Atomes et molécules : modèle, symboles, formules chimiques et ions

Couper, couper encore

Prenez une feuille de papier et coupez-la en deux. Recommencez avec l’une des moitiés, puis encore, puis encore. Jusqu’où pourriez-vous aller ? La question est posée pour la première fois il y a vingt-cinq siècles, et la réponse qu’y donne le philosophe grec Démocrite vers 400 avant notre ère est restée : on finirait par obtenir un grain qu’on ne pourrait plus couper. Il l’appelle atomos, « qu’on ne peut pas diviser ».

En pratique, vous vous arrêteriez bien avant, vers la trentième coupure. Il en faudrait une trentaine de plus pour atteindre l’atome. Et pourtant, ce grain invisible explique tout ce que vous avez vu dans les autres chapitres : pourquoi la masse se conserve dans une transformation chimique, pourquoi un gaz se comprime et pas un liquide, pourquoi l’eau salée conduit le courant, pourquoi une formule s’écrit H₂O et pas HO₂.

Le programme de 4e demande de connaître le modèle de l’atome (noyau et électrons), les symboles des atomes courants, la structure des molécules et la lecture d’une formule chimique. La 3e y ajoute les ions. Cette page couvre l’ensemble, du modèle historique aux exercices de comptage d’atomes.

Une idée vieille de 2 500 ans

L’idée atomique traverse l’histoire des sciences par éclipses. Démocrite et Leucippe, au V^e siècle avant notre ère, imaginent une matière faite de grains insécables séparés par du vide. Aristote s’y oppose, préférant les quatre éléments et refusant l’idée de vide, et son autorité enterre l’atomisme pour deux millénaires.

Il ressuscite avec la chimie quantitative. En 1808, l’Anglais John Dalton explique la loi des proportions définies de Proust : si un composé a toujours la même composition, c’est que ses constituants s’associent par grains entiers, en nombres fixes. Il propose que chaque élément possède ses propres atomes, de masses différentes, et dessine les premiers symboles.

Le modèle se précise ensuite en trois étapes. En 1897, Joseph John Thomson découvre l’électron, une particule mille fois plus légère que l’atome le plus léger et chargée négativement : l’atome n’est donc pas insécable. En 1911, Ernest Rutherford bombarde une feuille d’or de particules et constate que la plupart la traversent sans dévier, tandis qu’une infime fraction rebondit violemment : il en déduit que toute la charge positive et presque toute la masse sont concentrées dans un noyau minuscule, et que le reste est vide. En 1913, Niels Bohr organise les électrons en couches, ce qui explique les propriétés chimiques des éléments.

Le modèle de l’atome

Le modèle retenu au collège est celui de Rutherford, simplifié. Un atome est constitué :

• d’un noyau central, très petit, qui porte une charge électrique positive et contient presque toute la masse de l’atome ;
• d’électrons, particules très légères portant chacune une charge négative, en mouvement autour du noyau ;
• de vide entre les deux, qui occupe l’essentiel du volume.

Le nombre d’électrons est exactement égal au nombre de charges positives du noyau : les charges se compensent, et l’atome est électriquement neutre. C’est cette propriété qui explique qu’un morceau de métal ou un verre d’eau ne porte aucune charge électrique, alors qu’ils contiennent des milliards de milliards de particules chargées.

Les ordres de grandeur de ce modèle sont vertigineux et méritent d’être écrits.

$$\begin{array}{l}\text{diamètre de l’atome}\approx {10}^{-10}\text{m}=0,1\text{nm}\\ \text{diamètre du noyau}\approx {10}^{-15}\text{m}\text{soit}\mathrm{100\; 000}\text{fois plus petit}\end{array}$$

Un atome mesure environ un dixième de nanomètre : il en faudrait dix millions alignés pour faire un millimètre. Et son noyau est cent mille fois plus petit encore. Pour se représenter ce rapport : si le noyau était une bille d’un centimètre posée au centre d’un stade, les électrons circuleraient à un kilomètre de là, et tout l’espace intermédiaire serait vide. La matière que nous touchons, si dense en apparence, est presque entièrement constituée de vide.

Les atomes et leurs symboles

Il existe une centaine de sortes d’atomes différentes, appelées éléments chimiques. Chacune est désignée par un symbole : une ou deux lettres, la première toujours en majuscule, la seconde toujours en minuscule. Cette convention, introduite par le Suédois Jöns Jacob Berzelius en 1813, est universelle : Fe désigne le fer en France, au Japon et au Brésil.

