Cours 3 Atome et Molécule

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Daniel Martin
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1 Cours 3 Atome et Molécule Objectifs : Différencier les particules subatomiques Comprendre le modèle atomique et l appliquer lors de la configuration électronique Savoir lire le tableau périodique Décrire les liaisons chimiques et les reconnaître

2 SOMMAIRE Développement du Modèle atomique Les particules subatomiques : L électron Le proton Le neutron Configuration électronique Tableau périodique Origine du tableau Électron de valence Liaison Chimique Règle de l octet Électronégativité Liaison covalente Liaison covalente polaire Liaison ionique Exemples 2

3 Particules Subatomiques Isotopes Même numéro atomique Z mais des nombres de nucléons différents A Isotopes stables : Z = N Isotopes ont les mêmes propriétés chimiques Même symbole Même nom Tableau périodique : Masse atomique des éléments = Masse moyenne des masse atomiques des divers éléments pondérée par leur abondance naturelle 3

4 Particules Subatomiques Tableau Récapitulatif Électron Proton Neutron Masse (kg) 9,1095 x ,67252 x ,6749 x Charge (C) - 1,6022 x ,6022 x Rôle Support de la charge électrique Participe aux liaisons chimiques, réactions, Caractérise identité chimique de l élément Participe à la stabilité du noyau Formation isotopes Symbole Z N 4 A

5 Particules Subatomiques Exercices préparatoires Quel est le nombre de protons de chacune des espèces chimiques suivantes : a) Co b) CH 4 c) Na Quel est le nombre de neutrons de chacune des espèces chimiques suivantes : a) 238 U b) 200 Hg c) C 5

Ou autrement dit, Dans un atome, il ne peut y avoir 2 électrons avec les

6 Principe d exclusion de Pauli Il ne peut pas y avoir plus de deux électrons dans une même orbitale d un niveau donné. Ou autrement dit, Dans un atome, il ne peut y avoir 2 électrons avec les quatre mêmes nombres quantiques Donc une orbitale atomique ne peut contenir que deux électrons au maximum 6

7 Configuration Électronique Orbitales Orbitale avec une même valeur de n = niveau ou couche Orbitale avec même n et l = sous couche ou sous niveau Par exemple : n = 2 l = 0 ou 1 ; sous couches 2s et 2p 7

8 Configuration Électronique Écriture Notation de la configuration électronique n[orbitale] nombre d électrons 8

9 Configuration Électronique Exercices préparatoires Élément Protons Neutrons Électrons 144 Ce Structure électronique K Sr Ru 9

10 Le tableau périodique Électrons de valence Électrons de valence = électrons du dernier niveau d énergie occupé Donnez le nombre d électrons de valence: a. Ce b. K c. Br d. Ru 10

11 Le tableau périodique Structure de Lewis Permet de représenter les électrons de valence d un atome Méthode : On inscrit le symbole de l élément On l entoure de ses électrons de valence sous forme de points L ordre indiqué ci-dessous peut être changé lors de la représentation des liaisons chimiques 11

12 Le tableau périodique Exercices préparatoires Écrire les notations spectroscopiques (ou de Lewis) des éléments et donner le nombre d électrons de valence H Na Ca S 12

13 Liaison Chimique Pour être plus stable, un atome va essayer d obtenir la configuration électronique du gaz rare le plus proche Formation d ion 13

Liaison Chimique Règle de l octet 8 électrons de valence Règle de l octet La dernière couche d électrons devra être remplie comme c'est le cas pour les gaz rares.

14 Liaison Chimique Règle de l octet 8 électrons de valence Règle de l octet La dernière couche d électrons devra être remplie comme c'est le cas pour les gaz rares. Permet de connaître le nombre d e - qui devront être perdus ou gagnés Les éléments possédant 1, 2, ou 3 électrons sur la dernière couche cèdent leur e - Ions positifs (cations). Les éléments possédant 5, 6, ou 7 électrons sur la dernière couche captent des e - Ions négatifs (anions). 14

15 Liaison Chimique Règle du duet Cas de l hydrogène Il essaye de capter un électron pour avoir la configuration de l hélium Règle du duet 15

16 Liaison Chimique Exercices préparatoires Quel est le nombre d électrons de chacune des espèces chimiques suivantes : Fe 3+ SO 4 2- S 2- NH

17 Liaison Chimique Les molécules Entité chimique électriquement neutre formée par un nombre précis d'atomes. Un nom et une formule brute lui ai associé. Les atomes mettent en commun les électrons de leurs couches externes. Utilisation de l électronégativité pour déterminer le type d intéraction pour former les molécules 17

18 Liaison Chimique Électronégativité Tendance à attirer plus fortement les électrons d une liaison chimique Varie entre 0,7 et 4,0 Qualifie la liaison chimique et ses propriétés Propriété périodique : Évolue régulièrement selon les périodes et les groupes du tableau périodique. Augmente avec l affinité électronique Pas de valeurs absolue 18

