CHIMIE GENERALE RAPPEL D ATOMISTIQUE CLASSIFICATION PERIODIQUE

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1 CHIMIE GENERALE RAPPEL D ATOMISTIQUE CLASSIFICATION PERIODIQUE ORGANISATION DE L ANNEE Professeur : Mr Antonczak - Bât R. Chimie (Modélisation moléculaire) Cours, infos, TD, forum dispo sur le site Spiral ( Consulter site pour vérifier groupes ce soir 6 semaines de cours, 6 semaines de TD, examen final d atomistique au 31 octobre de 17h30 à 18h30 Ressources de chimie structurale : serveurs intranet rub. accès ressources Cours de chimie du Paul bibli. INTRODUCTION La chimie structurale permet d énoncer les règles d association des atomes pour former molécules, cristaux, macromolécules, protéines, enzymes, etc, qui permettront de créer la «matière vivante». Il y a plusieurs modes d études, il faut donc définir l atome, étudié à travers l atomistique, qui se trouve être une discipline entre physique et chimie. Les atomes s assemblent avec la «liaision chimique» qui est régie par la mécanique quantique et la chimie quantique. CHAPITRE 1 : LES ATOMES A LES CONSTITUANTS DE L ATOME Notion d élément, d isotope:

2 Notion d ion et caractéristiques des particules élémentaires : Application : A l utilisation, il s avère que les systèmes de travail sont trop grands comparées aux données, on utilise donc la mole, correspondant au nombre d atomes de carbone dans 12g de 12 C, de même, on utilise l unite de charge atomique et de masse atomique.

3 PRINCIPE D INCERTITUDE D HEISENBERG Selon ce principe, on ne peut plus parler de trajectoire, on parle donc de probabilité de présence. Incidemment, on ne peut donc pas prévoir la trajectoire d un électron autour d un atome, mais seulement une probabilité que celui-ci a d être dans une certaine zone autour de l atome. Application :

4 B NOMBRES QUANTIQUES ET ORBITALES ATOMIQUES Les spectres d émission sont caractéristiques de la désexcitation des électrons et sont dépendants des passages d un niveau de charge à un autre. Pour l atome d hydrogène et les hydrogénoïdes, on peut calculer l énergie d un électron grâce aux formules suivantes: RESOLUTION DE L EQUATION DE SCHRÖDINGER :

5 NOMBRES QUANTIQUES DE SCHRÖDINGER : /!\ de 0 à n-1 pour en valeur entières Le nombre quantique n correspond au numéro de la couche, à son niveau d énergie. L correspond à la souscouche, à la forme de l orbitale. M correspond à la case quantique, à l orientation de l orbitale. Enfin, s correspond au sens de rotation de l électron. Les couches et sous-couches sont identifiées comme les nombres quantiques susmentionnés, et NON par la distance des électrons au noyau. En fait, dans les atomes de grande taille, les couches supérieures à la deuxième couche se superposent. NOMENCLATURE ET NOMBRE DES ORBITALES ATOMIQUES

6 Le remplissage des couches électroniques est soumis à certaines règles fixes : Ordre de remplissage selon le diagramme de Klechkowski : ss ps ps dps dps fdps fdps Les états électroniques avec la même valeur de n sont en relation, et l'on dit qu'ils appartiennent à la même couche électronique. Les états électroniques avec la même valeur de n et aussi de l appartiennent à la même sous-couche électronique. Si les états partagent également la même valeur de m, on dit qu'ils appartiennent à la même orbitale atomique. Et parce que les électrons n'ont que deux valeurs possibles de spin (nombre quantique s), une orbitale atomique ne peut pas contenir plus de deux électrons (principe d'exclusion de Pauli).

