Chapitre 3 : Le système périodique et le modèle de Bohr

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1 Chapitre 3 : Le système périodique et le modèle de Bohr Le système périodique Dans la liste ci-dessous, les éléments sont classés par numéro atomique croissant. Liste des éléments dans l'ordre croissant des numéros atomiques 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 Nous allons tenter de déceler si les propriétés chimiques de ces éléments reviennent périodiquement. Pour ce faire, nous entourons On remarque qu il se produit régulièrement

2 Tableau de Mendeleïev Mendeleïev a construit son tableau selon les deux principes suivants : 1) masse atomique croissante dans le sens de la lecture 2) propriétés chimiques similaires dans les mêmes colonnes. Son tableau prend par conséquent la forme ci-dessous. Exercices 1) Expliquez pourquoi Mendeleïev a utilisé comme critère la masse atomique croissante et non pas le numéro atomique croissant. 2) Expliquez pourquoi ces critères sont très proches. 3) Expliquez pourquoi ce critère a ses limites.

3 La répartition des électrons : le modèle de Bohr Les électrons tournent autour du noyau mais pas à n importe quelle distance de celui-ci. En fait, les électrons ne se trouvent que sur quelques orbites, appelées par conséquent couches électroniques. Entre ces couches, les électrons ne peuvent exister durablement (démonstration impossible dans le cadre de ce cours). Idéalement, les électrons aimeraient tous se positionner sur la première couche, la couche la plus proche du noyau. En effet : Malheureusement, cette première couche (appelée couche K) n est pas très grande, et elle n offre que de la place pour deux électrons. Par conséquent, les électrons suivants se positionnent sur la deuxième couche (couche L). Cette couche offre de la place pour 8 électrons. La couche M offrira encore plus de place : 18 électrons au total pourront s y accumuler. Il y a au maximum électrons par couche (n = numéro de la couche) Dans la pratique, on constate toutefois qu aucun atome n a plus de 32 électrons sur une couche. Il y a au maximum... électrons sur la couche K... électrons sur la couche L... électrons sur la couche M... électrons sur la couche N... électrons sur la couche O Il n est pas nécessaire qu une couche soit pleine pour être stable. Une couche est stable s il y a : 2 e - pour la couche K 8, 18 ou 32 e pour les autres couches. structure électronique d un atome de baryum (... protons p +,donc... e - )... e - K... e - L pleines... e - M stables... e - N... e - O... e - P

4 Pour y voir plus clair, dessinons la répartition électronique des 18 premiers éléments : H He Li Be C F Ne Na Mg Si Cl Ar Lien entre structure électronique et position dans le tableau périodique L examen du tableau périodique montrant les structures électroniques permet (enfin) de comprendre son organisation : 1) Les éléments d une même période ont le même nombre de couches occupées. Mieux encore : Le nombre de niveaux électroniques occupés à l état fondamental correspond au numéro de la période. 2) Les éléments d un même groupe ont le même nombre d électrons sur la dernière couche. Mieux encore : Le nombre d électrons sur la couche extérieure correspond au numéro du groupe. Ce dernier point est capital pour la compréhension de la chimie et est riche en enseignements. En effet, nous savons depuis l étude de la démarche de Mendeleïev qu un groupe rassemble les éléments aux propriétés chimiques similaires. Puisqu un groupe rassemble également les éléments ayant le même nombre d électrons sur leur dernière couche, on comprend alors que le comportement chimique d un élément est déterminé par le nombre d électrons extérieurs.

5 Les gaz rares (groupe VIIIA) ont 8 électrons extérieurs et ont la propriété d être chimiquement inertes, donc stables. Donc, avoir 8 électrons sur sa couche extérieure signifie «être stable». Les autres éléments sont réactifs. Ils seront plus stables après réaction, lorsqu ils auront eux aussi atteint ou approché une structure à 8 électrons extérieurs. Comment vont-ils faire? En première approximation, on peut dire que les métaux (le sodium Na, le magnésium Mg, etc.) vont essayer de, alors que les non-métaux (le chlore Cl, le soufre S, etc.). Remarquons toutefois que le gaz rare He est stable alors qu il n a que 2 électrons extérieurs (c est le maximum sur la 1 ère couche!) ; pour devenir stable, l hydrogène cherchera donc à s entourer de 2 électrons uniquement. Les électrons extérieurs (= les électrons de la dernière couche occupée à l état fondamental) sont aussi appelés. Comment trouver soi-même la structure électronique d un élément (groupe A)? 1) Trouver le nombre de couches occupées. Le nombre de couches occupées correspond au numéro de la période de l élément considéré. 2) Trouver le nombre d électrons sur la dernière couche occupée. Le nombre d électrons sur la dernière couche occupée correspond au numéro du groupe (groupes A uniquement). 3) Trouver le nombre total d électrons à disposer autour du noyau. Puisqu un atome est neutre, e nombre total d électrons à disposer autour du noyau correspond au nombre de protons (= numéro atomique). 4) Répartir les électrons sur les différentes couches internes, et essayant d obtenir des couches électroniques complètes et/ou stables.

