STRUCTURE ATOMIQUE ET TABLEAUX PÉRIODIQUE

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1 STRUCTURE ATOMIQUE ET TABLEAUX PÉRIODIQUE I) Structure de l atome d hydrogène La connaissance de la structure de la matière c est fait grâce à la spectroscopie : analyse des rayonnements émies ou absorbés par la matière. La lumière émise par un atome produit un spectre de raie. La lumière possède un champ électrique et un champ magnétique disposés de façon perpendiculaire. 1) La lumière a) Fréquence et longueur d onde La longueur d onde correspond à la distance entre les crètes de deux vagues successives. La fréquence est le nombre d oscillation par seconde. Elle détermine la couleur de la lumière. On en déduit la relation : avec c = 3.00 x 10 8 m.s -1 A une fréquence élevée correspond une petite longueur d onde. Le visible s étale de 400 à 800nm pour l œil humain. 1

2 b) Les photons La lumière se comporte aussi comme un flux de particule appelée photon. L energie de ces photons est liée à la fréquence. On en déduit la relation : 2) Spectre de l atome d hydrogène a) Quantification de l energie E = h v h constante de Planck J.Hz -1 Les spectres aboutissent au spectre de raie, que l on peut classer en série obéissant à une loie précise. La relation de Balmer permet de calculer la fréquence de chaque raie. La série de Balmer décrit la séquence des raies du visible. La formule de Rydberg décrit la loie qui régit l ensemble du spectre : On peut relier les fréquences de la lumière émisent par un atome à sa structure. Si on fournit de l énergie à un atome, la structure de l atome change. Un électron est porté à un niveau d énergie supérieur. Il se produit une transition éléctronique. Quand il revient à sa structure initiale, il va libérer cette énergie sous la forme d une photon de lumière. Cette variation d énergie représente ΔE= hν Le spectre de l atome d hydrogène ne possède que des raies d une certaine fréquence, un atome ne peut donc avoir que certaines énergies. On dit que cette énergie est quantifiée. b) Modèle de Bohr 2

3 Ce modèle suppose que l unique éléctron de l hydrogène ne peut subir que certaines orbites autour du noyau. Il suppose également que l énergie de l atome d hydrogène correspond à la somme de l énergie et cinétique et potentielle. Le modèle de Bohr indique que seules certaines énergie sont permises selon l équation : Si n est grand l énergie va tendre vers 0, quand l éléctron est loin du noyau. Le signe indique que l énergie est d autant plus basse que l éléctron est proche de noyau. Le nombre quantique n caractérise les orbites permises. Pour n=1 l énergie est la plus faible et l atome se trouve dans son état fondamentale. La variation de l énergie qui passe d une orbitale de haute énergie vers une orbitale de basse énergie est la suivante : La disparition complète d un éléctron d un atome prit dans son état fondamental est appelée phénomène d ionisation. 3) Particule et onde a) Relation de de Broglie H(g) H + (g) + e- Il propose que toutes particules possèdent des propriétés ondulatoires et donc possèdent une longueur d onde. Une particule petite et légère aura une grande longueur d onde. Dans le cas d un électron, cette relation a un sens car la masse est très légère, ce qui permet à l électron d avoir une longueur d onde de l ordre du pm. b) Principe d incertitude Le caractère ondulatoire de l électron ne permet pas de le localiser précisément. Plus la position de la particule est connue moins sa vitesse est mesurable. c) Orbitale atomique de l hydrogène 3

4 On ne peut parler que de la probabilité de trouver un éléctron. Elle dépend de la fonction d onde qui est une fonction permettant de déterminer les coordonnées de l éléctron. Elle varie selon les régions, pouvant prendre des valeurs positives ou négatives tout comme une onde électromagnétique. La probabilité est proportionnelle au carré de psi. On appelle orbitale atomique les fonctions d onde des éléctrons atomiques. Ces orbitales décrivent la région de l espace où la probabilité de trouver un e- est forte. Les orbitales atomique peuvent être décrites par trois nombres quantiques. 1. Nombre quantique principale, n, détermine l énergie de l électron. Il caractérise une couche éléctronique et peut prendre les valeurs n=1,2,3,4 Nombre d orbitale d une couche est n au carré. Dans le cas de l atome de l hydrogène et uniquement toutes les orbitales d une couche auront la même énergie. 2. Nombre quantique azimutale,l, il décrit les sous-couches et peut prendre les valeurs : Ils sont caractérisés par des lettres et des chiffres : Ce qui différencie les sous-couches, c est la vitesse à laquelle l électron tourne autour du noyau. 3. Nombre quantique magnétique m, décrit les orbitales dans les sous-couches. 4