Symbole	Nom de l’atome	Où on le rencontre au collège
H	hydrogène	eau H₂O, dihydrogène H₂, acides, méthane CH₄
C	carbone	charbon, dioxyde de carbone CO₂, tous les êtres vivants
N	azote	diazote N₂ (78 % de l’air), ammoniac NH₃
O	oxygène	dioxygène O₂, eau H₂O, dioxyde de carbone CO₂
Na	sodium	sel de table NaCl, soude, ion Na⁺
S	soufre	acide sulfurique H₂SO₄, volcans
Cl	chlore	sel NaCl, acide chlorhydrique, eau de Javel
Fe	fer	clous, rouille, hémoglobine du sang
Cu	cuivre	fils électriques, sulfate de cuivre
Zn	zinc	piles, galvanisation, laiton
Al	aluminium	canettes, papier, carrosseries
Ag	argent	bijoux, contacts électriques
Au	or	bijoux, connecteurs électroniques

Sources : nomenclature de l’Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA) ; programme de cycle 4 (BO) pour les symboles exigibles.

Attention aux pièges d’écriture : Co (cobalt) n’est pas CO (monoxyde de carbone, une molécule de carbone et d’oxygène) ; Hg (mercure) ne contient ni H ni G comme initiales de son nom français, mais vient du latin hydrargyrum. De même Fe vient de ferrum, Cu de cuprum, Na de natrium, Ag de argentum, Au de aurum : les symboles gardent la mémoire du latin.

Les molécules

Les atomes s’associent entre eux pour former des molécules : des assemblages de deux atomes ou plus, liés entre eux, qui constituent le plus petit grain d’un corps pur moléculaire. Une molécule d’eau est le plus petit morceau d’eau possible : la couper détruirait l’eau et donnerait autre chose.

Certaines molécules ne contiennent qu’une seule sorte d’atomes : le dioxygène O₂ (deux atomes d’oxygène), le diazote N₂, le dihydrogène H₂. Le préfixe di- indique justement qu’il y a deux atomes. D’autres en contiennent plusieurs sortes : l’eau H₂O, le dioxyde de carbone CO₂, le méthane CH₄, le glucose C₆H₁₂O₆.

Attention à ne pas confondre l’atome d’oxygène, noté O, et la molécule de dioxygène, notée O₂. L’air que nous respirons contient du dioxygène O₂, pas des atomes d’oxygène isolés ; ceux-ci n’existent pratiquement pas à l’état libre. Même remarque pour l’hydrogène (atome H) et le dihydrogène (molécule H₂).

Molécule	Formule	Atomes qui la composent	Total d’atomes
Dihydrogène	H₂	2 H	2
Dioxygène	O₂	2 O	2
Diazote	N₂	2 N	2
Eau	H₂O	2 H + 1 O	3
Dioxyde de carbone	CO₂	1 C + 2 O	3
Monoxyde de carbone	CO	1 C + 1 O	2
Méthane	CH₄	1 C + 4 H	5
Ammoniac	NH₃	1 N + 3 H	4
Butane	C₄H₁₀	4 C + 10 H	14
Éthanol	C₂H₆O	2 C + 6 H + 1 O	9
Glucose	C₆H₁₂O₆	6 C + 12 H + 6 O	24
Acide sulfurique	H₂SO₄	2 H + 1 S + 4 O	7

Source : formules d’après le CRC Handbook of Chemistry and Physics, 104^e édition.

Lire une formule chimique

C’est la compétence la plus évaluée du chapitre, et la source d’erreur la plus fréquente. Deux nombres apparaissent dans une écriture chimique, et ils n’ont pas du tout le même sens.

L’indice, petit chiffre en bas à droite d’un symbole, compte les atomes de cet élément dans une molécule. Il fait partie de la formule et ne se modifie jamais : H₂O est de l’eau, H₂O₂ est de l’eau oxygénée, une substance totalement différente qui décolore les cheveux.

Le nombre écrit devant la formule, appelé nombre stœchiométrique, compte les molécules. Il se modifie librement quand on équilibre une équation de réaction, comme l’explique la page sur la transformation chimique. Écrire 3 H₂O, c’est écrire trois fois la même molécule.

Exemple 1 — Décomposer trois formules

Compter les atomes de chaque sorte dans : (a) 2 CO₂ ; (b) C₂H₆O ; (c) 3 CH₄.

(a) 2 CO₂ : chaque molécule contient 1 C et 2 O ; avec 2 molécules, on a 2 C et 4 O, soit 6 atomes au total. (b) C₂H₆O : une seule molécule (pas de nombre devant), contenant 2 C, 6 H et 1 O, soit 9 atomes. (c) 3 CH₄ : chaque molécule contient 1 C et 4 H ; avec 3 molécules, 3 C et 12 H, soit 15 atomes.

