De l'atome à la chimie organique

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1 Université Paris Diderot Sorbonne Paris Cite L1 S2 De l'atome à la chimie organique Changzhi Dong, Professeur Laboratoire «Interfaces, Traitements, Organisation et Dynamique des Systèmes (ITODYS) Bâtiment Lavoisier, Pièce 648 1

2 Organisation de l'ue Agenda et MCC 13 séances de cours de 2h, vendredi 10h30 12h30, Amphi 4C 15 séances de TD de 2h 3 contrôles continus (40%) dont les deux meilleures sont comptées Un examen final (60%) Programme 1. Atome (5h) 2. Décrire une molécule (6h) 3. Interactions intermoléculaires (2h) 4. Introduction à la chimie organique et stéréochimie (5h) 5. Effets électroniques, intermédiaires réactionnels, notion de cinétique (4h) 6. Dérivés halogénés: substitutions nucléophiles éliminations d ordre 1 ou 2 (4h) 2

3 Chapitre 1: l'atome (5h) - noyau et électrons: composition du noyau, isotopes et élément, A et Z, forme de l'atome, disposition des électrons en couches et sous-couches, configuration électronique, état fondamental, électrons de coeur et électrons de valence. - masse atomique, rayon atomique, composition isotopique naturelle des éléments, masse molaire élémentaire. - interaction photon/atome, spectre de l'atome d'hydrogène, niveaux d'énergies, force d'attraction électrique, écrantage des électrons de coeur. - forme des nuages électroniques s, p, d - Rayon atomique, énergie d'ionisation, affinité électronique, évolution dans le tableau périodique. Chapitre 2: décrire une molécule (6h) - Le modèle de Lewis, règle de l'octet, squelette sigma, liaisons pi et doublets libres. - Energie et longueur de liaison, rayon de covalence, volume occupé par les électrons dans une liaison. Forme des nuages électroniques sigma et pi. - Moments dipolaires - Électronégativité des atomes, échelle de Pauling et Allred-Rochow, évolution dans le tableau périodique. L'hydrogène, le carbone, l'oxygène et l'azote. - Mésomérie et conjugaison, charges formelles - Géométrie des molécules: VSEPR - hypervalence Chapitre 3: Interactions intermoléculaires (2h) - Liaison de Van de Walls, interaction dipôle dipôle, polarisabilité des liaisons. - Liaison hydrogène - Condensation des gaz, miscibilité des liquides 3

4 Chapitre 4: Introduction à la chimie organique et stéréochimie (5h) - Nomenclature - Isomères (de squelette, de position et de fonction) - Représentation d'une molécule : (formule brute, formule développé plan, formule topologique, représentation de Cram, projections de Fisher et de Newman) - Chiralité et propriétés optiques d une molécule (pouvoir rotatoire spécifique) - Conformation (stabilité des conformères), configuration absolue R et S, Règles CIP - Stéréoisomérie (atome stéréogène, éléments de symétrie, isomérie géométrique, énantiomérie et diastéréoisomérie) - Stéréochimie dynamique (réaction stéréospécifique, réaction stéréosélective, racémisation) Chapitre 5: Effets électroniques, intermédiaires réactionnels, notion de cinétique (4h) Effets électroniques inductifs et mésomères, conjugaison et mésomérie Intermédiaires réactionnels et leur stabilité relative (carbocation, carbanion et radical) Notion de cinétique: vitesse d'une réaction chimique, ordre, mécanisme réactionnel Chapitre 6: Dérivés halogénés: substitutions nucléophiles éliminations d ordre 1 ou 2 (4h) - Structure des dérivés halogénés aliphatiques - Mécanisme SN1/SN2 (interconversion des groupes fonctionnels) - Mécanisme E1/E2 - Orientation des réactions (structure du substrat, choix du solvant, basicité ou nucléophilie du réactif, nucléophuge) 4

