Lycée Polyvalent de Montbéliard - Physique-Chimie - TSI

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1 Chimie 1 Classification périodique des éléments Lycée Polyvalent de Montbéliard - Physique-Chimie - TSI Contenu du programme officiel : Notions et contenus Atomes et éléments. Electrons, protons, neutrons. Le noyau : nombres Z, A, isotopes. Nombres quantiques n, l, m l et m s. Configuration électronique d un atome et d un ion monoatomique. Électrons de cœur et de valence. Classification périodique des éléments. Capacités exigibles - Donner la composition d un élément à partir de A et Z. - Comparer les ordres de grandeur de la dimension d un atome à celle de son noyau. - Estimer l ordre de grandeur de la masse d un atome. - Établir un diagramme qualitatif des niveaux d énergie électronique d un atome donné. - Établir la configuration électronique d un atome dans son état fondamental (la connaissance des exceptions à la règle de Klechkowski n est pas exigible). - Prévoir la formule des ions monoatomiques d un élément. - Relier la position d un élément dans le tableau périodique à la configuration électronique et au nombre d électrons de valence de l atome correspondant. - Positionner et reconnaître dans le tableau périodique métaux et non métaux. - Situer dans le tableau les familles suivantes et énoncer leurs caractéristiques : métaux alcalins, halogènes et gaz nobles. En gras les points devant faire l objet d une approche expérimentale. Table des matières 1 La structure de l atome Le noyau Le nuage électronique Les éléments et espèces chimiques Les nombres quantiques Rappel sur les spectres des atomes Les nombres quantiques n, l, m l et m s Les configurations électroniques État fondamental, excité et ions monoatomique Le tableau périodique Généralités Familles particulières La recherche et la classification des différents éléments physiques est une constante de la recherche humaine. De nombreuses classifications ont été établies puis abandonnées au cours des siècle en lien avec les avancées scientifiques. La mécanique quantique fournit aujourd hui les moyens théoriques pour expliquer la classification utilisée aujourd hui, celle de Mendeleïev. 1 La structure de l atome 1.1 Le noyau Définition. Le noyau d un atome est composé de nucléons qui sont de deux types les protons ; les neutrons. Typiquement, la taille du noyau atomique est de l ordre de m à m /8

2 La masse des différents constituants de l atome vaut pour le neutron m n = kg ; le proton m p = kg ; l électron m e = kg. On remarque que m e m n m p m nucleon. Définition. On définit le nombre de masse d un noyau noté A comme le nombre de nucléons de celui-ci. Dans ce cas, la masse m d un atome sera m Am nucleon. Les neutrons sont des particules électriquement neutre, ainsi la charge du noyau est portée par les neutrons. On rappelle que le proton porte la charge +e = C, l opposé de la charge d un électron. Définition. On note le nombre de proton d un noyau Z. La charge Q d un noyau est alors Q = Ze. 1.2 Le nuage électronique Chaque atome, dans son état fondamental, est électriquement neutre. Or chaque électron porte la charge e (négative). Propriété. Chaque atome dans son état fondamental est entouré par Z électrons, autant que de protons. Les électrons ont une énergie très bien définie. La mécanique quantique impose qu ils soient délocalisés autour du noyau, ils n ont pas de position et de vitesse précise définie en chaque instant. L électron est donc ainsi délocalisé dans un nuage électronique. Ainsi, une représentation mentale correcte d un atome n est pas la figure 1a mais plutôt la figure 1b. Nuage électronique Neutron Électron Neutron (a) Mauvaise image d un atome d hydrogène. (b) Image correcte d un atome d hydrogène. Fig. 1 Bonne et mauvaise représentation mentale d un atome d hydrogène. Propriété. La taille du nuage électronique d un atome est de l ordre 100 pm soit m. Un atome est donc essentiellement vide. Les propriétés chimiques d un atome sont imposées par certains de ces électrons, ce que nous allons détailler par la suite. 1.3 Les éléments et espèces chimiques Les éléments chimiques Définition. Un élément chimique regroupe l ensemble des atomes ou ions qui ont un même nombre de protons. Ce nombre est le numéro atomique Z. Il existe 118 éléments chimiques distincts à l heure actuelle, dont 92 naturels. Exemple 1 : Exemples d éléments chimiques identiques : l hydrogène H, l ion H +, le deutérieum De (noyau composé d un proton et d un neutron) ; le calcium Ca, l ion calcium Ca 2+. 2/8