Exemple 2 — Le piège de l’indice

Un élève veut équilibrer H₂ + O₂ → H₂O. Il écrit H₂ + O₂ → H₂O₂. Que penser de sa réponse ?

Les comptes sont bons (4 H et… non : 2 H à gauche, 2 H à droite ; 2 O à gauche, 2 O à droite : l’équation semble équilibrée). Mais il a changé une formule : H₂O₂ n’est pas de l’eau, c’est de l’eau oxygénée. En modifiant l’indice, il a changé la substance produite, ce qui est interdit. La bonne réponse consiste à ajuster les nombres devant les formules : 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O, soit 4 H et 2 O de chaque côté.

Les atomes se conservent

Voici l’idée qui relie ce chapitre à toute la chimie : lors d’une transformation chimique, les molécules sont défaites et leurs atomes se réassocient autrement, mais aucun atome n’est créé ni détruit. Les atomes sont conservés en nombre et en nature.

C’est ce qui explique deux choses vues ailleurs. D’abord la conservation de la masse : chaque atome ayant une masse fixe, un nombre d’atomes inchangé donne une masse inchangée. Ensuite la nécessité d’équilibrer une équation : si l’on trouve 4 atomes d’hydrogène à gauche et 2 à droite, c’est que l’écriture est fausse, car deux atomes ne peuvent pas disparaître.

$${\mathrm{CH}}_4+2{\mathrm{O}}_2\to {\mathrm{CO}}_2+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

Comptons de chaque côté. À gauche : 1 C, 4 H, 4 O (deux molécules O₂). À droite : 1 C (dans CO₂), 4 H (deux molécules H₂O), 4 O (2 dans CO₂ et 2 dans les deux H₂O). Les mêmes atomes se retrouvent, simplement liés à d’autres partenaires. Les molécules, elles, ne sont pas conservées : trois molécules de réactifs donnent ici trois molécules de produits, mais c’est une coïncidence, et pour le butane quinze molécules en donnent dix-huit. La page sur la combustion détaille ces bilans.

Exemple 3 — Vérifier une équation par comptage

L’équation N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ (synthèse de l’ammoniac) est-elle correcte ?

Azote : à gauche, 1 molécule N₂ soit 2 atomes N ; à droite, 2 molécules NH₃ soit 2 atomes N. Hydrogène : à gauche, 3 molécules H₂ soit 6 atomes H ; à droite, 2 × 3 = 6 atomes H. Les deux comptes concordent : l’équation est équilibrée. On remarque que le nombre de molécules, lui, passe de 4 à 2 : c’est normal, seuls les atomes se conservent.

Des atomes aux ions (3e)

Un atome est neutre parce qu’il contient autant d’électrons négatifs que de charges positives dans son noyau. Mais un atome peut perdre ou gagner un ou plusieurs électrons : il devient alors un ion, particule chargée.

Un atome qui perd des électrons devient un cation, chargé positivement : Na⁺, Cu²⁺, Fe³⁺. Un atome qui gagne des électrons devient un anion, chargé négativement : Cl⁻, O²⁻. Le nombre de charges indiqué correspond au nombre d’électrons perdus ou gagnés.

$$\begin{array}{l}\text{atome :}\text{nb électrons}=\text{nb charges + du noyau}\to \text{neutre}\\ \text{ion :}\text{nb électrons}\ne \text{nb charges + du noyau}\to \text{chargé}\end{array}$$

Le noyau, lui, ne change pas : c’est toujours du sodium, avec ses 11 charges positives. Ce qui a changé, c’est le cortège d’électrons. C’est pourquoi l’ion sodium et l’atome de sodium portent le même symbole Na, distingués par la charge en exposant. Les ions sont au cœur du chapitre sur les acides, les bases et le pH, et ils expliquent pourquoi l’eau salée conduit le courant alors que l’eau sucrée ne le fait pas.

Exemple 4 — Retrouver la composition d’un ion

L’ion chlorure Cl⁻ porte une charge négative. Sachant que l’atome de chlore possède 17 charges positives dans son noyau, combien d’électrons possède l’ion chlorure ? Et l’atome de chlore ?

L’atome de chlore est neutre : il possède autant d’électrons que de charges positives, soit 17 électrons. L’ion Cl⁻ porte une charge négative de plus, donc un électron supplémentaire : 18 électrons face à 17 charges positives, d’où le bilan −1. Le noyau, lui, est inchangé : 17 charges positives dans les deux cas, c’est toujours du chlore.