5 Chapitre 1, L'atome 1.Noyau et électrons: composition du noyau, isotopes et élément, A et Z. Masse atomique, composition isotopique naturelle des éléments, masse molaire élémentaire. 2.Spectre de l'atome d'hydrogène, forme de l'atome, disposition des électrons en couches et sous-couches, configuration électronique, état fondamental, électrons de cœur et électrons de valence. Écrantage 3.Rayon atomique, énergie d'ionisation, affinité électronique, évolution dans le tableau périodique 5

6 Chapitre 1, L'atome 1.Noyau et électrons: composition du noyau, isotopes et élément, A et Z. Masse atomique, composition isotopique naturelle des éléments, masse molaire élémentaire. 2.Spectre de l'atome d'hydrogène, forme de l'atome, disposition des électrons en couches et sous-couches, configuration électronique, état fondamental, électrons de coeur et électrons de valence. Ecrantage. 3.Rayon atomique, énergie d'ionisation, affinité électronique, évolution dans le tableau périodique 6

7 Structure de la matière La matière est un assemblage d'atomes Taille de l'atome: m (100 pm) De l'ordre de 1 nm «Atome en Chinois» Atomes de fer sur fond de cuivre Taille du noyau: à m en diamètre 7

8 Noyau, isotopes, élément Noyau atomique renferme 2 types de particules (nucléons), protons et neutrons contient 99.9% de la masse de l'atome Le proton est découvert par Rutherford en 1919 le neutron par Chadwick en 1932 Les masses du neutron et du proton sont voisines ~ kg La charge du proton est positive, ~ C La charge du neutron est nulle. 8

9 Noyau Z: nombre de protons dans le noyau, c'est le numéro atomique A: nombre de nucléons dans le noyau, c'est le nombre de masse N = A-Z: nombre de neutrons dans le noyau Même Z, A différent: noyaux isotopes 9

10 Cohésion du noyau Les nucléons sont maintenus ensemble par l interaction forte L interaction forte augmente d'intensité quand la distance augmente Elle cesse brusquement au-delà de m environ On peut la comparer à un élastique Les protons se repoussent les uns les autres par interaction électrostatique Les neutrons apportent de l'interaction forte mais pas de répulsion électrostatiques. Ils sont nécessaires à la cohésion du noyau. Il n'existe pas de noyau formé de seulement 2 protons, au moins un neutron est nécessaire pour maintenir la cohésion. Trop de neutrons rendent le noyau instable. 10

11 Isotopes stable et instables La composition du noyau en proton et neutron ne peut pas être quelconque. La proportion de neutrons dans le noyau augmente avec Z. Elle est à peu près de 50% pour les noyaux dits "légers"; elle monte à 70% pour l'uranium. Les noyaux rouges évoluent spontanément vers la stabilité en bleu: c'est la radioactivité nucléaire. Perte de e - (rayonnement b - ), de e + (rayonnement b + ) d'une particule a pour les gros noyaux. Cette perte s'accompagne de l'émission d'autres particules dont souvent un photon g. 11

12 12

13 Electron et Atome. L'atome est une espèce neutre composé d'un noyau entouré d'électrons. La charge d'un électron est C. Découvert par Joseph Thomsom en 1897 Les électrons occupent un volume de l'ordre de m de diamètre autour du noyau. Masse: kg (1800 fois moins lourd qu un nucléon) < 0.1% de l'atome Z: nombre de protons dans le noyau = nombre d'électrons dans un atome neutre. Il est très important car il caractérise un élément chimique. 13

14 Elément Un élément est l ensemble des entités chimiques (atomes et ions) ayant le même numéro atomique Z. nombres de masse différents. charges différentes 118 éléments connus à ce jour dont les 92 premiers sont naturels (sauf pour Z = 43 et 61). Les suivants sont artificiels et sont de moins en moins stables quand Z augmente. 14

15 Notation d'un atome Nombre de masse A Z Symbole portant la même information que Z Numéro atomique 15

16 Symboles et nom des éléments Symbole Nom Z H hydrogène 1 He hélium 2 Li lithium 3 Be béryllium 4 B bore 5 C carbone 6 N azote 7 O oxygène 8 F fluor 9 Ne néon 10 Na sodium 11 Mg magnésium 12 Les éléments sont en nombre fini, liste des symboles avec Z croissant de 1 à 97: H, He, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr, Rb, Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I, Xe, Cs, Ba, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg, Tl, Pb, Bi, Po, At, Rn, Fr, Ra, Ac, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm 16

