LE PRINCIPE D’INDÉTERMINATION DE HEISENBERG (1927)

Selon Heisenberg, il est impossible de mesurer exactement simultanément les composantes sur

un même axe de la position et de la quantité de mouvement d’une particule.

Position et quantité de mouvement sont des grandeurs ‘observables incompatibles’, cela

signifie que si l’on décide de mesurer précisément l’une des deux grandeurs, l’autre sera alors

indéterminée.

Heisenberg établit une relation entre les deux indéterminations qui s’écrit dans le cas général

suivant l’axe x :

x·px ħ/2 avec ħ = h/2.

Ces indéterminations ne sont en aucun cas des incertitudes liées à des erreurs de mesure mais

correspondent à des limites de précision qui sont dues aux perturbations du système créées par

l’observation ou la mise en œuvre de la mesure elle-même.

MODÈLE DE BOHR

Bohrreprend le modèle planétaire deRutherfordmais rejette certaines règles de la mécanique

classique. Bohr fait l’hypothèse que le moment cinétique orbital est quantifié. Dans le cas d’une

trajectoire plane et circulaire= r mev. la condition de quantification s’écrit = n ħ

avec le ‘nombre quantique’ n = 1, 2, 3, ..., et ħ = « h barre » = h / 2 L’électron ne peut exister que dans certains états stationnaires correspondant à des niveaux

d’énergie quantifiés sur des orbites de rayons discrets et que le passage d’un état à un autre

s’accompagne de l’absorption ou de l’émission d’un quantum h.

La quantification de l’énergie est une conséquence de la quantification du moment cinétique

orbital. Bohr établit de nouvelles expressions de l’énergie et du rayon qui lui est associé :

2 2 2 0

4 e n n

1 8 h

me E 

 = 2 n

hc R et rn= 2 2 e

2 0 n m e





n = 1 correspond à l’état fondamental

E 1 =13,6 eV r 1 = 0,529 Å = a 0

n = n1 correspond à des états excités

En= eV n

13 6, n

hc R 2 2    ; rn = aon

Les sauts quantiques se font par émission ou absorption d’un photon :

Ephoton= h= 

ch = hc EnEn’= h formulation de Ritz

 











     'n n H 2 'n 2

1 n

1 E hcR

Cependant ce modèle ne peut pas s'appliquer aux atomes polyélectroniques et il n'est pas

cohérent avec le principe de Heisenberg.

En’

En’’

####### h’’

####### h’

EEnn

EEnn’’

EEnn’’’’

####### h’’

####### h’

ÉNERGIES DE L’ HYDROGÉNOÏDE

L’énergie est quantifiée, pour un hydrogénoïde

)1Z(  ZA :

En= E 0 2

Z =13, 2

Z eV

n = nombre quantique principal n = 1,2,3,..., Solutions identiques à celles de Bohr pour l’hydrogène (Z = 1)

L’état fondamental correspond à n = 1 L’énergie des états excités (n > 1) est dégénérée (plusieurs fonctions orbitales et valeurs du spin).

Nombre de fonctions orbitales associées à une valeur En

####### n

couche

####### ℓ m symbole nombre 

00 s  100 1s 1s 11

L

s  200 2s sous couche 2s

p  211

p  210 sous couche 2p

p 21-

1,0,-

s sous couche 3s

p sous couche 3p

d  322

d  321

d  320 sous couche 3d

d 32-

n 0



1,0,-

2, 1, 0,-1,-

+3,, 3

sous couche n s

sous couche n p

sous couche n d

f sous couche 4f

s: sharp (ℓ=0),p: principal(1),d: diffuse (2),f: fondamental (3)

Pour une valeur de n, on retrouve bien2n

2 états possibles de l’électron en tenant compte des 2

valeurs du nombre quantique magnétique de spinmS.





















  

Description de l’électron – États de l’électron

4 nombres quantiques :n, ℓ, m, msérisent l’électron.

L’électron d’énergie Enest décrit par :

l’une des n 2 fonctions orbitalesn,ℓ,m son spin ms(+1/2 ou1/2)

Chaque description (état) de l’électron peut être représentée par :

une case ‘quantique’ n,ℓ,m et son spinou 

Ainsi il existe deux états 1set 1s pour l’hydrogène dans l’état fondamental. Ils diffèrent par le spin. ils sont décrits respectivement par :

Étude des l’orbitalesn,0,0ounsou ns

n,0,0(r,,) = Rn,0(r) Y0,0(,) = A f (r) car Y0,0(,) = C te = 1 4  n

familles (sharp) ( 1 s, 2 s, ...,ns, ...). fonctions desymétrie sphérique

n = 1 n = 2 n = 3

1 maximum 0 surface nodale 2 maxima 1 surface nodale n = 3  3 maxima n 1 = 2  2 surfaces nodales

Densité de

probabilité

radiale

Courbes

d’isodensité

0 4 8

1 < r > 0 , 5 Å < r > 9 Å

0 4 8

< r > 4 Å 1

0 4 8

1 < r > 9 Å

0 4 8

1 < r > 0 , 5 Å < r > 9 Å

0 4 8

1 < r > 0 , 5 Å

00 44 88

0 4 8

< r > 4 Å

00 44 88

< r > 4 Å

2 n

2 ‘états’possibles

  



  



1s

1s

 m

n

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Cours chimie L1

Matière: Chimie Structurale

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Université: Université de Caen-Normandie

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Licence Sciences du vivant – 1re année

CHIMIE STRUCTURALE

SUPPORT DE COURS

Avertissement

Ce support n’est pas un résumé du cours. Il contient le plan du cours, les différentes définitions de

base dont la connaissance est indispensable à sa compréhension. Les figures et tableaux sont

présentés pour faciliter la prise de notes au moment de la présentation sous forme de transparents.

STRUCTURE DE LA MATIÈRE

CHAPITRE I : La matière et ses constituants

Elément chimique – Atome – Description élémentaire de l’atome –

Etats de la matière – Mélange – Corps pur –

Stœchiométrie - Masse atomique.

CHAPITRE II : Vers un modèle quantique de l'atome

L'énergie quantifiée – Dualité onde-particule

Orbitales atomiques - Nombres quantiques

CHAPITRE III : Les atomes à plusieurs électrons

Structure électronique des atomes - Tableau périodique