même que celui que l on avait 200 ans passé. Le modèle atomique a été influencé par les nombreuses recherches que les scientifiques

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1 1.1 Modèle nucléaire atomique L évolution du modèle atomique Le modèle atomique que l on connaît aujourd hui n est pas le même que celui que l on avait 200 ans passé. Le modèle atomique a été influencé par les nombreuses recherches que les scientifiques ont faites au fil des années. L évolution du modèle atomique est un résultat direct de ces découvertes. Résumé- Schéma étiqueté des modèles atomiques Démocrite Nomme l atome Pas de schéma de l atome Dalton Premier modèle atomique aucunes particules subatomiques figure 3.1 p.119

2 Thomson Modèle plum-pudding p + et e - figure 3.3 p.120 Rutherford Modèle nucléaire noyau, p + et e - voir expérience de la feuille d or p.121 Bohr Modèle planétaire e - circulent sur des niveaux d énergie, noyau et p + figure 3.5 p.122 Travail Faire la feuille d exercices L évolution du modèle atomique (1 à 19) Faire avec soin, car ce travail devient les notes pour la section L évolution du modèle atomique

3 1.1.2 Les spectres atomiques Lorsque des atomes absorbent de l énergie (par exemple, lorsqu on les expose à un courant électrique), on observe un motif de raies de couleur discrètes séparées par des espaces de longueur variable. Ce phénomène s appelle le spectre atomique. Chaque atome possède un spectre atomique différent. (Voir figures 3.7 p.123 et 3.12 p.131) N.B. Le spectre d émission et le spectre d absorption sont 2 types de spectre atomique.

4 1.1.3 Lien entre le modèle de Bohr et le spectre de l atome d hydrogène Bohr stipule : L énergie émise et absorbée par un atome doit avoir des valeurs spécifiques. Le changement d énergie se produit lorsqu un électron passe à un niveau d énergie plus élevé (spectre d absorption) ou plus faible (spectre d émission). Lorsqu un électron excité (électron qui a absorbé de l énergie) tombe d un niveau d énergie plus élevé à un niveau d énergie plus bas, il émet un photon (paquet d énergie) ayant une longueur d onde spécifique qui correspond à l une des raies de couleur du spectre. (Voir figure 3.9 p.127) raie de couleur du spectre

5 1.1.4 Isotopes : calcul du pourcentage d abondance Isotope : même sorte d élément de masse différente Apporter les élèves à réaliser que la masse atomique moyenne des éléments dans le tableau périodique ne représente pas un nombre entier. Pourquoi? Masse atomique moyenne = masse atomique de l isotope x quantité d atomes de ce type d isotope quantité totale d atomes OU Masse atomique moyenne = masse atomique de l isotope x % abondance Exemple : Le néon possède 2 isotopes. La masse du néon 20 équivaut à 19,992u tandis que celle du néon 22 égale 21,991u. Sachant que la masse atomique moyenne du néon est de 20,192u, détermine le % abondance de chacun des isotopes. (réponse : néon 20 90% et néon 22 10%)

6 Travail Feuille d exercices Masse atomique moyenne 1 à 4 Laboratoire La masse atomique moyenne (fèves) 1.2 Distribution des électrons Représentation de Lewis Points sur les quatres côtés du symbole de l élément Représent les électrons de valence Faire quelques exemples : Na O Cl Zn Faire le lien entre le nombre d électron.s de valence et la famille de l élément

7 1.2.2 Modèle atomique de la mécanique quantique Les électrons voyagent sur des niveaux d énergie. Ils ne voyagent pas sur une mince ligne mais plutôt dans un nuage. On parle alors de probabilité. (Voir figure 3.14 probabilité de trouver l électron p.133) La théorie quantique est la probabilité de distribution des électrons autour du noyau d un atome à l état fondamental. On utilise quatre nombres quantiques pour élaborer celle-ci. Chaque atome possède 4 nombres quantiques particuliers. Voici les quatre nombres quantiques : n représente le nombre quantique principal description du niveau d énergie et taille de l orbital niveau d énergie (n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 ou 7)

8 l représente le nombre quantique orbital description de la forme de l orbital orbital (l = 0 à n 1) s l = 0 * retour Voir les formes d orbitales à la figure 3.16 p.137 p l = 1 d l = 2 f l = 3 sur les orbitales dans le tableau périodique m l représente le nombre quantique magnétique description de l orientation de l orbital m l = - l à + l s 0 p d f

9 s nombre quantique de spin propriété de l électron (sens de la rotation de l électron) s = + ½ ou - ½ Faire les exercices 1 à 5 p Feuille de travail supplémentaire + faire les exercices 5 et 6 p.138

10 1.2.3 Configurations électroniques et tendances électroniques La configuration électronique est une notation condensée indiquant le nombre d électrons et leur disposition dans les orbitaux de l atome. 1s 2 nombre d électon.s niveau d énergie orbital où on retrouve l électron Il existe différentes formes de configuration électronique (par case, par orbital ). Mais, peu importe la forme, celle-ci doit toujours suivre le principe d exclusion de Pauli et la règle de Hund.