7 C- PROPRIETES DES ATOMES ET CLASSIFICATION PERIODIQUE

8 ORGANISATION EN BLOCS DE LA TABLE DE MENDELEIEV Les différents blocs du tableau périodique des éléments : Le bloc s est constitué des éléments présents dans les colonnes 1 (métaux alcalins) et 2 (métaux alcalino-terreux) du tableau périodique des éléments, ainsi que de l'hydrogène et de l'hélium. Les éléments du bloc s possèdent une configuration électronique de la couche de valence du type s1 ou s²: cela siginifie que leur orbitale la plus haute (en énergie) occupée est de type s (sharp). Le bloc P est constitué des éléments présents dans les colonnes 13 à 18 du tableau périodique des éléments. Les éléments du bloc p possèdent une configuration électronique de la couche de valence du type s²pn où n varie de 1 à 6: cela siginifie que leur orbitale la plus haute (en énergie) occupée est de type p (principal). Le bloc d est constitué des éléments présents dans les colonnes 3 à 12 du tableau périodique des éléments, aussi appelés métaux de transitions. Les éléments du bloc d possèdent une configuration électronique de la couche de valence du type Ns²Np6Ndn(N+1)s², ou encore pour simplifier l'écriture, Ndn(N+1)s² où n varie de 1 à 10. exemple: le fer, Fe (Z=26): 1s²2s²2p63s²3p63d64s², écrit de façon plus courte, [Ar]3d64s², où [Ar] représente la configuration électronique de l'argon, gaz noble précédent, 1s²1p62s²2p63s²3p6. L'orbitale la plus haute (en énergie) occupée, si elle n'est pas complète, est de type d (diffuse). En effet, une orbitale N (N > 2) non-complète de type d est plus haute en énergie qu'un orbitale N+1 de type s. Celle-ci est donc d'abord remplie. Le bloc f est constitué des éléments de transition interne du tableau périodique des éléments : les lanthanides et les actinides. Ce sont des élément lourds, et une bonne moitié sont radioactifs (prométhium (Pm, Z=61) pour les lanthanides, et tous les actinides à partir du neptunium (Np, Z=93) ). Les éléments du bloc f possèdent une configuration électronique de la couche de valence du type Nfn(N+2)s² où n varie de 1 à 14. exemple: l'europium, Eu (Z=63), lanthanide: 1s²2s²2p63s²3p63d104s²4p64d104f75s²5p66s², écrit de façon plus courte, [Xe]4f76s², où [Xe] représente la configuration électronique du xenon, gaz noble précédent. L'orbitale la plus haute (en énergie) occupée, si elle n'est pas complète, est de type f (fundamental). En effet, une orbitale N (N > 3) non-complète de type f est plus haute en énergie que les orbitales N+1 s, N+1 p et N+2 s. Celles-ci sont donc d'abord remplies.

9 ORGANISATION EN COUCHES DE LA TABLE DE MENDELEIEV La configuration électronique d'un atome détermine à quelle période il appartient. RAYON ATOMIQUE

10 D - ANIONS ET CATIONS : STABILITE Ce graphe reflète le phénomène de contraction des molécules : en effet, plus l atome est gros, plus son rayon est grand, et plus les couches électroniques externes sont éloignées. Les électrons sont donc porteurs d une énergie moins importante. On remarque que pour n=3, l énergie de la sous couche d est constante jusqu à Z=20, ce qui est relatif à l ordre de remplissage des sous couches selon la règle de Klechkowski. Ensuite, on observe une contraction énorme du rayon atomique, faisant chuter la courbe d énergie en fonction des Z. On fera bien attention de remplir la sous couche 4s avant la 3d, par énergie croissante, comme visible clairement sur la courbe. L ordre d arrachement des électrons est en fonction de l énergie croissante des orbitales : 4p, 4s, 3d. ENERGIES D IONISATION On peut théoriquement arracher tous les électrons d un atome. Ce faisant, on arrache un électron chargé négativement à un champ positif. A chaque électron arraché, l atome augmente en charge électrique positive, il devient ainsi de plus en plus difficile d arracher des électrons, de par le phénomène d attraction électrostatique. On note qu on perd de l énergie en arrachant un électron.

11 Les électrons de cœur sont très difficiles à arracher, car situés dans la couche de cœur, et non la couche de valence, cette dernière étant propice aux réactions chimiques. Dans la nature, le carbone subit seulement une première ionisation. ORDRE D ARRACHEMENT ->Les électrons arrachés ici en premier sont ceux possédant le moins d énergie, autrement dit les sous-couches les plus externes : les 4s 2, vidant ainsi la couche 4 et formant un ion stable Zn 2+. On pensera à inverser la notation des sous-couches <- 3d et 4s pour bien rendre compte du caractère croissant des niveaux d énergie.

12 ENERGIE D IONISATION : EVOLUTION PERIODIQUE Les accrocs dans l évolution énergétique pour certains des atomes sont dus aux configurations des cases quantiques, notamment quand les électrons remplissent entièrement une des sous-couches. Il devient alors difficile de contrer l équilibre mis en place, en résultant une augmentation de l énergie à fournir afin d ioniser l atome sur la colonne du tableau périodique. Il est très difficile d ioniser un atome ayant une couche remplie, difficile pour une sous-couche remplie, et moins difficile pour une sous couche demi-remplie. AFFINITE ELECTRONIQUE On définit l affinité électronique comme la réaction inverse de l ionisation, c'est-à-dire la capacité d un atome à prendre un électron pour s ioniser. Globalement, les règles sont les mêmes qu à l ionisation.

13 ELECTRONEGATIVITE

14 CONCLUSION GENERALE