Cours 1 Les ATOMES UE 1 Atomes - Biomolécules - Génome - Bioénergétique - Métabolisme
Abréviations / Symboles utilisés dans les cours 1 à 5 de l UE1 E : énergie OA : orbitale atomique EI : Energie (ou potentiel) d ionisation r at : rayon atomique AE : affinité électronique : «identique à» : augmente : diminue 2
Ex: Structure et nature des atomes NaCl NaCl Compréhension - Agencement - Comportement chimique - Réactivité H 2 O Applications biologiques 3
PLAN I- L atome et les particules élémentaires II Structure électronique de l atome III La classification périodique 4
I ATOMES ET PARTICULES ELEMENTAIRES I-1) Introduction Atome : Structure de l atome impossible à observer directement MODELE 5
I-2) Constitution de l atome modèle de Rutherford I-2-1) Particules élémentaires L atome est constitué : particules Localisation des particules charge neutrons noyau 0 protons noyau +e électrons Périphérique (gravitent autour du noyau) -e 6
I-2-2) Symbolisme de l atome Symbolisme : représente de façon complète un atome X = symbole de l élément chimique Z = numéro atomique = nombre de protons A = nombre de masse = nombre de nucléons (neutrons + protons) 7
Remarque 1 : Un atome possède Z protons (+e) et Z électrons (-e) atome : entité électriquement neutre Ex: Na : élément chimique sodium Z = 11 protons A = 23 nucléons Na : entité neutre donc possède 11 électrons 8
Remarque 2 La masse atomique d un élément chimique* est égale à A (nombre de masse) exprimée en u.m.a. (unité arbitraire de masse) La masse d une mole (ou masse molaire) d un élément chimique* est égale à A exprimée en g.mol -1 1 mole d atomes contient 6,02 x 10 23 atomes** Nombre d Avogadro : A = 6,02 x 10 23 mol -1 1 u.m.a. = 1 A Ex: 1 atome de sodium pèse 23 u.m.a. 1 mole d atomes de sodium pèse 23 g.mol -1 La masse molaire d une molécule est égale à la somme des masses molaires des éléments chimiques qui constituent la molécule Ex : H 2 O M (H 2 O) = 2 M(H) + M(O) 9 * Attention si l élément chimique a des isotopes! (voir diapos suivantes) ** Une mole de molécules (ions contient 6,02 x 10 23 molécules (ions )
Remarque 3: 1) Les isotopes d un même élément chimique sont des espèces : avec le même nombre de protons (Z identiques) avec un nombre de neutrons différents (A différents) Ex: Hydrogène (hydrogène) (deutérium) (tritium) Brome 10
2) L abondance isotopique : représente la proportion de chacun des isotopes d un élément chimique Ex: Brome naturel (M 80 g.mol -1 ) 50,5% de 49,5% de On considère que le Br naturel n est constitué que de deux types d isotopes Masse molaire atomique de l élément (M) = somme de la masse molaire atomique de chacun des isotopes affectée de l abondance isotopique correspondante Masse de Br naturel = (50,5% x m ) + (49,5% x m ) (, )+(, ) 80 = M(Br naturel) 11
I-2-3) Les ions atomiques Elément chimique X : Z protons et Z électrons Formation d ions : perte ou gain d électrons Cations Perte d électrons = perte 1e- Ex: Na + = perte 2e- Ex: Ca ++ Anions Gain d électrons = gain 1e- Ex: Cl - Ex: O 2- = gain 2e- 12
II Structure électronique de l atome II-1 Evolution des théories Modèle de l atome d hydrogène Rutherford : modèle planétaire (et lacunaire) Électron de masse m gravite autour du noyau Selon ce modèle Force électrique attractive : électron (-) attiré par proton (+) Pourquoi électron ne s écrase pas sur le noyau destruction de l atome!!!! Mais en général atome stable Modèle insuffisant! 13
Bohr : modèle quantique «L électron décrit des orbites circulaires de rayons bien définis autour du noyau. Chaque orbite a une E bien définie : E n, n étant le nombre quantique principal (n entier >0)» Remarque : bien que l atome H ne possède qu un électron, il possède plusieurs orbites de différentes E. n = 3 n = 2 n = 1 E 3 >E 1 E 0 n (infini) : atome ionisé Limites!!! 1 électron 1 proton 0 neutron 14
De Broglie établit que l électron a des propriétés ondulatoires A un électron est associée une fonction d onde ψ (psi) Microscopie électronique Heisenberg Limites de la théorie de Bohr Electron : particule de masse faible Principe d incertitude considère impossible la description de la trajectoire de l électron donc : Probabilité de présence de l électron en un point de l espace 15
