STRUCTURE DE LA MATIERE

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1 I. ES ATMES : STRUTURE DE A MATIERE Par différentes transformations (physiques ou chimiques) et par différents traitements (spectroscopies diverses, Résonance Magnétique ucléaire, diffraction par rayons X,...) qu on fait subir à la matière, on est conduit à proposer des modèles qui rendent comptent le plus fidèlement possible des caractéristiques concernant la structure de la matière. Un MDEE ne peut jamais traduire l ensemble de la réalité. 1. atome d hydrogène Principaux constituants des atomes : PARTIUE découverte par ARGE MASSE EETR : e - rookes (1900) q e = - 1, m e = 0, kg PRT : p Thompson (1897) q p = + 1, m p = 1, kg EUTR : n hadwick (1932) q n = 0 m n = 1, kg m n très voisin de m p - e noyau est constitué d un proton et l électron e - gravite autour du noyau tout en tournant sur lui-même. - atome est électriquement EUTRE et la masse de l atome est concentrée dans le noyau (la masse de l e - est négligeable par rapport à celle du noyau) - a structure de l atome est dite «lacunaire» puisque l électron est très loin du noyau. (rayons : atome R a = nm et noyau R n = nm) - électron ne se déplace pas sur une trajectoire fixe et déterminée : on définit par contre sa probabilité de présence d occuper une région donnée : c est le UAGE EETRIQUE : il représente l ensemble des positions susceptibles d être occupées par l électron. 2. Structure des autres atomes es atomes sont composés d un noyau (chargé +) et d électrons qui gravitent autour (chargés - ). ATME, dans son ensemble, EST EETRIQUEMET EUTRE. 2.A. e noyau : il est constitué de UES : PRTS et EUTRS - Représentation symbolique : A : nombre de masse : A = Z + A Z : numéro atomique : il représente le nombre de protons Strucmat.pub Z X

2 Exemples : 12 6 A = 12 nucléons Z = 6 protons = A - Z = 12-6 = 6 neutrons U A = 235 nucléons Z = 92 protons = A - Z = = 143 neutrons - Elément chimique : il y a 92 éléments naturels + quelques éléments artificiels : à chaque élément correspond un numéro atomique Z. - Isotopes d un même élément : ce sont des atomes pour lesquels Z est identique, mais A est différent : A = Z +, donc c est le nombre de neutrons qui change B. Structure électronique des atomes : - iveaux d énergie (couches électroniques) : si on veut arracher un e - à un atome, il faut lui fournir de l énergie : * les e - des atomes ne sont pas tous liés de la même manière (les e - éloignés du noyau sont plus facile à arracher) * les e - d un atome se répartissent sur des niveaux d énergie ou couches électroniques. * chaque couche est caractérisée par un nombre quantique n (nombre entier positif) : - Remplissages des couches : * le nombre maximum d e - par niveau d énergie est 2n 2 * le remplissage se fait de façon progressive (n petit vers n grand) Au début le remplissage est simple ; à partir de la 3 ième couche il y a des anomalies de remplissage (à cause de l existence de sous-couches) * doublet d e - et e - célibataires : c est le nombre d e - célibataires dans un atome qui définit ses propriétés chimiques. est le modèle de EWIS (chimiste américain : ) qui rend le mieux compte de cette réalité. - onfiguration électronique des premiers atomes : * Z = 1 ydrogène U 92 U Valeur de n ettre désignant la couche M P Q ATTETI : le cercle représente la couche (niveau d énergie). e n est pas une orbite. cases quantiques 1 e - célibataire () 1 * Z = 2 élium e 2 e - : doublet () 2 saturée 2

3 1 e - célibataire * Z = 3 ithium i () 2 () 1 2 e - célibataires * Z = 4 Beryllium Be () 2 () 2 3 e - célibataire * Z = 5 Bore B () 2 () 3 4 e - célibataire * Z = 6 arbone () 2 () 4 13 e - célibataires * Z = 57 Bore Azote B () 2 () e - célibataires * Z = 58 Bore xygène B () 2 () 16 1 e - célibataire * Z = 59 Bore Fluor B F () 2 () 17 1 eet - célibataire saturées * Z = 510 Bore éon B () 2 () 18 3

4 Sous-couche «d» qui se remplit par après : c est elle qui détermine les 10 colonnes dans le * Z = 11 M et saturées () 2 () 8 (M) e remplissage des 2 premières sous-couches de M se fera de la même manière que pour celles de la couche. (cf. tableau récapitulatif) 3. lassification périodique des éléments : 3.A. istorique : c est MEDEEEV qui a proposé une classification selon deux critères : - classement par masse atomique croissante - dans une même colonne les atomes ont des propriétés chimiques analogues. Tableau périodique simplifié à 8 colonnes 4