Ordres de grandeur

Grandeur	Valeur	Comparaison
Diamètre d’un atome	0,1 nm (10⁻¹⁰ m)	10 millions alignés pour 1 mm
Diamètre d’un noyau	10⁻¹⁵ m	100 000 fois plus petit que l’atome
Masse d’un atome d’hydrogène	1,67 × 10⁻²⁷ kg	le plus léger de tous
Masse d’un électron	9,1 × 10⁻³¹ kg	1 836 fois plus léger qu’un proton
Atomes dans un grain de sable	environ 10¹⁹	plus que de grains sur toutes les plages
Molécules d’eau dans une goutte	environ 1,7 × 10²¹	mille milliards de milliards
Éléments chimiques connus	118	dont 94 présents sur Terre
Éléments à connaître au collège	une douzaine	H, C, N, O, Na, S, Cl, Fe, Cu, Zn, Al, Ag

Sources : CRC Handbook of Chemistry and Physics ; Bureau international des poids et mesures pour les constantes ; UICPA pour le nombre d’éléments.

Ces nombres sont difficiles à se représenter, mais une image aide : une goutte d’eau contient environ mille milliards de milliards de molécules. Si l’on répartissait ces molécules sur toute la surface de la Terre, il y en aurait plusieurs milliers par centimètre carré. C’est pourquoi la matière nous paraît continue : les grains sont bien trop petits et trop nombreux pour être devinés à l’œil nu.

Les erreurs classiques

Confondre atome et molécule. L’atome est le grain élémentaire ; la molécule est un assemblage. O est un atome d’oxygène, O₂ est une molécule de dioxygène.

Écrire un symbole en deux majuscules. CO (deux atomes) n’est pas Co (un atome, le cobalt). La règle : majuscule puis minuscule.

Modifier un indice pour équilibrer. Les formules sont fixes. On ajuste seulement les nombres devant les formules.

Confondre l’indice et le nombre devant. Dans 3 H₂O, le 3 compte les molécules et le 2 compte les atomes H dans chaque molécule : au total 6 atomes H.

Croire que l’atome est plein. Il est essentiellement vide : si le noyau faisait un centimètre, l’atome ferait un kilomètre.

Penser que le noyau change quand un ion se forme. Seuls les électrons sont perdus ou gagnés ; le noyau est inchangé, l’élément reste le même.

Oublier qu’un symbole sans indice vaut 1. Dans H₂SO₄, il y a 1 atome de soufre, pas zéro.

Croire que les molécules se conservent dans une réaction. Ce sont les atomes qui se conservent ; les molécules sont défaites et refaites.

Exercices corrigés

Du modèle de l’atome à la lecture de formules et au comptage.

Exercice 1

Le modèle de l’atome

4e●○○

1. De quoi est constitué un atome ?
2. Quelle est la charge du noyau ? celle d’un électron ?
3. Pourquoi un atome est-il électriquement neutre ?
4. Qu’y a-t-il entre le noyau et les électrons ?

Voir la correction

1. D’un noyau central et d’électrons qui se déplacent autour.
2. Noyau : charge positive ; électron : charge négative.
3. Parce qu’il contient autant d’électrons que de charges positives dans son noyau : les charges se compensent.
4. Du vide : l’atome est essentiellement vide, le noyau étant 100 000 fois plus petit que lui.

Exercice 2

Symboles et noms

4e●○○

1. Donner le symbole des atomes : hydrogène, carbone, oxygène, azote, fer, cuivre.
2. Donner le nom des atomes de symboles : Cl, Na, Zn, Al.
3. Quelle différence y a-t-il entre CO et Co ?
4. Pourquoi le symbole du fer est-il Fe et non F ?

Voir la correction

1. H, C, O, N, Fe, Cu.
2. Chlore, sodium, zinc, aluminium.
3. CO est une molécule (monoxyde de carbone : 1 carbone + 1 oxygène, deux majuscules) ; Co est un atome unique, le cobalt (une seule majuscule).
4. Parce que F désigne déjà le fluor ; Fe vient du latin ferrum. De même Cu (cuprum), Na (natrium), Au (aurum).

Exercice 3

Lire des formules

4e●●○

Pour chaque écriture, donner le nombre de molécules, puis le nombre d’atomes de chaque sorte, puis le nombre total d’atomes.