6 Confirmation théorique du modèle de Bohr : l énergie d ionisation L énergie d ionisation (E i ) est l énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome ou à un ion. On parle de première ionisation lorsqu on arrache le 1 er électron à un atome X. On parle de deuxième ionisation, etc. L'énergie d ionisation d'un atome d'hydrogène vaut J. Celle d un atome d hélium vaut J. Il faut donc plus d énergie pour arracher un électron à l hélium qu à l hydrogène. Ceci est parfaitement normal, car. Hydrogène : Hélium : Puisque le noyau d'un atome de lithium a une charge positive supplémentaire, on pourrait s attendre à ce que son énergie de 1 ère ionisation soit encore plus grande. Ce n'est pourtant pas le cas : une brusque chute se produit en passant de l'hélium au lithium (E = J). Le lithium retient moins fortement cet électron que l hélium. Cela s explique si. Lithium : Comme la deuxième couche (L) est plus éloignée du noyau, la force d'attraction électrostatique est plus. De plus, les deux premiers électrons de la première couche font.. Le graphe ci-contre représente l évolution de l énergie de première ionisation (en électrons-volts) des 18 premiers éléments. On remarque que dans une même période l énergie d ionisation, et qu au sein d un même groupe elle.

7 Pour arracher un deuxième électron sur un atome, il faut fournir une énergie de deuxième ionisation qui est à l énergie de première ionisation. Le tableau ci-dessous rassemble les énergies d ionisations des 12 premiers éléments (en ev). H He Li Be B C N O F Ne Na Mg numéro de l ionisation On l a déjà dit, l énergie d ionisation reflète l énergie à fournir pour arracher un électron. Une autre valeur développée par les chimistes reflète la faculté d un élément à accepter un électron. Il s agit des valeurs d électronégativité. Plus la valeur est élevée et plus l élément accepte volontiers un électron. Le graphe ci-dessous nous montre l évolution de l électronégativité pour les 35 premiers éléments sans les gaz rares. Sans surprise, on constate que l oxygène (EN = 3.5) ou le fluor (EN = 4.0) cherchent à acquérir un électron. Le lithium (EN = 1.0) ne cherche pas à acquérir d électron (mais au contraire à s en débarrasser). Rappel : Le magnésium (un métal) se débarrasse volontiers de ses électrons : EN(Mg) =. Mg Mg e L oxygène (un non-métal) accepte volontiers des électrons : EN(O) =.

8 Confirmation expérimentale du modèle de Bohr Lorsque l on fait passer un courant électrique dans un gaz constitué d atomes de néon, ce gaz émet une lumière caractéristique rouge. Pourquoi? Situation 1 (provisoire) Les électrons (négatifs) sont le plus près possible du noyau (positif). L atome est à son état fondamental. Situation 2 (provisoire) L énergie électrique apportée à l atome permet à un (ou à plusieurs) électron(s) de s éloigner du noyau. L atome devient excité. Situation 3 (provisoire) Lorsque les électrons reviennent à leur position initiale, l énergie emmagasinée est restituée sous forme de lumière. L atome retourne à l état fondamental. En quoi cette expérience confirme-t-elle le modèle de Bohr? Regardons maintenant la lumière émise à travers un réseau de diffraction : A chaque couleur correspond une énergie bien précise. Le fait que l on n observe que quelques raies (que quelques couleurs) et non pas tout un arc-en-ciel démontre que seuls quelques sauts énergétiques se produisent. Les électrons n ont pas pu s éloigner à n importe quelle distance du noyau. Ils ne peuvent se mettre que sur des orbites bien déterminées. Les électrons se répartissent donc en couches. CQFD. Situation 1 (modèle de Bohr) Situation 2 (modèle de Bohr) Situation 3 (modèle de Bohr)

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