19 Liaison Chimique Électronégativité Affinité électronique : Mesure la capacité d un atome a capturer un électron supplémentaire dans son nuage électronique. Dépend de deux facteurs : Le pouvoir d attraction du noyau, La distance entre ce noyau et un l électron situé a la périphérie Z augmente Affinité augmente 19

20 Liaison Chimique Électronégativité Différence d électronégativité entre les deux atomes d une liaison chimique. Noté : X X = X(atome1)-X(atome2) Qualifie le processus par lequel les atomes acquièrent une plus grande stabilité 3 types de processus ou de liaisons chimiques 20

21 Liaison Chimique Liaison covalente X < 0.7 Mise en commun de 2 électrons Partage d une paire d électrons Nombre de liaisons que peut former un atome = Nombre d électrons qu il doit gagner pour obéir à la règle de l octet. 21

22 Liaison Chimique Liaisons covalentes Chaque atome fournit un électron afin de remplir une orbitale commune Chaque atome fournit deux électrons afin de remplir deux orbitales communes. Chaque atome fournit trois électrons afin de remplir trois orbitales communes. Le tiret simple entre les deux atomes représente un lien simple Le tiret double représente le lien covalent double. Le tiret triple représente le lien covalent triple. 22

23 Liaison Chimique Liaison covalente polaire 0.7 < X < 1.9 Mise en commun de 2 électrons entre 2 atomes d'électronégativités DIFFERENTES (polarisée). 23

24 Liaison Chimique Liaison ionique X 2 La liaison ionique résulte de l'attraction électrostatique entre ions de signes contraires Échange d électrons et non un partage. Le transfert d électron est complet 24

25 Liaison Chimique Exercices préparatoires Dessinez les formules de Lewis des molécules ou solides ioniques suivantes ; Indiquez la différence d électronégativité pour chaque liaison et indiquez quel est le type de liaison a. PCl 3 b. Li 2 O 25

26 Le tableau périodique Lire un Tableau Périodique Lignes = Périodes Correspond au dernier niveau d énergie occupé par des électrons de l atome Exemple : Carbone : 2 ème ligne, 4 e - au niveau 2. Césium : 6 ème ligne, 1 e - au niveau 5 Colonnes = Groupe Configuration électronique se termine de façon similaire Propriétés chimiques du même groupe sont semblables Exemple : Éléments de la colonne 5, se terminent par p 1 26

27 Le tableau périodique Métaux Al Apparence brillante Sont solides à température ambiante Sauf le Mercure qui est liquide Conducteurs d électricité Peu d électrons de valence 27

28 Le tableau périodique Métaux de transition Colonnes 3 à 12 Sous-couche d incomplète Donne naissance à plusieurs cations (ions positifs) à souscouche d incomplète. La structure électronique externe des métaux de transition est : Une couche électronique périphérique comportant 1 ou 2 électrons (ns) Une couche électronique avant dernière se complétant progressivement (n-1) d Les niveaux énergétiques des électrons des deux dernières couches sont très voisins 28

29 Le tableau périodique Autres Non Métaux Propriétés variables Gaz, liquide, solide à température ambiante Substances très réactives comme le fluor ou très stables comme l argon. Mauvais conducteurs. Semi Métaux Propriétés s apparentant à l un ou l autres des métaux et non métaux. Aspect brillant comme métaux Mais mauvais conducteurs 29

30 Le tableau périodique Métaux Alcalins Colonne 1 (IA) À part Hydrogène Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Très réactifs Métaux mous 1 électron de valence Ils le perdent facilement pour donner des ions de charge +e : Li +, Na + et K +. Existes sous forme de composés dans la nature Bas point de fusion Réagissent avec l eau pour former des hydroxydes métalliques 30

31 Le tableau périodique Métaux Alcalino terreux Colonne 2 (II A) Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 2 électrons de valence Ils donnent leurs électrons de valence et ils deviennent des ions chargés doublement positif. Ca Ca e - Réactifs Mais moins que les alcalins Avec les halogènes (formation de sels ioniques) Avec l eau pour former des hydroxydes 31

32 Le tableau périodique Halogènes Colonne 17 (VII A) Non métaux Dans la nature, ils se trouvent sous forme de molécules diatomiques (fortement toxiques). F 2, Cl 2, Br 2. 7 électrons de valence Ils vont donc facilement capter un e - pour former des ions de charge 1 : F -, Cl -, Br -, I -. 32

33 Le tableau périodique Gaz rares ou nobles Colonne 18 (VIII A) : He, Ne, Ar, Kr, Xe. Éléments chimiques les plus stables Ne forment pas de composés Inertes chimiquement. Sous forme gazeuse et très peu présent dans l atmosphère terrestre 33

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