ATOMISTIQUE. Stage de pré---rentrée Tutorat biochimie Brest D après le cours du Pr Jaffrès

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1 ATOMISTIQUE Stage de pré---rentrée Tutorat biochimie Brest D après le cours du Pr Jaffrès 1

2 I. Composition de l atome Rappels du lycée Particule élémentaire Charge élémentaire = Masse en g 1,62 x Proton + 1,6723x Neutron 1,6747x Electron --- 9,108x La masse de l électron est environ 1800 fois inférieure à celle du proton. 2

3 Définitions Isotopes : atomes du même élément se distinguant par une différence du nombre de neutrons. Ils peuvent être stables ou non. Les isotopes ont les mêmes propriétés chimiques mais des propriétés physiques différentes (masse et radioactivité) Nucléide : combinaison possible de Z et A Energie nucléaire («défaut de masse») : énergie qui s oppose aux forces de répulsions électrostatiques entre les charges positives des protons Unité atomique ou Dalton : 1 Dalton a été défini comme égal au 1/12 e de la masse atomique de l atome de carbone 12 Masse molaire atomique isotopique (Am) : masse d une mole d un isotope de l élément X Masse molaire atomique moyenne ou élémentale (M(X)) : masse d une mole d un élément en prenant en compte sa répartition isotopique naturelle Masse molaire moléculaire moyenne (MM) : masse moyenne d une mole de molécule (somme des masses molaires atomiques moyennes de tous les atomes composant la molécule) 3

4 II. Modèle de l atome Le rayonnement monochromatique correspond à un flux de particules (les photons). Il ne peut échanger de l énergie avec la matière que par quanta d énergie. E = h. v = h. c λ E : énergie h constante de planck J. s c célérité (2,99.10 >? m/s) λ longueur d onde v fréquence h. # : correspond à 1 quantum d énergie 22 Un électron passe à un niveau supérieur en énergie en absorbant un photon d énergie. Un électron passe à un niveau inférieur en énergie en émettant un photon d énergie. 4

5 Modèle de Bohr Dans l atome, les électrons sont placés sur des orbites bien définies. A l état fondamental, l électron se place sur l orbite la plus basse en énergie (la plus proche du noyau), dans le but de gagner en stabilité. Lors de l absorption d un photon, l électron passe à un niveau d énergie supérieur... Il se passe l inverse lors de l émission d un photon. Rappels H 2 Lumière Prisme Prisme 5

6 Modèle quantique Principe d incertitude d Heisenberg : pour une particule de masse faible, il est impossible de déterminer simultanément et avec précision sa position et sa vitesse. Cela est du aux caractéristiques ondulatoires et corpusculaires de l électron. Le modèle quantique intègre ce principe. 6

7 Fonction d onde Une fonction d onde Ψ(x,y,z,t) décrit la position d un électron sur son orbite à un instant t. Pour simplifier, une fonction d onde indépendante du temps (onde dite stationnaire) est utilisée. Seul le carré de la fonction d onde a un sens physique (probabilité de présence de l électron). 7

8 Equation de Schrödinger L équation de Schrödinger permet de relier les caractéristiques corpusculaires et ondulatoires de l électron au sein de l atome. Sa résolution conduit à un ensemble de solutions (ensemble de fonctions d onde) appelées fonctions propres ou orbitales atomiques (OA). Chaque fonction propre a un énergie, c est la valeur propre. Si plusieurs OA ont la même valeur propre, elles sont dites dégénérées. Les solutions de cette équation dépendent de 3 nombres quantiques. On note Ψ (n,l,m). Avec : n : nb quantique principal avec n entier > 0 l : nb quantique secondaire avec 0 l n 1 m : nb quantique magnétique avec l m l. Il existe un quatrième nombre quantique, le spin s qui distingue 2 électrons placés sur une même OA. Il prend la valeur de +1/2 ou ---1/2. Hydrogénoïdes : atome ou ion monoatomique comportant un seul électron 8

9 Solutions de l équation de S lettre s p d f Couche n m O.A. K s L M s p p p s p p p d d d d d 9

10 4s 3s 4p 3p 4d 3d 4f 2s 2p OA dégénérées (même niveau d énergie) 1s Atome mono-électronique : niveau d énergie est fonction de n 4 10

11 Forme des OA Les orbitales atomiques de type s sont sphériques. Les OA de type p sont de forme axiale et présentent un plan nodal. 11