5 d) Orbitales s Elle sont de formes sphériques, la probabilité de trouver un électron est la même quelque soit la direction. L orbitale 1s possède la plus basse énergie pour n=1. Les orbitales 2s,3s seront toujours sphériques mais plus grosse. Il y a n-1 node radiale, ce sont des zones où la probabilité de trouver un électron est nulle. e) Orbitale p Les orbitales p ne sont plus sphériques mais ce sont des lobes tangents dirigés suivant les axes x,y ou z. La densité est de part et d autre du noyau, elle possède un plan nodal dans laquelle la probabilité de trouver un éléctron est nulle. 5

6 f) Orbitale d et f Pour des valeurs n supérieures à deux on définit 5 orbitales d. g) Spin de l électron L éléctron tourne sur lui-même, cette propriété est appelée spin. On définit un nombre quantique magnétique de spin définit par +1/2 et -1/2. h) L atome d hydrogène résumé Un seul e- pour l atome d hydrogène, il peut occuper toutes les orbitales. Dans l état de plus basse énergie il est dans l orbitale 1s. Si on lui fournit de l énergie, il pourra occuper l orbitale 2s et si on lui fournit assez d énergie il va s ioniser suivant la relation : E= hr = J II) Structure des atomes polyelectronique 1) Energie des orbitales Dans les atomes polyelectroniques les énergies des orbitales d un même niveau sont différents. Raisons : Effet électroattracteur des charges +Z du noyau, elle aura pour effet d abaisser l énergie des orbitales, c est l effet de pénétration. Effet de répulsion des éléctrons entre eux, ce qui va augmenter l énergie des orbitales, c est l effet d écran. Il est d autant plus important que l électron se trouve éloigné du noyau. La différence d énergie des orbitales d un même niveau s explique par la forme des orbitales, ces deux effets vont s exercer de manière différente celon la forme des orbitales. Dans les atomes polyélectroniques, pour une valeur de n, l énergie des orbitales augmente quand l augmente. L énergie des orbitales est due à la presence d électron dans les orbitales. 6

7 2) Configuration électronique On appelle configuration éléctronique d un atome, la liste des orbitales occupées par les éléctrons de cet atome. On peut représenter une configuration éléctronique par un diagramme des orbitales. Il est représenté par des cases qui correspondent à des obitales dans lesquelles on fait figurer des électrons sous la forme de flèches. a) Principe d exclusion de Pauli Deux électrons dans un atome ne peuvent jamais avoir les 4 mêmes nombres quantiques. Une orbitale ne peut être occupée par plus de deux électrons. Ils doivent nécéssairement être appariés et de spin opposés. Il forme un doublet ou une paire d électron. 3) Principe de construction L orde de remplissage tient compte de l énergie des orbitales et la séquence des orbitales se fait dans l ordre croissante n+l, et si deux obitales ont la même n+l, on considère les valeurs de n croissant. Configuration électronique figée : Il faut placer les Z électrons un par un dans les orbitales en respectant les ordres d énergies et ne jamais dépasser deux électrons par orbtitale. S il y a plusieurs sous couches, on place des électrons dans des orbitales différentes avec des spins parallèles (règle de Hund). Parfois les électrons on tendance à se «réarranger» en une configuration de plus faible énergie qui est la configuration relaxée. 7

8 Exemple : Un atome est constitué d un cœur de type gaz rare et d un nombre d électron péréfirique dans les couches externes. Ces électrons périphériques sont appelées électrons de valence responsable des liaisons chimiques. Oxygène à cœur hélium. A partir de Z=21 (scandium) à Z=30 (zinc) les dix électrons complètent la couche 3d. Exemple : Exception : Car des couches demi-remplis sont plus stable. Cas des ions Pour trouver la configuration électronique d un ion il suffit d enlever ou d ajouter un électron à un atome neutre. Il faut toujours enlever les électrons dans les couches les plus externes. III) Appercus des propriétés périodiques 1) Périodicité des propriétés physiques Le tableau peut être divisé en différents blocs. Ils sont nommés d après la sous-couche en cours de remplissage. Exemple : - Pour le sodium replissage de la couche 3s. - Pour l azote remplissage de la couche p, donc il apparatient au bloc p. 8