17 Les pionniers Atome (1808) John Dalton Electron (1897) Proton (1919) Joseph John Thomson Ernest Rutherford Neutron (1932) James Chadwick 17

18 Voir une mole Une mole ( ) d'atomes dans quelques morceaux de sucre. 18

19 La mole et l'unité de masse atomique (uma) Définition d 1 mole d'atomes: le nombre d atomes dans 12,000 g de l'isotope 12 du carbone exactement, soit d'atomes Poids d 1 atome: g à kg 1 mole d'atomes de carbone: un peu plus de 12g (présence d isotopes) 1 mole d'atomes de carbone à la queue-leu-leu: 90 milliards de km (600 fois la distance Terre-Soleil) L'unité de masse atomique (uma): 1 atome de 12 C a pour masse 12 uma et 12 moles de uma a donc pour masse 12 g 1 uma représente kg (~ kg) 19

20 Masse Réelle et Théorique La masse d'un atome est toujours inférieure à la somme des masses de ses constituants "libres". La différence est entre 0.1 et 1%. Masse de 2 H ( 2 D): uma 2 H c'est 1 proton, un neutron et un électron Masse proton: uma Masse neutron: uma Masse électron: uma La somme fait: uma La variation de masse est de -0.12% Une bonne approximation (à 1%) de la masse d'un isotope exprimé en uma (ou en g/mol) est son nombre de masse A. 20

21 Masse molaire isotopique et élémentaire L'abondance isotopique naturelle pour un élément est sa composition isotopique relative observée sur Terre. Ce dernier point a fait l'objet de discussions très récentes: Voir aussi le document pdf qui liste les masses et abondances isotopiques 106Cd % 107Cd 108Cd % 109Cd 110Cd % 111Cd % 112Cd % 113Cd % 114Cd % 115Cd 116Cd % La masse molaire d'un atome est la masse d'une mole de cet atome. La masse molaire d'un élément est la masse d'une mole d'atomes de cet élément (même Z) dans les proportions isotopiques naturelles g/mol. 21

22 Calcul de la masse élémentaire M Cd = M 106 Cd * % 106 Cd + M 108 Cd * % 108 Cd + M 110 Cd *% 110 Cd +... = g/mol. 22

23 Variation de la composition isotopique La photosynthèse capte préférentiellement 12 C. Quantité de CO2 dans l'air Les pics de photosynthèse diminuent la concentration de CO 2 dans l'air et l appauvrissent en 12 C, donc l'enrichissent en 13 C. Varie entre 1.068% et 1.067% 13 C= 1.07% 23

24 A retenir absolument Composition du noyau, neutralité de l'atome Nombre de masse A, numéro atomique Z, nombre de neutron N et leur relation Masse atomique et masse molaire isotopique Abondance isotopique Masse molaire élémentaire 24

25 Chapitre 1, L'atome 1.Noyau et électrons: composition du noyau, isotopes et élément, A et Z. Masse atomique, composition isotopique naturelle des éléments, masse molaire élémentaire. 2.Spectre de l'atome d'hydrogène, forme de l'atome, disposition des électrons en couches et sous-couches, configuration électronique, état fondamental, électrons de coeur et électrons de valence. Ecrantage. 3.Rayon atomique, énergie d'ionisation, affinité électronique, évolution dans le tableau périodique 25

26 Mécanique quantique Décrit l'atome dans tous ses détails. Basé sur l'équation de Schrödinger Des résultats simples pour l'atome d'hydrogène 3 nombre quantiques Niveaux d'énergie discrets Les électrons peuvent être imaginés comme occupant des volumes de forme bien définies. 26

27 L'atome d'hydrogène Z = 1, 1 proton et 1 électron Atome le plus simple Energie de l'atome = énergie de son électron 27

28 Niveaux d'énergie de l'électron E= E 0 n 2 n est un nombre entier strictement positif appelé nombre quantique principal E est l'énergie la plus basse accessible, appelée énergie de l'état fondamental E = ev 28

