UE1: Atomes, biomolécules, génome, bioénergétique, métabolisme

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1 UE1: Atomes, biomolécules, génome, bioénergétique, métabolisme Chimie physique (4 cours + 3ED) Intervenants: Chimie Organique (12 cours) Biochimie (25 cours) E. Baudrin J-P. Becker, C. Cézard, P. Vanlemmens, Programme du lycée considéré acquis Livre de référence: Chimie Physique (Les cours de Paul Arnaud) Ed. Dunod Disponible à la B.U Santé et la B.U. Science 1

2 UE1: Atomistique Le modèle planétaire de l atome But du cours: connaitre la structure de l atome pour comprendre ses propriétés et la formation de liaisons chimiques 3 cours (2/09, 4/09 et 6/09) et 2 ED 2

3 Intérêts: exemples Comprendre les réactions chimiques responsables de processus biologiques Formation du complexe O2/porphyrine Fixation du monoxyde de carbone à la place de l oxygène 3

4 Intérêts: exemples 4

5 Exemples: utilisations thérapeutiques Cisplatine, auranofin comme médicaments Cardiolyte (99mTc) et Gd, agents d imagerie MoS42-, Maladie de Wilson; cancer?? Cisplatine = Anti-cancereux Auranofin = Anti-polyarthrite rhumatismale Cardiolite = imagerie 5

6 Plan du cours - Notion d atome/d élément Les constituants de l atome Théorie des quanta L atome de Bohr L atome de Bohr-Sommerfeld Notions d orbitales Classification périodique 6

7 Atomes et éléments chez les grecs Démocrite (Ve au IIIe siècle av. J.C.) Empédocle (Ve siècle av. J.C.) 7

8 Naissance de la théorie atomique Lavoisier XVIIIe siècle Traité de chimie (1789) : «Rien ne se crée, ni dans les opérations de l'art, ni dans celles de la nature, et l'on peut poser en principe que, dans toute opération, il y a une égale quantité de matière avant et après l'opération ; que la qualité et la quantité des principes sont les mêmes et qu'il n'y a que des changements, des modifications.» Dalton XVIIIe/XIXe siècle 8

9 Détermination des poids atomiques Pbme de Dalton: confusion entre atomes et molécules éléments et corps simples XIXe : Gay-Lussac, Avogadro, Cannizzaro Gay-Lussac : Avogadro (1811) : Cannizzaro (1860) : 9

10 Classification périodique Mendeleïev 10

11 Plan du cours - Notion d atome/d élément Les constituants de l atome Théorie des quanta L atome de Bohr L atome de Bohr-Sommerfeld Notions d orbitales Classification périodique 11

12 Mise en évidence de l électron Tube de Crookes ecations Vide partiel; 100kV atm 1895, Perrin: 12

13 Charge et masse de l électron Expériences de J.J. Thomson Millikan (1909) e 2d E 2 2 m l B 13

14 Modèle de Thomson Modèle de la «tarte aux prunes» mélectron << mparticule positive matome 14

15 Expériences de Rutherford

16 Interprétation de l expérience de Rutherford (1) r q1 Forces de Coulomb : (2) q2 q1q2 F = k. 2 r 16

17 Interprétation de l expérience de Rutherford Calculs de Rutherford. 1) Section du noyau 108 fois plus petite que celle de l'atome. 2) Charge du noyau q = Ze Z = N atomique de l'élément considéré. 17

18 Le proton Pompe à vide Rutherford (1919) Azote Cylindre en métal Ecran fluorescent Bombardement d atomes d azote par des noyaux d hélium Source Particules Protons radioactive Alpha Microscope Feuille d argent 18

19 Le neutron (1932) 1932 Chadwick 19

20 Notion d isotopes A Nucléide Z X Z nombre de protons et d électrons A nombre de nucléons 20

21 Résumé: A Z X Z protons Z électrons A-Z neutrons Atome neutre: Charge du noyau compensée par les électrons Charge élémentaire: e = 1, C Matière: lacunaire (mnoyau matome) Nombre d Avogadro : N = mol-1 21

22 Limites du modèle L'atome de Rutherford devrait rayonner, donc perdre son énergie. 22

23 Plan du cours - Notion d atome/d élément Les constituants de l atome Théorie des quanta L atome de Bohr L atome de Bohr-Sommerfeld Notions d orbitales Classification périodique 23

24 Quantification de l énergie lumineuse Max Planck (1900) : Effet Photoélectrique (Einstein) Experience de Hertz 24

25 Dualité onde/corpuscule De Broglie Propriétés Corpusculaires de l électron Lumière rayonnant sur le métal Propriétés Ondulatoires de l Electron Electrons Éjectés de la surface Sodium métal Onde associée de De Broglie 25

26 Etude expérimentale des atomes Spectre d'émission de l'atome d'hydrogène. Longueur d onde (nm) Spectrographe à prisme (nm) IR Visible Visible UV 26

27 Spectre d émission de l hydrogène IR Visible Formule de Balmer (empirique): UV Autres séries Cst n n > 2 (Série de Balmer) 27

28 Plan du cours - Notion d atome/d élément Les constituants de l atome Théorie des quanta L atome de Bohr L atome de Bohr-Sommerfeld Notions d orbitales Classification périodique 28