11 Principe d exclusion de Pauli : Un orbital ne peut contenir plus que 2 électrons. s impossible s 2 é maximum par orbital Exemple : s 1 orbital 2 é maximum p 3 orbitaux 6 é maximum d 5 orbitaux 10 é maximum f 7 orbitaux 14 é maximum Règle de Hund : À l intérieur d un même sous-niveau, chaque électron tend à occuper un orbital vide plutôt qu à s apparier avec un autre électron. Exemple : p ne suit pas la règle de Hund p suit la règle de Hund

12 Parler de l ordre de remplissage pause réflexion p.149 Faire des exemples de configuration électronique par case, par orbital (atome neutre, anion, cation, élément de transition, élément de transition avec orbital à demi-rempli)

13 Orbital à demi-rempli Orbital complètement rempli Tendances périodiques du tableau périodique Une tendance périodique veut dire que certaines propriétés se répètent dans un ordre logique dans le tableau périodique des éléments. Voici certaines propriétés périodiques du tableau (pour plus d info voir p. 148 et 149 du manuel de chimie 12): Les éléments du tableau sont classés en ordre de leur numéro atomique (quantité de protons). Les électrons de valence (é du dernier niveau) et la famille. o Tous les éléments d une même famille ( ) ont le même nombre d électrons de valence et par le fait même, ont des propriétés chimiques semblables.

14 Le niveau d énergie et la période. o Le nombre de niveau d énergie qu un élément possède correspond à sa période dans le tableau périodique. Exemple : Le Ca possède 4 niveau d énergie et il est placé sur la 4 e période dans le tableau périodique. Le caractère métallique. o Celui-ci augmente en descendant dans une famille (groupe) mais diminue en se déplaçant vers la droite dans une période. (consulte la page 155 chimie 12, Tableau 3.1 Tendances périodiques de la réactivité des métaux.) o Voir tableau 3.1 p.155 o Montrer la petite vidéo ( (Alkali metals)) La variation du rayon atomique Le rayon atomique est la distance entre le noyau et l électron de valence au sein de l atome. o En descendant dans une famille, le rayon atomique augmente ( ). o Au fur et à mesure qu on change de période, un niveau d énergie s ajoute. o La distance entre le noyau et l électron de valence augmente. o En se déplaçant vers la droite à l intérieur d une période, le rayon atomique diminue ( ). o Au fur et à mesure qu on se déplace vers la droite à l intérieur d une période, le nombre de proton et le nombre d électron de valence augmentent. o La force d attraction des protons pour les électrons augmente, ce qui rapproche les électrons du noyau et par le fait même, diminue le rayon atomique. o Voir figure 3.23 p.152

15 La variation de l énergie d ionisation L énergie d ionisation est l énergie necessaire pour arracher l électron de valence à un élément. o En descendant dans une famille, l énergie d ionisation diminue ( ). o Au fur et à mesure qu on descend dans la famille, le rayon atomique augmente. o Plus le rayon atomique est grand, plus la force d attraction entre le noyau et l électron de valence est petite. Il sera plus facile d arracher un électron de valence à un élément avec un grand rayon atomique car il tient son électron de valence moins fortement. o Plus l électron de valence est facile à arracher, moins l autre élément a besoin de dépenser d énergie pour lui enlever. Donc, l énergie d ionisation sera plus petite. o En se déplaçant vers la droite à l intérieur d une période, l énergie d ionisation augmente ( ). o Au fur et à mesure qu on se déplace vers la droite à l intérieur d une période, le rayon atomique est plus petit. o Un élément avec un rayon atomique plus petit, tiendra ses électrons de valence plus fortement et demandera à l autre élément de dépenser plus d énergie pour les arracher. Par le fait même, l énergie d ionisation augmentera. La variation de l indice d électronégativité L indice d électronégativité est la force avec laquelle les protons à l intérieur du noyau attirent les électrons de valence chez un élément. o En descendant dans une famille, l électronégativité diminue ( ). o Au fur et à mesure qu on descend dans la famille, le rayon atomique augmente.