1. H₂O
2. 4 CO₂
3. C₂H₆O
4. 2 H₂SO₄
5. 3 NH₃

Voir la correction

1. 1 molécule ; 2 H et 1 O ; 3 atomes.
2. 4 molécules ; 4 C et 8 O ; 12 atomes.
3. 1 molécule ; 2 C, 6 H et 1 O ; 9 atomes.
4. 2 molécules ; 4 H, 2 S et 8 O ; 14 atomes.
5. 3 molécules ; 3 N et 9 H ; 12 atomes.

Exercice 4

Atome ou molécule ?

4e●●○

Classer les espèces suivantes en « atome » ou « molécule », et pour les molécules préciser si elles sont formées d’une seule sorte d’atomes ou de plusieurs : O, O₂, H₂O, Fe, N₂, CO₂, Cu, CH₄.

Puis répondre : l’air que nous respirons contient-il des atomes d’oxygène isolés ?

Voir la correction

Atomes : O, Fe, Cu. Molécules d’une seule sorte d’atomes : O₂, N₂. Molécules de plusieurs sortes : H₂O, CO₂, CH₄.

L’air contient du dioxygène O₂, pas des atomes d’oxygène isolés : ceux-ci n’existent pratiquement pas à l’état libre, ils sont toujours associés en molécules.

Exercice 5

Conservation des atomes

4e●●●

On donne l’équation de la combustion du butane : 2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O.

1. Compter les atomes de carbone de chaque côté.
2. Compter les atomes d’hydrogène de chaque côté.
3. Compter les atomes d’oxygène de chaque côté.
4. L’équation est-elle correcte ? Le nombre de molécules est-il conservé ? Expliquer la différence entre conservation des atomes et conservation des molécules.

Voir la correction

1. Gauche : 2 × 4 = 8 C. Droite : 8 C.
2. Gauche : 2 × 10 = 20 H. Droite : 10 × 2 = 20 H.
3. Gauche : 13 × 2 = 26 O. Droite : 8 × 2 + 10 × 1 = 16 + 10 = 26 O.
4. Oui, elle est équilibrée. Le nombre de molécules passe de 2 + 13 = 15 à 8 + 10 = 18 : il n’est pas conservé. Seuls les atomes se conservent ; les molécules sont défaites et reformées autrement, ce qui peut en changer le nombre.

Exercice 6

Des atomes aux ions

3e●●●

Le noyau de l’atome de cuivre porte 29 charges positives ; celui de l’atome d’oxygène en porte 8.

1. Combien d’électrons possède l’atome de cuivre ? l’atome d’oxygène ?
2. L’ion cuivre II s’écrit Cu²⁺. Combien d’électrons l’atome a-t-il perdus ? Combien lui en reste-t-il ?
3. L’ion oxyde s’écrit O²⁻. L’atome a-t-il perdu ou gagné des électrons ? Combien ? Combien en possède l’ion ?
4. Le noyau est-il modifié dans ces deux transformations ? Que peut-on en conclure sur l’élément chimique ?

Voir la correction

1. Cuivre : 29 électrons ; oxygène : 8 électrons (atomes neutres).
2. Charge 2+ : l’atome a perdu 2 électrons, il lui en reste 27.
3. Charge 2− : l’atome a gagné 2 électrons, l’ion en possède 10.
4. Non, le noyau est inchangé (29 et 8 charges positives). L’élément chimique reste le même : c’est toujours du cuivre et de l’oxygène, seul le nombre d’électrons a changé.

Quiz : dix questions pour vérifier

1. Un atome est constitué…

   uniquement d’un noyaud’un noyau et d’électronsde moléculesd’ions positifs seulement
2. Un atome est électriquement neutre parce que…

   il n’a pas de chargesil a autant d’électrons que de charges positivesson noyau est neutreil est très petit
3. Le diamètre d’un atome vaut environ…

   1 mm1 µm0,1 nm1 m
4. Dans la molécule H₂O, il y a…

   2 atomes3 atomes1 atome4 atomes
5. Dans l’écriture 3 CO₂, le 3 indique…

   3 atomes de carbone par molécule3 molécules de dioxyde de carbone3 atomes d’oxygènela charge de l’ion
6. Combien d’atomes d’oxygène y a-t-il dans 2 H₂SO₄ ?

   4682
7. CO et Co désignent…

   la même choseune molécule et un atomedeux atomes différentsdeux ions
8. Lors d’une transformation chimique…

   les atomes sont détruitsles atomes se conservent et se réassocientles molécules se conserventla masse diminue
9. Un atome qui perd un électron devient…

   un ion négatifun ion positifune moléculeun autre élément
10. Quand un atome devient un ion, son noyau…

    gagne des chargesperd des chargesne change pasdisparaît

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Fiche : ce qu’il faut retenir

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