9 Souvent les élements du blocs s et p sont appelées les élements du bloc principal. a) Rayon atomique des éléments Le rayon atommique est la demi-distance qui sépare deux atomes voisins. Le rayon diminue quand on se déplace de gauche à droite dans une période. Il diminue car la charge du noyau augmente, les électrons sont plus attirés vers le noyau. Le rayon augmente quand on se déplace du haut vers le bas dans une colone augmente car quand on descend dans le tableau on rajoute des couches electroniques suplémentaires. Les cations sont nécéssairement plus petits que les atomes parents (neutre) car ils ont un électron en moins, les anions sont plus grands car on leurs a rajouté un électron. b) Energie d ionisation L énergie d ionisation est la plus petite énergie qu il faut fournir pour arracher un électron à cet atome quand il se trouve dans son état fondamental. C est l énergie de première ionisation. E(g) E + (g) + e - (g) I 1 Si on arrache un électron à l espèce E + on parlera d énergie de deuxième ionisation. E + (g) E 2+ (g) + e - (g) I 2 L énergie d ionisation est d autant plus élevée que l électron est plus fortement lié à l atome ou l ion. L énergie de deuxième ionisation sera toujours supérieure à l énergie de première ionisation. Cette énergie peut être fournit par de la chaleur, et si l on travail à préssion constante, la chaleur nécéssaire pour ioniser une mole est appelée enthalpie d ionisation notéδh ion. Les spectres atomiques permettent de mesurer ces énergies car quand un atome tombe de n inf à n=1, il va emmettre une longueur d onde dont l énergie est celle de l énergie d ionisation. L énergie d ionisation augmente de la gauche du tableau vers la droite. Car les rayons sont plus faibles, donc les électrons plus attirés par le noyau. L énergie d ionisation la plus faible s adresse au élément du groupe 1 car si ces élements perdent un élctrons ils vont acquérir la configuration stable du gaz rare. Du haut vers le bas d un groupe l énergie d ionisation diminue, car les éléctrons seront attachés à des couches de plus en plus distantes du noyau. Les éléments méttaliques, à gauche, perdent facilement des électrons ce qui explique leur capacité de conduction de l électricité. Les électrons s et p de la couche de valence ont des énergies d ionisation différentes, les électrons s sont plus fortements liés que les électrons p. On dit que les électrons forment un doublet inerte ou interne. c) Affinité électronique E(g) + e - (g) E - (g) ΔHatt 9

10 Un élément à l état gazeux peut fixer un électron, et il est caractérisé par l enthalpie d attachement électronique. Un élément possède une forte affinitée électronique si ΔH est fortement négative. Cette réaction dégage beaucoup d énergie. Pour les groupes 2 ou 8 les valeurs de ΔH sont positives. Il faut donc fournir de l énergie, en effet les couches de ces éléments ont leurs couches déjà remplies. Pour les halogènes, ils ont des valeurs de ΔH fortement élevées. Ces éléments vont acquérir la configuration rare d un gaz rare. Du haut vers le bas d un groupe l affinité électronique diminue. d) Electronégativité χ C est la mesure du pouvoir électroattracteur d un atome mais dans un molécule. C est un concept qualitatif car peut se mesurer de différente manière. La liaison est un partage d électron entre les deux atomes qui forment la liaison. Cependant ils ont souvent un pouvoir électroattracteur différent, ce pouvoir est proportionnel à la force d attaction qu exerce le cœur de l atome sur les électrons de valence. Il est mesuré par l énergie moyenne des électrons de valence. Exemple : Les élements faiblement électronégatifs auront tendance à former des cations, les élements les plus fortement éléctronégatifs auront tendance à former des anions. Les élements du blocs s sont les plus électropositifs, les éléments du groupes 6 et 7 sont les éléctronégatifs. L électronégativité augmente de gauche à droite du tableau périodique. 2) Tendance dans les propriétés chimiques a) Elément du bloc s 10

11 Ils possèdent un ou deux électrons mobilisables, ils donneront facilement des éléments du type E + et E 2+. Les plus réactifs sont situés en bas des colones. Tous les métaux du groupes 1 réagissent avec l eau pour produire un dégagment de dihydrogène. 2 K(s) + 2 H 2 O (l) 2 KOH (aq) + H 2 (g) Ces élements n existent pas à l état natif. Tous les élements du blocs s forme des oxydes basiques qui peuvent eux même réagir avec l eau pour donner l hydroxyde correspondant. CaO (s) + H 2 O (l) Ca(OH) 2 (aq) Tous les élements du bloc s vont former des composés ioniques. b) Eléments du bloc p Les éléments à gauche du bloc p manifestent encore quelques propriétés méttaliques, ils sont beaucoup moins réactifs que ceux du bloc s. Les élements à droite du bloc p peuvent en fixant un électron complèter leurs sous couches et possèdent la configuration d un gaz rare. Ce sont des nons-métaux, et participe à des composés ioniques sous formes d anions. c) Eléments du bloc d Ces élements sont des métaux, leur réactivité diminue de la gauche vers les droites. Les métaux les moins réactifs sont à droite du bloc, ce sont les métaux à monaie. Ils sont appélés les éléments de transition car ils ont des propriétés intermédiaires entre ceux du blocs p et s. 11