16 o Plus le rayon atomique est grand, plus la force d attraction entre le noyau et l électron de valence est petite. Donc, l indice d électronégativité diminue. o En se déplaçant vers la droite à l intérieur d une période, l indice de l électronégativité augmente ( ). o Au fur et à mesure qu on se déplace vers la droite à l intérieur d une période, le rayon atomique est plus petit. o Plus le rayon atomique est petit, plus les protons attirent fortement les électrons de valence. Donc, l indice d électronégativité sera plus grand. Réactivité des métaux Voir tableau 3.1 p.155 Montrer la petite vidéo (Alkali metals) Travail Feuille d exercices Les propriétés périodiques (Manuel La chimie : une approche moderne p.127) 1.3 Liaisons interatomiques liaison interatomique (liaison entre atomes) liaison ionique liaison covalente liaison métallique (transfert d é) (partage d é) (mer d é)

17 1.3.1 Liaison ionique Représentation à l aide des structures de Lewis Mg F F Propriétés des solides ioniques cristallins avec des surfaces lisses et luisantes durs mais cassants non conducteurs d électricité et de chaleur point de fusion élevé plusieurs sont solubles dans l eau (exception MgF 2 ) Liaison covalente Représentation à l aide de la structure de Lewis et de la formule développée O O O O

18 Caractéristiques de la liaison covalente la liaison covalente est le résultat d un partage d é entre deux atomes (généralement 2 NM) ils existent deux types de doublets ; le doublet liant (paire d é partagé entre 2 atomes différents) et le doublet non liant ou libre (paire d é située dans la couche de valence d un atome et qui ne participe pas à une liaison covalente) H O doublet non liant doublet liant H Propriétés des composés covalents solide mou, liquide ou gaz à la température ambiante point de fusion et d ébullition peu élevés habituellement insoluble dans l eau (toutefois, il existe des exceptions acétone) pauvre conducteur d électricité, même en solution

19 Ion polyatomique ion contenant plus d un atome ayant en général une ou des charges négatives Exemples : SO 4 2- NH 4 1+ CH 3 COO 1- CrO 4 2- Liaisons covalentes de coordination liaison covalente dans laquelle un atome fournit les deux électrons à une liaison d un doublet d électrons partagés (voir la remarque p.176) exemples : NH 1+ 4, H 3 O 1+ H H H H N H O H H Comment fait-on pour déterminer si un composé est ionique ou covalent? X = indice d électronégativité du 1 er atome indice électronégativité du 2 e atome Si X 0,4 liaison covalente non polaire 0,4 X 1,7 liaison covalente polaire X 1,7 liaison ionique

20 Exemples : a) Ca et N b) Cr III et Br c) C et O Travail Faire la feuille d exercices 1.3

21 1.3.3 Liaison métallique C est la force d attraction entre des ions métalliques ayant une charge positive et le groupe d électrons de valence qui se déplacent parmi eux. Voir figure 4.8 p.170 Propriétés des métaux Voir les explications de chacunes de propriétés p Bon conducteur d électricité et de chaleur Malléable et ductile Point de fusion et d ébulliton élevés

22 1.4 Géométrie moléculaire et polarité La géométrie moléculaire Nous allons étudier 2 méthodes qui nous permettent d examiner la structure d une molécule : 1 er modèle tient compte des forces de répulsion qui existent entre les paires d é entourant un atome (RPECV) 2 e modèle explique comment les orbitaux de 2 atomes peuvent se recouvrir pour créer des liaisons (hybridation) Pour représenter la forme d une molécule, on établit d abord sa structure de Lewis Exemple 1 La molécule de CO 2 possède 4 doublets liants et aucun doublet non liant (libre) doublet liant O C O doublet liant

23 Exemple 2- La molécule de H 2 O possède 2 doublets liants et 2 doublets non liants. doublet liant (paire d électron liant les 2 atomes qui le partagent) doublet non liant (libre) H O (paire d électrons dans un orbitale H appartenant à un seul atome) Faire les exercices 14, 15 et 17 p.178 (Identifier aussi les doublets liants et non liants) La théorie de la répulsion des paires d électrons de valence (RPECV) La RPECV énonce comme principe que les doublets liants et les doublets non liants d électrons de valence d un atome se séparent le plus possible les uns des autres pour minimiser les forces de répulsion. un doublet non liant est attiré par un seul noyau o son nuage de charge négative a plus ou moins la forme d une poire dont la tige serait tournée vers le noyau un doublet liant évolue dans le champ d attraction de 2 noyaux o son nuage de charge négative est plus élancé parce que l attraction qu il subit réduit le mouvement des électrons.