29 Spectre de l'atome d'hydrogène Émission d'un photon dont l'énergie hc/λ est égale à la perte d'énergie du photon 29

30 Absorption d'un photon E E / 9 E / 4 Absorption d'un photon dont l'énergie est égale à la différence entre les deux niveaux d'énergie Coïncidence des raies d'absorption et d'émission E Équation des raies d'absorption et d'émission 1/λ = R H (1/n² -1/p²) = -E (1/n² -1/p²) /hc R H : constante de Rydberg 10 5 cm -1. n et p entiers 30

31 Spectre Solaire, série de Balmer 31

32 Ionisation Lorsque E augmente (se rapproche de zéro par valeurs négatives), l'électron s'éloigne de plus en plus du noyau. Lorsque E est égal à zéro, il n'y a plus d'interaction entre le noyau et l'électron: l'hydrogène est ionisé. Si on part de l'état fondamental de l'atome d'hydrogène, il faut lui apporter -E = 13.6 ev pour l'ioniser. L'énergie d'ionisation de l'atome d'hydrogène est l'énergie qu'il faut apporter à son état fondamental pour lui arracher son électron et obtenir une paire noyau-électron sans interaction et d'énergie nulle. 32

33 Volume occupé par l'électron Dans l'atome d'hydrogène, ce volume dépend de n, on peut le matérialiser par un objet de taille r r croit très vite avec n, par saut Le volume occupé par l'électron s appelle une orbitale 33

34 Forme des orbitales Nombre quantique secondaire l l entier n-1, donc n valeurs (0, 1, 2.n-1) Pour un n donné, l peut prendre des valeurs telles qu elles sont indiquées: n = 1 permet l = 0 n = 2 permet l = 0 ou 1 n = 3 permet l =0 ou 1 ou 2 etc... On nome par une lettre les valeurs de l 0 s 1 p 2 d 3 f 34

35 Forme des orbitales Nombre quantique magnetique, m m entier compris entre -l et +l l = 0 m = 0 l = 1 m = -1, 0, 1 l = 2 m = -2, -1, 0, 1, 2 etc... Pour l donné, 2l+1 valeurs de m Pour un n donné, n-1 valeurs de l possibles, 2l+1 valeurs de m possibles, soit au total n² combinaisons de n,l,m possibles 35

36 Les orbitales s (l = 0) s l = 0 Représentation symbolique OV (orbital viewer) 36

37 Les orbitales p (l = 1) y p l = 1 Axe y, symétrie de rotation p y OV (orbital viewer) 37

38 Les orbitales p (l = 1) y m = -1, 0, 1 p y x p x z p z 38

39 Les orbitales p l = 1 Le volume de présence de l'électron exclut le plan (plan nodal) y p y x p x La différence de couleur correspond à une antisymétrie par réflexion sur le plan de certaines propriétés de l'électron z p z 39

40 Les orbitales d (l = 2) d l = 2 m = -2, -1, 0, 1, 2 40

41 Case quantique On appelle une case quantique un ensemble unique n,l,m On ordonne les cases quantiques suivant n, on les regroupe en blocs de même n et même l, c'est une sous-couche n=1 1s n=2 2s 2p n=3 3s 3p 3d 41

42 Atome polyélectronique Z > 1 (He, Li, Be,...) Plusieurs électrons Comment décrire tous ces électrons? Equation de Schrödinger : la résolution analytique exacte est impossible à cause de la répulsion entre les électrons. 42

43 Atome polyélectronique Z > 1 (He, Li, Be,...) Plusieurs électrons Comment décrire tous ces électrons? Modèle hydrogénoïde: Ion formé d'un noyau de charge Z avec un électron (He +, Li 2+, Be 3+,...), semblable à un atome d hydrogène Etat de l électron est caractérisé par les trois nombres quantiques n, l, m, avec toutes les notations identiques à celles d hydrogène L'énergie de l'électron est alors E = E Z²/n² = -hcr Z²/n² r Noyau : +Ze Électron : -e 43