3 Les nucléides Définition. Un nucléide regroupe l ensemble des atomes ou ions dont les noyaux ont le même nombre de protons Z et de neutrons A Z. On les note A Z X avec X le symbole de l élément chimique imposé par le nombre de protons, Z le nombre de protons et A le nombre de nucléons. Il en existe actuellement environ 1500, dont 300 naturels. Les isotopes Exemple 2 : H et H + correspondent au nucléide 1 1H tandis que le deutérium De correspond au nucléide 2 1H. Définition. Les isotopes d un éléments sont l ensemble des nucléides avec le même nombre de protons Z avec avec un nombre de neutrons différents. Exemple 3 : Les nucléides 1 1H, 2 1H et 3 1H sont des isotopes. 2 Les nombres quantiques 2.1 Rappel sur les spectres des atomes Le spectre des atomes est quantifié. Ainsi, une raie lumineuse correspond à une transition entre niveaux énergétiques quantifiés d électrons. Par exemple, les niveaux d énergie des électrons autour d un atome d hydrogène sont donnés par E n = 13.6 (en électron-volt). On voit apparaître un entier naturel n. n 2 E 2 E 1 E 0 Énergie Expérience 1 : TP 07 - Spectrométrie 2.2 Les nombres quantiques n, l, m l et m s Tout comme pour l hydrogène, tous les niveaux électroniques des atomes et les énergies des électrons qui correspondent sont définies par des nombres quantiques. Définition. Les nombres quantiques sont au nombre de 4 : Le nombre quantique principal m : c est un nombre entier non nul qui détermine la couche quantique. Le nombre quantique secondaire l : c est un nombre entier qui détermine le nombre de niveaux sur la couche quantique n. Il est défini par 0 l n 1. L énergie d un niveau est définie par le doublet (n, l). Ce nombre est noté par une lettre : nombre l lettre correspondante s p d f g Chaque niveau est noté nl avec l sous forme de lettre. Le nombre quantique magnétique m l : c est en entier qui détermine le nombre de cases quantiques dans le niveau quantique (n, l). Il est défini par l m l l. Dans un même niveau quantique, il y a donc 2l + 1 cases de même énergie, on dit que le niveau est dégénéré. Le nombre quantique de spin m s : il faut simplement ou 1. C est une caractéristique purement 2 quantique de l électron. 3/8

4 Remarque : Il est conseillé de construire une phrase mnémotechnique pour retenir l ordre des lettres spdf. Exemple 4 : Prenons la couche n = 2. Sur cette couche, le nombre l peut avoir 0, 1 ou 2, ce qui fait trois sous-couches notées, et 2d. Sur la couche s, le nombre s peut valoir uniqument 0, ce qui fait une cases quantiques. On le représente. Sur la couche p, le nombre m l peut valoir -1, 0 ou 1, ce qui fait trois cases quantiques. On le représente. Sur la couche d, le nombre m l peut valoir -2, -1, 0, 1 ou 2, ce qui fait cinq cases quantiques. On le représente. 2.3 Les configurations électroniques Pour construire les configurations électroniques d un atome, il faut respecter les trois règles suivantes. Le principe d exclusion de Pauli Définition. Deux électrons ne peuvent pas être décrits par quatre nombres quantiques identiques. Autrement dit, pour une case quantique donnée (n, l, m l ), il ne peut y avoir que deux électrons car le quatrième nombre m s ne peut avoir que ± 1. On représente un électron par une flèche vers le haut ou vers 2 le bas dans une case. Un électron célibataire dans une case quantique :. Deux électrons dans une case quantique :. La règle de Klechkowsky Définition. L énergie E n,l d un niveau électronique est une fonction croissante de n + l et, pour un même n + l, une fonction croissante de n. Autrement dit, les énergies sont classées comme E 1,0 < E 2,1 < E 2,2 < E 3,1 <... Propriété. Pour retenir la construction, on retiendra la construction suivante. n 5s 5p 5d 5d 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d l n + l fixé Fig. 2 Construction du diagramme énergétique grâce à la règle de Klechkowsky. Énergie des niveaux 5s 4p 3d 4s 3p 3s Fig. 3 Le diagramme énergétique grâce à la règle de Klechkowsky. On indique le nombre de case quantique pour chaque niveau. La règle de Hund Définition. Pour un atome dans son état fondamental, les électrons se disposent par ordre d énergie croissante et, pour des niveaux dégénérés, en occupant le maximum de case avec des électron de spin parallèles. 4/8