24 Voir figure 9.2 p.165 La chimie : une approche moderne Pour NH 3 + gros nuage doublet non liant (1) + petit nuage doublets liants (3) H Les forces de répulsion entre les doublets se situent comme suit en ordre décroissant (se repousse le moins vers celui qui se repousse le plus) : répulsion répulsion répulsion entre entre entre doublets non liants doublets non liants doublets liants et doublets liants

25 Exemple : Chaque molécule ci-dessous possède 4 paires d électrons autour de l atome central. Pourtant, les angles entre les atomes sont différents dus aux nombres différents de doublet non liant et de doublet liant que possèdent ces molécules. H 2 O H 2 O = 104,5 0 NH 3 NH 3 = 107,3 0 CH 4 CH 4 = 109,5 0 Figure 4.12 p.181 La géométrie de la molécule dépend du nombre de doublet non liant et de doublet liant que possède l atome central. Selon la notation RPECV, la molécule NH 3 est AX 3 E. (Voir tableau 4.2 p ). Ce qui veut dire que l atome central (N) a 3 doublets liants (H) et un doublet non liant. En sachant le nombre de doublet non liant et de doublet liant, on est capable de prédire la forme moléculaire. 5 figures de base (voir figure 4.11 p.179 Linéraire (AX 2 ) bipyramide triangulaire Triangulaire plane (AX 3 ) 90 0 et (AX 5 ) Tétraédrique 109,5 0 (AX 4 ) octaédrique 90 0 et 90 0 (AX 6 )

26 Exemples : CO 2 atome central : doublet liant : doublet non liant : forme de la molécule : ClF 3 atome central : doublet liant : doublet non liant : forme de la molécule : Niveau d énergie de valence élargi (+ que 8 é périphérique) PCl 5 atome central : doublet liant : doublet non liant : forme de la molécule : Faire les exercices 18, 19 et 20 p. 185 et 21 et 22 p.186

27 5 DL

28 Tableau 4.2 p Travail 11 - Détermination de la forme de la molécule

29 1.4.3 Les orbitales hybrides Dans ce modèle, on observe comment les orbitales s et p se recouvrent quand il y a partage d électrons. Ceci permet à un atome de créer plus de liaisons. Ce modèle s applique surtout au carbone. Le carbone compte 4é périphérique : 1s 2 2s 2 2p 2, lors d une liaison avec d autres atomes, l orbitale s et les 3 orbitales p (p x, p y et p z ) semblent se regrouper pour former 4 orbitales hybrides équivalents (sp 3 ) quant à l énergie et à la forme. 2s 2 2p 2 devrait être 2s 2 2p 2 Mais c est plutôt 2sp 3 4 liaisons possible 4 orbitales hybrides sp 3 équivalentes

30 On peut aussi rencontrer sp 2 et sp comme orbitales hybrides. Le modèle d hybridation sp 2 permet de décrire les liaisons covalentes doubles. Le bore comprend 3 électrons périphériques : 1s 2 2s 2 2p 1 lors d une liaison avec d autres atomes, l orbitale s et les 2 orbitales p (p x et p y ) occupés par 1 électron, semblent se regrouper pour former 3 orbitales hybrides équivalents (sp 2 ) quant à l énergie et à la forme. 2s 2 2p 1 devrait être : 2s 2 2p 1 Mais c est plutôt 2sp 2 2p 3 orbitales hybrides sp 2 1 orbitale p non hybride

31 Le modèle d hybridation sp permet de décrire les liaisons covalentes triples. Le béryllium comprend 2 électrons périphériques : 1s 2 2s 2, lors d une liaison avec d autres atomes, l électron de spin négatif situé dans l orbitale s se déplace dans l orbitale p x. Par la suite, il y a hybridation des orbitales s et p (p x ). La formation de 2 orbitales hybrides sp et de 2 orbitales p non hybrides sera le résultat de ce type d hybridation. 2s 2 devrait être 2s 2 L électron de spin négatif se déplace dans l orbitale p x 2s 1 2p 1 L hybridation de l orbitale s et p se produit et on obtient 2sp 2p 2 orbitales hybrides sp 2 orbitales p non hybrides