5 3.B. Principe de la classification actuelle : * les éléments sont classés par numéro atomique Z croissant * les éléments qui se retrouvent dans une même colonne possèdent la même configuration électronique de la couche externe. * chaque ligne du tableau correspond à une période (remplissage d une couche ou niveau d énergie) Par exemple : un élément situé dans la 3ième ligne possède 3 couches d e -. * colonne VIII ou : couche externe SATUREE : aucune réactivité chimique. e sont les gaz rares ou inertes : e (couche externe saturée à 2 e - ) e (couche externe saturée à 8 e - ) Ar (couche externe saturée à 8 e - ) 3.. Réactivité chimique : * ce qui caractérise la réactivité et les propriétés chimiques d un atome, c est le nombre d e - de sa couche externe. * tous les éléments d une même colonne ont le même nombre d e - sur la couche externe, donc les mêmes propriétés chimiques. e nombre d e - de la couche externe représente le numéro de la colonne : 5 e - sur la couche ext. ==> olonne V. * tous les atomes ont tendance à acquérir la configuration électronique stable (couche externe saturée) du gaz rare le plus proche dans la classification périodique des éléments : c est la REGE de l TET. II. ES MEUES / IAIS VAETE 1.Généralités : 1.A. a liaison covalente : Elle résulte de la mise en commun entre 2 atomes d une ou plusieurs paires d e - : chaque atome fournit un e - par doublet mis en commun. es atomes se lient entre eux pour saturer leur couche externe et acquérir un stabilité chimique (règle de l octet). 1.B. Valence d un atome : partager avec un autre atome. ydrogène Valence : 1 c est le nombre de doublets d e - que l atome peut hlore : couche externe : il manque 1e - pour saturer la couche externe ==> Valence : 1 l xygène : couche externe : il manque 2e - pour saturer la couche externe ==> Valence : 2 Azote : Valence : 3 arbone Valence : 4 5

6 2. iaison de covalence SIMPE 2.A. Définition : Une IAIS VAETE SIMPE résulte de la mise en commun entre deux atomes d 1 seule paire d e -. haque atome fournit un e -. 2.B. Exemples : Molécule de dihydrogène : 2 Après mise en commun, chaque atome possède 2 e - : pour chaque atome la couche externe est saturée ==> la molécule de dihydrogène est chimiquement stable : Molécule de dichlore : l 2 l l Molécule d eau : 2 2 ou Doublet liant Après mise en commun, chaque atome possède 8 e - ; pour chaque atome, la couche externe est saturée : - 3 doublets non liants - 1 doublet liant a molécule de dichlore est chimiquement stable : l 2 ou l l Deux liaisons simples : l atome d oxygène possède 2 doublets non liants et 2 doublets liants. 2 ou Molécule de méthane : 4 a valence du arbone est 4 : il va partager 4 doublets avec 4 atomes d hydrogène ==> 4 liaisons simples : Géométrie de la molécule : un atome de qui donne 4 liaisons simples est un ARBE TETRAEDRIQUE : atome de occupe le centre d un tétraèdre et à chaque sommet se trouve un atome. es angles valent =

7 3. iaison de covalence DUBE 3.A. Définition : Une IAIS VAETE DUBE résulte de la mise en commun entre deux atomes de deux paires d e -. haque atome fournit un 2 e -. 3.B. Exemples : * Molécule de dioxygène : 2 Après mise en commun de 2 paires d e - chaque atome possède 8 e - : - 2 doublets non liants - 2 doublets liants (liaison double) 2 ou * Molécule d éthène : 2 4 haque carbone donne : - 2 liaisons simples - 1 liaison double == Un atome de arbone qui donne 1 liaison double et 2 liaisons simples est un ARBE PA : la molécule est plane. 4. iaison de covalence TRIPE 4.A. Définition : Une IAIS VAETE TRIPE résulte de la mise en commun entre deux atomes de trois paires d e -. haque atome fournit un 3 e - (1e - par paire mise en commun). Molécule plane et parfaitement = = B. Exemples : * Molécule de diazote : 2 Après mise en commun chaque atome d azote possède 8 e - (couche externe saturée) : - 3 doublets liants (triple liaison) - 1 doublet non liant 2 ou * Molécule d éthyne : 2 2 Géométrie de la molécule : Un atome de qui donne une liaison triple et une liaison simple est un ARBE IEAIRE : la molécule est linéaire ou

8 III. ES IS / A IAIS IIQUE 1. Formation des ions : ertains atomes ont tendance à gagner ou perdre 1 ou plusieurs e - pour saturer la couche externe (règle de l octet). es atomes deviennent alors des IS. - atome qui perd des e - : il devient ATI + - atome qui gagne des e - : il devient AI 2.iaison ionique : 2.A Définition : elle résulte de l attraction électrostatique entre anions et cations. 2.B. Exemple : hlorure de sodium * atome de sodium : () 2 () 8 (M) 1 : a va perdre 1 e - ==> couche externe saturée : () 2 () 8 == > ainsi a est devenu a +. * atome de chlore : () 2 () 8 (M) 7 : l va gagner cet e - ==> couche externe saturée () 2 () 8 (M) 8 ===> ainsi l est devenu l. 2..Structure du solide : * c est un un assemblage régulier, un empilement de cations et d anions * la liaison entre les ions est d origine électrostatique, ce qui explique la grande cohésion de ce genre de composé (cristal ionique) * la plus petite parcelle de cristal solide s appelle une MAIE EEMETAIRE : le chlorure de sodium cristallise dans une structure ubique Faces entrées * le composé ionique est globalement électriquement EUTRE : Σ charges positives = Σ charges négatives 2.D. Exemples : * AIS : chlorure : l - oxyde : 2 - sulfure : S 2 - itrate : - 3 ydrogénocarbonate : Sulfate : S arbonate : Phosphate : P 4 * ATIS : a +, + (colonne I) ; Mg 2+, a 2+ (colonne II) ; Al 3+ (colonne III) Ag +, u 2+, Fe 2+ et Fe 3+, Zn 2+, Pb 2+ * MPSES IIQUES : écriture ionique et écriture statistique ( Al l - ) / Al l 3 hlorure d aluminium ( 2 a S - 4 ) / a 2 S 4 Sulfate de sodium ( 2 Al S - 4 ) / Al 2 (S 4 ) 3 Sulfate d aluminium ( a ) / a ( 3 ) 2 itrate de calcium ( a ) / a3 ydrogénocarbonate de sodium 8 l

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