44 Atome polyélectronique Z > 1 (He, Li, Be,...) Plusieurs électrons Comment décrire tous ces électrons? Modèle hydrogénoïde: Ion formé d'un noyau de charge Z avec un électron (He +, Li 2+, Be 3+,...), semblable à un atome d hydrogène Etat de l électron est caractérisé par les trois nombres quantiques n, l, m, avec toutes les notations identiques à celles d hydrogène L'énergie de l'électron est alors E = E Z²/n² = -hcr Z²/n² On va rajouter Z-1 électrons à un ion hydrogénoïde pour obtenir l'atome neutre. Nouvelle interaction: répulsion interélectronique 44

45 Le spin de l'électron vaut 1/2 Spin: propriété intrinsèque d'une particule élémentaire Nombre de spin: nombre quantique s pouvant valoir +1/2 ou -1/2 Spin: assimilable à un moment de rotation propre 45

46 Prêt pour bâtir un atome polyélectronique? 3 nombres quantiques (n, l, m) définissant les orbitales ou les cases quantiques le nombre quantique principal n détermine le niveau d énergie sous forme de couche (K, L, M, N...) Les cases quantiques sont regroupées en souscouches s, p, d,f... Le nombre de spin s est le 4ème nombre quantique attaché à l'électron Attention à ne pas mélanger s (sous-couche), s (nombre de spin + ou 1/2), le spin de l'électron qui vaut 1/2, l et L 46

47 Principe de fermi Deux électrons placés au même endroit ne peuvent coexister que s'ils ont un nombre de spin différent Soit: deux électrons d'un même atome ne peuvent partager la même série de nombre quantiques n, l, m et s. Soit: dans une case quantique, on ne peut mettre au maximum que deux électrons au nombre de spin opposé (principe d'exclusion de Pauli). 47

48 Règles de remplissage "Aufbau" On se base sur les orbitales de l'hydrogène (modèle "hydrogénoïde") et les cases quantiques On remplit les cases quantiques Principe d'exclusion de Pauli: pas plus de 2 électrons par case quantique RÈGLE DE HUND : Dans un niveau d énergie dégénéré on occupe d abord tous les sous-niveaux par des électrons de spin parallèle 48

49 Aufbau (règles de remplissage) On cherche l'état fondamental de l'atome polyélectronique On remplit les cases quantiques suivant les règles: De Klechkowski. Il y a parfois des exceptions. En respectant le principe d'exclusion de Pauli On garde en mémoire le phénomène de répulsion interélectronique (règle de Hund) RÈGLE DE HUND : on occupe toujours le maximum de cases quantiques d'une même sous-couche avec des électrons de spin parallèle. 49

50 Les orbitales dans l'ordre de Klechkowski 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 50

51 Remplissage de quelques éléments simples H He Li Be C 1s 1 1s 2 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 2 51

52 Exemples plus complexes 52

53 Exemples plus complexes Sc (Z = 21) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 Ti (Z = 22) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 V (Z = 23) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 Zn (Z = 30) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 Deux exceptions: le chrome (Cr) et le cuivre (Cu) Cr (Z = 24) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 Electrons de valence Les électrons de valence sont ceux qui ont le nombre quantique n le plus grand. Ce sont les e- les plus externes, et ils sont à l origine des propriétés chimiques des éléments. Cu (Z = 29) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 Pour Cr, on devrait avoir 3d 4 4s 2 mais les niveaux 3d et 4s à moitié remplis sont plus stables; Pour Cu, on devrait avoir 3d 9 4s 2, mais le niveau 3d completement rempli et 4s à moitié rempli sont plus stables. 53

54 Electrons de coeur, de valence couche K couche L couche M 26 Fe: 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 18 Ar: 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Couches pleines 26 Fe: [Ar] 4s2 3d 6 Electrons de coeur Electrons de valence Règle: les électrons d'orbitales d ou f pleines sont considérés comme électrons de coeur54