5 E E E Carbone : Z = 6 Noté : Azote : Z = 7 Noté : Oxygène : Z = 8 Noté : Application 1 : Donner la configuration électronique du gallium Ga (Z = 31) et de l iode I (Z = 53). Électrons de cœur et de valence Définition. On appelle électrons de valence les électrons sur les dernières couches en cours de remplissage (depuis la dernière couche s remplie) ; électrons de cœur sont les électrons précédents les électrons de valence. Exemple 5 : Pour le carbone, la partie 2 correspond aux électrons de cœur et la partie 2 2 correspond aux électrons de valence. 2.4 État fondamental, excité et ions monoatomique Définition. Un atome dans son état fondamental est un atome au repos. Les électrons respectent les règles de remplissage des couches électroniques décritent ci-dessus. Définition. Un atome dans un état excité est un atome qui a eu un apport d énergie. Les électrons respectent les règles de Pauli et de Klechkowsky mais pas la règle de Hund. Définition. Un ion monoatomique stable d un élément est obtenue en ajoutant ou enlevant des électrons dans la configuration électronique pour gagner en stabilité énergétique. En général, l ion monoatomique aura la configuration du gaz noble le plus proche. Exemple 6 : Le Chlore (Z = 17) a une configuration s 2 3p 5. Pour remplir la dernière couche 3p, on lui ajoute un électron ce qui amène à la configuration s 2 3p 6 et l ion correspondant est le Cl. Pour le Sodium (Z = 11), sa configuration est s 1. En perdant un électron, il stabilise sa configuration pour arriver à d où l ion Na +. Application 2 : Donner l ion monoatomique de l iode (Z = 53), du magnésium (Z = 16) et du fluor (Z = 9). 3 Le tableau périodique 3.1 Généralités La construction historique du tableau actuellement utilisée a d abord été expérimentale. En effet, les éléments d une même colonne ont des propriétés physico-chimiques proches. Certains éléments inconnus ont donc pu être anticipé théoriquement en constatant des trous dans le tableau périodique. La forme actuelle de la classification date de 1869 et a été réalisée par le chimiste russe Mendeleïev. Un tableau numérique interactif est disponible sur le site [1]. Le tableau complet est disponible figure 6 page 8. Le tableau est composé de 3 blocs principaux représentant les niveaux électroniques s, p et d. Il y a en tout 18 colonnes (ou familles). Le bloc f, comptant 14 cases, est représenté en dessous par soucis de place. Un bloc est une couche en cours quantique de remplissage. 5/8

6 Bloc s 2 éléments Bloc p 10 éléments Valence : s 1 s 2 d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 Bloc p 6 éléments d 10 p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 Colonne : Le tableau est composé de lignes qui commencent pour chaque nouvelle couche s en cours de remplissage. Les lignes représentent les différentes valeur du nombre quantique principal n. Le tableau se remplit par ordre de Z croissant, donc par ordre de masse. Exemple 7 : Carbone (Z = 6) : Dernière couche s apparente : donc ligne 2. Valence 2 4 donc colonne 14. Chrome (Z = 24) : s 2 3p 6 4s 2 3d 4 - Dernière couche s apparente : 4s donc ligne 4. Valence 4s 2 3d 4 donc colonne 6. Application 3 : Donner la position dans le tableau périodique des éléments suivant uniquement à l aide de la configuration électronique : gallium, iode, fluor, magnésium. 3.2 Familles particulières L électronégativité Cette grandeur sans dimension, notée χ, caractérise la tendance d un élément à attirer les électrons dans une liaison chimique. Plus χ est grand, plus les électrons auront tendance à se rapprocher de l élément. χ Fig. 4 Évolution qualitative de l électronégativité dans le tableau périodique : elle croît le long de la flèche. Les éléments les plus électronégatifs sont donc en haut à droite du tableau. D autres propriétés évoluent dans le tableau périodique, rassemblées sur le site [2]. Les métaux Les métaux sont des des solides aux conditions usuelles de température et de pression (sauf le mercure). Ce sont des bons conducteurs électriques susceptibles de fournir des électrons à la conduction. Ils sont donc caractérisés par une électronégativité plus faible, inférieure à 2 en général. Au vu de l évolution de l électronégativité, les non métaux sont situés en haut à droite du tableau périodique, auxquels il faut ajouter l hydrogène. Non métaux Métaux Semi-conducteurs Fig. 5 Les non métaux sont situés en haut à gauche du tableau, plus l hydrogène. À la frontière, on trouve les semi-conducteurs. Le reste du tableau est constitué des métaux. Colonne 18 : les gaz nobles Toutes leurs couches électroniques sont remplies. Ce sont des éléments très stables et ils existent majoritairement sous forme gazeuse monoatomique. Par des échanges d électrons, tous les éléments tendent à se rapprocher de la configuration électronique du gaz noble le plus proche. 6/8

7 Colonne 17 : les halogènes Ils ont 7 électrons de valence sur les dernières couches s et p, ils captent donc facilement un électron pour se rapprocher du gaz noble situé à leur droite : F, Cl, Br, etc... Ils sont très électronégatifs. Colonne 1 : les métaux alcalins Ils ont un électron de valence sur une couche s Cet électron se perd facilement pour se rapprocher du gaz noble le plus proche situé au bout de la colonne de la ligne précédente (un proton de différence) : Na +, K +, etc... Ils réagissent violemment [3] avec l eau. Expérience 2 : Mélange de sodium dans de l eau : réaction explosive. Références [1] [2] [3] 7/8

8 Fig. 6 Le tableau périodique 8/8