32 Voici la structure véritable des orbitaux hybrides sp 3, sp 2 et sp. Pour simplifier la représentation d un ensemble d orbitales hybrides, on utilise plutôt la forme allongée du nuage électronique. Résumé des orbitales hybrides Type de liaisons entre les carbones Résultat de l hybridation 4 liaisons simples 4 orbitales hybrides sp 3 1 liaison double (et 2 liaisons simples) 3 orbitales hybrides sp 2 et 1 orbitale p non hybride 1 liaison triple (et 1 liaison simple) 2 orbitales hybrides sp et 2 orbitales p non hybrides La prédiction de la forme moléculaire * copier les 4 points p.183 Travail à remettre Travail 12 - Géométrie moléculaire 1 à 10

33 1.4.4 La relation entre la forme moléculaire et la polarité moléculaire La polarité est la distribution des charges ( + et -) dans une molécule. Les liaisons covalentes polaires peuvent produire des molécules polaires ou des molécules non polaires. Les liaisons covalentes non polaires ne forment que des molécules non polaires. Exemple : Molécule polaire (HCl) Le vecteur qui est utilisé pour représenter le dipôle de liaison pointe toujours vers l élément le + électronégatif. Exemple : Molécule non polaire (CCl 4 ) Le moment dipolaire est la propriété d une molécule polaire. C est la distribution asymétrique de charge électrique (vecteur résultant 0).

34 Pour les molécules suivantes, dites si elles sont polaire ou non polaire. Voir tableau 4.3 p.188 Faire les exercices 23 et 24 p.188

35 1.5 Liaisons intermoléculaires Liaison entre les molécules Exemple : H 2 O ---- H 2 O liaison intermoléculaire Les forces de van der Waals Forces qui agissent entre les molécules ou les ions (attraction ou répulsion) Influencent les propriétés physiques des composés Il existe 4 différents groupes. a) forces dipôle-dipôle attraction entre 2 molécules polaires possèdant des dipôles permanents la charge - attire la charge + 2 molécules polaires (dipôles) la charge - attire la charge la force dipôle-dipôle est formée

36 b) forces ion-dipôle attraction entre un ion et une molécule polaire (un dipôle) ion + attire la charge - de la molécule polaire ou ion attire la charge + de la molécule polaire c) forces intermoléculaires (dipolaires) induites L induction de charges électriques survient quand une molécule polaire (dipôle) ou un ion cause un changement dans la distribution de charge d une molécule non polaire.

37 La molécule non polaire devient temporairement polaire, c est la formation du dipôle induit. La charge - du dipôle attire la charge + du dipôle induit et forme une liaison intermoléculaire. ou Ion + attire la charge - du dipôle induit et forme la liaison intermoléculaire. ou Ion attire la charge + du dipôle induit et forme la liaison intermoléculaire. Exemple : force dipolaire induite par un dipôle Les é de la molécule non polaire sont repoussés par le charge - du dipôle. dipôle molécule non polaire Formation du dipôle induit dipôle dipôle induit dipôle La charge - du dipôle attire la charge du dipôle induit et forme une liaison intermoléculaire (force dipolaire induite). dipôle induit

38 d) forces de dispersion (de London) Attractions entre 2 molécules non polaires Se produit lorsque les é se retrouvent du même côté de l atome. é + + normal 2 é du même côté Rend un côté de la molécule partiellement + et l autre côté partiellement (où sont réunis les 2é). Ceci crée temporairement un dipôle. C est la formation du dipôle instantané. Ce dipôle instantané peut induire la formation d un dipôle dans la molécule adjacente et faire apparaître une force d attraction entre les 2 molécules. Ce sont les forces de dispersion ou de London. 2 molécules non polaires + é é Les 2é se retrouvent du même côté dans l une des molécules non polaires. molécule non polaire molécule non polaire

39 La formation du dipôle instantané. dipôle instantané molécule non polaire dipôle instantané molécule non polaire Les é de la molécule non polaire sont repoussés par le charge - du dipôle. dipôle instantané nouveau dipôle Le dipôle instantané induit la formation d un dipôle temporaire dans la molécule adjacente Formation des forces de dispersion La liaison hydrogène une forme très forte d attraction dipôle-dipôle entre un atome H d une molécule polaire, contenant des liaisons telles que H---O, H---N ou H---F, et une paire d é non partagée sur un petit atome électronégatif (O,N ou F).

40 Comparaison des forces intramoléculaires (interatomiques) et des forces intermoléculaires Tableau 4.4 p.195