55 Répartition radiale des électrons du fer Densité Couches K et L du fer (Fe, Z=26) a0= 53 pm 55

56 Configurations électroniques Couches électroniques 56

57 Configurations électroniques Couches électroniques 57

58 Configurations électroniques Une exception à la règle de Klechkowski 58

59 Configuration électronique d ions Il peut y avoir ionisation d un atome par perte d un ou plusieurs électrons : c est l électron le plus haut en énergie (le plus externe) qui est arraché le premier. Un atome peut aussi s ioniser en gagnant des e- pour compléter sa dernière couche. Na (Z = 11) Zn (Z = 30) S (Z = 16) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 - e - - 2e - + 2e- Na + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 Zn 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 0 S 2-1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Pour les éléments (n-1)d, la formation des cations correspond toujours au départ des électrons de l'orbitale atomique ns 59

60 Ions On obtient l'état fondamental d'un ion atomique en retirant un électron du n et ensuite du l le plus élevé. Ce n'est pas l'inverse du remplissage Exemple Fe: [Ar] 3d 6 4s 2 ; Fe + : [Ar] 3d 6 4s 1 M = M + + e - 60

61 État excité Toute configuration électronique qui ne respecte pas les règles de l'aufbau (Klechkowski et Hund) n'est pas la configuration de l'état fondamental. C'est donc une configuration d'état excité, d'énergie supérieure à celle de l'état fondamental. Le principe de Pauli ne peut pas être outrepassé. Ti (Z = 22) Etat fondamental 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 Etats excités 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 4P 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3d 2 4s 2 4P 1 61

62 Force d'attraction des électrons Z e² / r² +Z e 62

63 Force d'attraction des électrons (Z- σ) e² / r² +Z e - σ e 63

64 Force d'attraction des électrons Z* e² / r² Z* = Z- σ +Z e - σ e σ calculé avec le modèle de Slater 64

65 Règles de Slater Tableau Calcul Electron d origine n-2, n-3... n-1 n n+1, n+2... s,p // d // f s,p // 0 //0 0 d // 0.35 // 0 0 f // 1 // E= Z*2 E 0 n *2 avec E = -13.6eV n n* rayon de Slater r = 21.5 ( n* 2 /Z*) n* pm 65

66 A retenir absolument Les atomes peuvent échanger de l'énergie par l'intermédiaire de photons: émission (perte) et absorption (gain). On utilise les orbitales de l'hydrogène pour fabriquer des atomes poly-électroniques suivant les règles de l'aufbau (règle de remplissage). Les électrons de valence sont ceux les plus externes de l'atome et sont à l origine des propriétés chimiques des éléments. La force d attraction entre le noyau et un électron d un atome poly-électronique est influencée par les autres électrons qui induisent un écrantage (modèle de Slater). 66

67 Chapitre 1, L'atome 1.Noyau et électrons: composition du noyau, isotopes et élément, A et Z. Masse atomique, composition isotopique naturelle des éléments, masse molaire élémentaire. 2.Spectre de l'atome d'hydrogène, forme de l'atome, disposition des électrons en couches et sous-couches, configuration électronique, état fondamental, électrons de coeur et électrons de valence. Ecrantage. 3.Rayon atomique, énergie d'ionisation, affinité électronique, évolution dans le tableau périodique 67

68 Classification périodique 68

69 Placer un élément dans le tableau périodique selon la configuration électronique Couche de n le plus élevé = période Nombre d'électrons de valences + éventuellement n-1 d = colonne Rh (Z = 45) : [Kr] 4d 7 5s 2 Ti (Z = 22): [Ar] 4s 2 3d 2 I (Z = 53): [Kr] 5s 2 4d 10 5P 5 69

70 Placer dans le tableau périodique Ti: 3d 2 4s 2 Rh: 4d 7 5s 2 I: 5s 2 4d 10 5p 5 70

71 Bloc s Alcalino-terreux Familles Gaz nobles Halogènes Bloc p alcalins Bloc d éléments de transition 14 lanthanides Z= 58 à 71 sous couche 4f Actinides Eléments dans une meme colonne: configurations électronique de valence analogues et donc propriété chimiques similaires 71