12 III. Atomes polyélectroniques Pour les atomes monoélectroniques, la résolution de l équation de S se faisait sans approximation, ce qui est impossible pour l atome polyélectronique. On utilise alors l approximation monoélectronique ou orbitalaire. On considère les électrons mobiles les uns après les autres. On définit ainsi une constante d écran et un noyau fictif. Noyau de N atomique Z. Ces électrons forment un écran entre l électron rouge et le noyau. On définit un noyau fictif de N atomique Z* tel que Z* = Z - σ Constante d écran 56 Remarques : --- La forme des OA est conservée --- L énergie des OA dépendra de n et l 12

13 atome monoélectronique atome polyélectronique 3d 4s 3s 2s 3p 2p de 3d Levée dégénérescence 3p 3s 2p 2s 1s 1s 13

14 Règles de remplissage A l état fondamental, les électrons occupent les OA par ordre croissant de leurs énergies. L ordre croissant est donné par les règles de Klechkovski. Sur chaque OA on ne peut mettre que 2 électrons (de spins différents). Selon la règle de Hund, la configuration électronique la plus stable est celle possédant le plus d électrons de même spin. 2p 2s 2p 2s OA dégénérées 1s 1s spins différents sont dits antiparallèles ou appariés 14

15 Règle de Klechkovski Elle donne l ordre croissant d énergie A l état fondamental, on classe par (n+l) croissant Si égalité, on remplit par n croissant Moyen mnémotechnique l s 2 2s 2p n 3 3s 3p 3d 4 4s 4p 4d 4f 5 5s 5p 5d 5f 6 6s 6p 6d 6f 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s... 15

16 Configuration électronique Etape 1 : Savoir combien d électrons comporte notre atome ou ion (les 2 premières périodes du tableau périodiques sont à connaître) Etape 2 : Classer les OA par ordre croissant d énergie Etape 3 : Les compléter avec les électrons en respectant les règles suivantes OA s : 2 électrons max OA p : 6 électrons max OA d : 10 électrons max Facultatif : Etape 4 : Rétablir par n croissant Ga 31 protons donc 31 électrons à placer. 31 Configuration électronique spdf Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 31 Peut s écrire aussi : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 Remplissage selon Klechkovski puis Classement par n croissant 31 Ga 16

17 Remarques Pour les cations ou les anions, il faudra ajouter ou enlever autant d électrons qu il y a de charges positives ou négatives. La couche de valence est la couche la plus externe caractérisée par le n le plus grand. Les électrons de valence sont les électrons placés sur cette couche. 17

18 PROPRIÉTÉS PÉRIODIQUES Tableau périodique - Classement par Z (n atomique) croissant - 7 lignes ou «périodes» : tous les éléments possèdent le même nbr quantique «n» - 18 colonnes : e- de valence placés sur le même type d OA (Orbitale Atomique) Quelques exemples Alcalins (ex : Li) 1 ère colonne (sauf H!!) Alcalino-terreux (ex : Be) Halogènes (ex : F) Gaz rares (ex : He, Ne) Configuration électronique : ns 1 2 ème colonne Configuration électronique : ns 2 17 ème colonne Configuration électronique : ns 2 np 5 18 ème colonne Configuration électronique : ns 2 np 6 (sauf 2 He : ns 2 )

19 Propriétés Charge effective = charge du noyau perçue par l e- de valence NRJ des OA de valence : + l NRJ est élevée + l attraction e-/nyx et l e- part facilement NRJ d ionisation = NRJ à fournir pour expulser 1 e- d un atome Electronégativité = capacité d un atome à attirer les e- de liaison (F est le + électroneg) Rayon atomique = rayon de l OA de valence Rayon ionique = rayon anion > neutre > cation

20 MOLÉCULES Liaisons entre atomes Liaisons fortes Liaisons covalentes : partage d e- de valence entre 2 atomes Liaisons ioniques : interactions coulombiennes entre ions de charges opposées Liaisons métalliques (en présence d un grd nb d atomes) Liaisons faibles Interactions ion-dipôle Interactions de Van der Waals = interactions dipôle-dipôle + forces de London Liaisons hydrogènes (cas particulier de l interaction dipôle-dipôle dans laquelle la liaison polarisée est principalement O-H ou N-H C est la + forte des interactions faibles)