29 Hypothèses de Bohr Atome neutre : Z électrons et Z charges positives Z = N atomique 29

30 Hypothèses de Bohr Atome neutre : Z électrons et Z charges positives Z = N atomique 30

31 Hypothèses de Bohr E1 Emission d'un seul quantum d'énergie: E E2 E=h 31

32 L atome de Bohr v FC FA 2 Force coulombienne 1 e FA r 32

33 Lois du mouvement de l électron 33

34 Rayon de l atome de Bohr r r0 n 2 34

35 Energie des électrons 35

36 Energie des électrons 4 me 1 1 E E n 8 0 h n 36

37 Calcul pour l atome d hydrogène Données m 9, kg 19 e 1, C 34 h 6, J.s

38 Formule de Balmer absorption e- e- n = 2 (E2) émission n = 1 (E1) noyau 38

39 Constante de Rydberg 1 1 R H 2 2 n1 n 2 Valeur expérimentale : RH = ,581 cm-1 e RH h c 4 39

40 Diagramme énergétique de l atome d hydrogène UV Visible IR n=5 n=4 n=3 n=2 n=1 40

41 Application aux hydrogénoïdes Hydrogénoïde = 1 électron et Z protons. e- +2e e- e- +3e e- e- He He+ + e- Li Li2+ + 2e- 41

42 Application aux hydrogénoïdes 0h n r 2 e Z

43 Plan du cours - Notion d atome/d élément Les constituants de l atome Théorie des quanta L atome de Bohr L atome de Bohr-Sommerfeld Notions d orbitales Classification périodique 43

44 Nécessité d expliquer l apparition d autres transitions lorsqu il y a plus d électrons Exemple du sodium Na 44

45 Modèle de Bohr-Sommerfeld Modèle de Bohr insuffisant pour les atomes comportant plusieurs électrons Introduction d un nouveau paramètre: l l = nombre quantique secondaire 0 l n-1 45

46 Explication de l existence de différents niveaux d énergie l=0 l=1 l=2 l=3 Règles de sélection : l = ± 1 Exemple du sodium Na 46

47 Effet Zeeman: en présence d un champ magnétique i M = moment magnétique e- 47

48 Effet Zeeman: interprétation M Z n=2 n=1 B=0 B=0 48 m = nombre quantique magnétique -l m +l

49 Dernier paramètre: Expérience de Stern et Gerlach 49

50 Résumé: l atome de Bohr-Sommerfeld Les électrons décrivent des trajectoires sur des orbites complexes 50

51 Application: production des rayons X Spectres de rayons X (Röntgen, 1895) 51

52 Spectre continu de RX Le spectre continu est indépendant de la nature de l'anticathode. 52

53 Spectre de raies Les longueurs d'onde des raies de ce spectre dépendent uniquement de la nature de l'anticathode. A chaque élément correspond un spectre caractéristique. Loi de Moseley (1913) 53

54 Loi de Moseley 54

55 Limitation de l atome de BohrSommerfeld Développement d une autre école de pensée: utilisation de la mécanique quantique 55

56 Plan du cours - Notion d atome/d élément Les constituants de l atome Théorie des quanta L atome de Bohr L atome de Bohr-Sommerfeld Notions d orbitales Classification périodique 56

57 Principe d incertitude d Heisenberg (1927) O x x h x. p x 2 Utilisation de probabilités: la mécanique classique ne s applique plus à l infiniment petit 57

58 Bases de la théorie quantique L électron est une onde décrite par une fonction H: Opérateur hamiltonien 2 V. E. 2 58

59 Equation de Schrödinger: une approche mathématique 2 V. E r 2 sin 2 r r r r sin r sin 2 59

60 Solutions à l équation de Schrödinger nlm (r,, ) R nl (r ). lm ( ). m ( ) Ex: 60

61 Représentations des électrons dans l atome l=0 s m=0 l=1 p m=-1 m=0 l=2 m=1 d m=-2 m=-1 m=0 m=+1 m=+2 l=3 f m=-3 m=-2 m=-1 m=0 m=+1 m=+2 m=+3 61

62 Exemples de fonctions l=0 62

63 Orbitales s r0=rayon de Bohr 1s n=1 + 2s 3s 63

64 Orbitales p et d ml=± ml=

65 Atomes polyélectroniques vs hydrogénoïdes Hydrogène et hydrogénoïdes Polyélectroniques 65

66 Principe de Pauli et règle de Hund Objectif: placer les électrons dans les différentes orbitales 1- Principe de Pauli e- célibataire 2 e- e- appariés 2- Règle de Hund 66

67 Principe de stabilité: règle de Klechkowski Règle de Klechkowski 67

68 Exemples Titane 22 eoxygène 8 e- 68

69 Exceptions à la règles de Klechkowski 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4p 4d 24Cr 4s 69

70 Exceptions à la règles de Klechkowski 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4p 4d 29Cu 4s 70

71 Plan du cours - Notion d atome/d élément Les constituants de l atome Théorie des quanta L atome de Bohr L atome de Bohr-Sommerfeld Notions d orbitales Classification périodique 71

72 La classification de Mendeleiev 72

73 Tableau périodique 73

74 Familles d éléments H Li Be 7 lignes = 7 périodes 18 colonnes = familles Na Mg K Ca Sc Rb SR Cs Ba Fr Ti V Cr Mn Fe Co Ni He B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Te I Xe Po At Rn Sb Ra 74

75 Variation des énergies d ionisation 75

76 Variation des rayons atomiques 76

77 Variation de l affinité électronique 77

78 L électronégativité Définition de Mulliken (première définition) Moyenne arithmétique de l énergie d ionisation et de l affinité électronique d un élément M E i E Ae 2 78

79 Echelle de Pauling Basée sur les énergies de dissociation des liaisons de molécules diatomiques simples Electronégativité est relative Hydrogène pris comme référence A B 0,102 E A B E A A.E B B Energies en ev 79

80 Variation de l électronégativité 80

81 Conséquences sur la liaison chimique? 1s 2s? 81