72 Rayon atomique Le rayon atomique = le rayon des orbitales de valence, r = n 2 a 0 / Z* avec n: le nombre quantique principal de la couche de valence, a 0 : le rayon de l atome de Bohr, Z* : la charge efficace d'un électron de la couche de valence. Le rayon de covalence = moitié de la distance entre les noyaux du corps simple correspondant. Rayons 400 pm H Be H Li He Be B N Ne Na C N OF Ne Al Mg Al S Si K P S Cl Ar K Ti Ca Sc TiV Cr MnFeCoNi Mn Ni Ga Se Rb Ga Cu Zn Ge As SeBr Kr Rb Zr Sr Y ZrNb Mo In TcRuRhPdAgCd Sn Tc Pd In Te Cs Ce Element Sb TeI Xe Cs BaLa CePr NdPmSm Eu GdTbDyHoErTmYb Lu HfTaW Pm Gd Ho Yb Ta Os Au Pb R covalent (pm) R Atomic (pm) Re OsIrPtAuHg Tl Pb Bi PoAt Fr Rn At Ra Pa Pu Ra Ac Th Am Pa Pu U Np rayon de Slater r = 21.5 ( n* 2 /Z*) n* pm 72

73 Rayon atomique 73

74 Rayon atomique L'augmentation de Z fait se contracter les orbitales de valence La répulsion inter-électronique est moins forte que l'augmentation de l'attraction du noyau Un changement de ligne fait croître le rayon brusquement, car le rayon atomique r = n 2 a 0 / Z*. 74

75 Rayon atomique R diminue 75

76 Potentiel d'ionisation Energie minimale à fournir pour arracher un électron à cet atome M M + + e - E= Z*2 E 0 n *2 76

77 Graphique ionisation Première énergie d'ionisation (ev) Z* augmente et n* ne varie pas (le rayon diminue) de gauche à droite sur une ligne He Ne E= Z*2 E 0 n * F H N O C Be B Li P S Mg Si Al Na Ar Kr Cl Br Xe I Zn As Hg Rn Cd Se Sc TiVCrMnFeCo NiCu Ge Ga Y ZrNb MoTcRuRh Pd Sb Te Ag TaWRe Os Ir PtAu Po Sn In LaCePrNdPmSmEu Gd Hf PbBi Ac Ca Sr TbDyHoErTmYb Tl Lu Ra K Rb Ba Cs Z

78 Graphique ionisation He Première énergie d'ionisation (ev) Z* diminue et n* augmente d une ligne à la ligne suivante. E (valence) augmente et EI diminue Ne E= Z*2 E 0 n * F H N O C Be B Li P S Mg Si Al Na Ar Kr Cl Br Xe I Zn As Hg Rn Cd Se Sc TiVCrMnFeCo NiCu Ge Ga Y ZrNb MoTcRuRh Pd Sb Te Ag TaWRe Os Ir PtAu Po Sn In LaCePrNdPmSmEu Gd Hf PbBi Ac Ca Sr TbDyHoErTmYb Tl Lu Ra K Rb Ba Cs Z

79 Affinité électronique Capacité d un atome à accepter un électron excédentaire AE perte d'énergie: électron capturé Très forte répulsion interélectronique 79

80 Halogènes AE (ev) 4 3 F Cl Br I At 2 1 H 0 Li B C O S Si P Na Al K Ca Sc Ti V Cr Se Ni Cu Ge As Co Ga Fe Ru Rh Ag Nb Mo Rb Y Zr Pd Sr In Sn Sb Te Cs Ba Xe La Ce Pr Tb DyHo Er Lu Ta NdPmSmEuGd TmYb W Os Ir Pt Au TlPb Bi Po -1 N Mn -2 Be L interprétation de l évolution de l AE est compliquée, car plusieurs facteurs doivent être pris en compte. Les halogènes ont une plus forte AE

81 A retenir Le tableau périodique permet de retrouver la configuration électronique et vice-versa Le rayon atomique diminue suivant une ligne (Z croissant) Le rayon atomique augmente avec n sur une même colonne L'énergie d'ionisation croit sur une ligne de gauche à droite et décroit sur une colonne en descendant. 81