21 REPRÉSENTATION DE LEWIS Consiste à faire figurer le (ou les) atome(s) et ses/leurs e- de valence. Règle du duet (pour H) : l atome cherche à s entourer de 2 e- pour compléter sa couche de valence Règle de l octet : l atome cherche à s entourer de 8e- Rq : impossible d avoir + de 2 et 8 e- de valence pour la 1 ère et la 2 ème période, contrairement à la 3 ème et les suivantes. Etapes : 1. Faire la Σ des e- de valence en tenant compte de la charge de la molécule. 2. Placer l atome le - électronégatif au centre. 3. Placer les e- de valence restant. 4. Vérifier le respect de la règle de l octet pour les atomes de la 2 ème période. 5. Déterminer les charges formelles* et proposer la structure avec le moins de charges formelles. *Charge formelle = nb e- de valence nb e- appartenant à l élément

22 1) Faire la Σ des e- de valence en tenant compte de la charge de la molécule. 2) Placer l atome le - électronégatif au centre. 3) Placer les e- de valence restant. 4e- du Cl sont utilisés pour former les 4 liaisons Cl-O 1e- de chaque O pour former les 4 liaisons Cl-O On ajoute un e- en rouge à cause de la charge négative du ClO 4-4) Vérifier le respect de la règle de l octet pour les atomes de la 2 ème période. Ces 3 O ne respectent pas la règle de l octet car liés à seulement 7e-. La règle de l octet est respectée par tous les atomes (Cl est lié à 14 e- mais ce n est pas grave car il appartient à la 3 ème période). 5) Déterminer les charges formelles* et proposer la structure avec le moins de charges formelles. *Charge formelle = nb e- de valence nb e- appartenant à l élément

23 QUELQUES DÉFINITIONS Nb d oxydation : charge formelle de l atome en attribuant les e- de liaison au + électroneg Valence : nb. de liaisons que peut former un élément (au-delà de la 2 ème période, un élément peut avoir plusieurs valences possibles) Système conjugué : doublet non-liant séparé par une simple liaison d une double liaison ou d une lacune électronique (la présence d un système conjugué permet la délocalisation des charges formelles sur plusieurs atomes)

24 GÉOMÉTRIE VSEPR Notation AXmEn avec : - A = atome central - m = nb d atomes liés à A - n = nb de doublets libres portés par A = géométrie la plus stable des molécules ou des ions possédant un atome central

25 QUELQUES RAPPELS Polarité des molécules Une différence d électroneg des éléments entraîne une répartition inégale des électrons et l apparition de charges partielles. Le moment dipolaire de la liaison est caractérisé par un vecteur. Acides et bases Selon Brönsted : l acide cède un H+ / la base accepte un H+ Selon Lewis : l acide accepte un doublet d e- / la base donne un doublet d e-

26 ORBITALES MOLÉCULAIRES (OM) Elles résultent du recouvrement d OA provenant de 2 atomes. Recouvrement en phase Recouvrement en anti-phase signes des OA identiques signes des OA différents formation d OM liantes (+ stables donc Formation d OM anto-liantes (- stables + basses en NRJ) donc + hautes en NRJ) pour OA non-sphérique : soit approche pour OA non-sphérique : soit approche frontale σ, soit approche tangentielle π frontale σ*, soit approche tangentielle π*) Rq : approche frontale possible entre OAs et OAp, mais pas d approche tangentielle. Pour 2 orbitales de type s :

27 Pour 2 orbitales de type p en approche frontale : Pour 2 orbitales de type p en approche frontale :

28 Pour 1 orbitale de type s et 1 orbitale de type p : 2 possibilités

29 Rq : on ne fait figurer sur le diagramme d OM que les e- de valence et on les place par ordre d NRJ croissant.

30 HYBRIDATION Consiste en une redistribution des e- au sein même de l atome. Exemple pour le carbone C : Hybridation sp = 1 OAs + 1 OAp (2 doubles liaisons OU 1 triple et 1 simple) Hybrisation sp2 = 1 OAs + 2 OAp (1 double liaison ET 2 liaisons simples) Hybridation sp3 = 1 OAs + 3 OAp (4 liaisons simples) Rappel : Simple liaison Double liaison Triple liaison 1 liaison σ 1 liaison σ + 1 liaison π 1 liaison σ + 2 liaisons π Rq : l hybridation ne concerne pas que l atome de C

31 Bon courage à tous! 31

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