Schrödinger : modèle quantique Equation de Schrödinger (résolue pour système à 1 électron (H)) E d un système liée au mouvement ondulatoire de l électron Probabilité de trouver l électron dans l espace tout entier doit être égale à un. Résolution de l équation de Schrödinger : - valeurs d E accessibles à l électron : E n valeurs quantifiées n : nombre quantique principal - fonction des coordonnées (x, y et z) de l électron et du temps t : fonction d onde de l électron (ψ (x, y, z, t)) régir le comportement de l électron dans l espace : orbitales atomiques Une orbitale atomique représente une région de l espace dans laquelle la probabilité de trouver l électron est grande. Elle ne permet pas de localiser la position exacte de l électron! 16
II-2) Les solutions de l équation de Schrödinger : nombres quantiques et orbitales atomiques II-2-1) Nombres quantiques n : nombre quantique principal Nombre entier positif (n > 0) Définit la couche électronique de l électron Chaque «couche» électronique est identifiée par une valeur de n. A chaque valeur de n est attribuée une lettre représentative de la «couche» électronique Valeurs de n (nombre quantique principal) Lettre correspondante n = 1 E la + faible 1 K 2 L 3 M 4 N 17
: nombre quantique secondaire ou azimutal Valeurs comprises entre 0 et n-1 ( 0 n-1) Définit la sous couche électronique Caractérise l orbitale atomique (OA) Valeurs de OA* 0 s 1 p 2 d 3 f 18 * Chaque type d OA a une géométrie particulière
Diagramme des niveaux d énergie Niveaux d E Couche N n = 4 Couche M n = 3 Couche L n = 2 4f 4d 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s n = 1 Couche K 1s Couches Sous-couches 19
m : nombre quantique magnétique Valeurs liées à celles du nombre quantique secondaire - m + m l peut prendre 2+1 valeurs Caractérise l orientation de l orbitale atomique = 0 m = 0 1 seule orientation : 1 orbitale atomique s = 1 m = -1 ; 0 ; +1 3 orientations : 3 orbitales atomiques p = 2 m = -2 ; -1 ; 0; +1 ; +2 5 orientations : 5 orbitales atomiques d 20
m s : nombre quantique magnétique de spin* L électron possède un mouvement de révolution sur lui-même appelé «spin» s = ½ Le sens de la rotation est caractérisé par m s = +1/2 ou m s = -1/2 Conséquence : Chaque OA pourra contenir au maximum 2 électrons de m s opposé (Principe de Pauli) 21 * Ou «nombre quantique de spin»
Couche n l Sous couche m l Nombre d OA K 1 0 1s 0 1 L 2 0 2s 0 1 1 2p -1, 0, +1 3 M 3 0 3s 0 1 1 3p -1, 0, +1 3 2 3d -2,-1, 0, +1, +2 5 N 4 0 4s 0 1 1 4p -1, 0, +1 3 2 4d -2,-1, 0, +1, +2 5 3 4f -3,-2,-1, 0, +1, +2,+3 7 22
II-2-2) Géométrie des orbitales atomiques (OA) La forme géométrique des OA dépend du type d OA (s, p, d ou f) et donc de la valeur du nombre quantique secondaire Plus la valeur de l augmente, plus la géométrie des OA est compliquée La géométrie des OA permet de traduire le domaine de probabilité de présence de l électron. 23
II-2-2-1) Orbitales atomiques ns (n ; = 0 ; m = 0) L OA ns est de type sphérique Le rayon de l OA ns augmente quand n augmente 24
II-2-2-2) Orbitales atomiques p 3 OA de type p caractérisées par : n 2 = 1 m = -1 ; 0 ; +1 Les OA de type p peuvent être représentées par deux lobes accolés et symétriques par rapport à un des trois axes (x, y, z) du trièdre symétrie par rapport au noyau La taille des OA augmente quand n augmente 25
II-2-2-3) Orbitales atomiques d 5 OA de type d caractérisées par : n 3 = 2 m = -2 ; -1 ; 0 ; +1 ; +2 Lobes des OA orientés selon les bissectrices Lobes des OA orientés selon les axes 26
II-3) Configuration électronique des atomes II-3-1) Généralités Chaque électron d un atome est caractérisé par 4 nombres quantiques : n,, m,m s La configuration électronique d un atome à l état fondamental permet de décrire l ensemble des propriétés de l élément. Elle est établie à partir : des 4 nombres quantiques : n,, m,m s des règles de remplissage des différentes OA - Principe d exclusion de Pauli - Règle de Klechkowski - Règle de Hund 27
II-3-2) Principe d exclusion de Pauli Deux électrons d un même atome ne peuvent pas être décrits par quatre nombres quantiques identiques Deux électrons dans une même OA doivent différer par leur nombre quantique de spin : m s = +1/2 ( ) ou m s = 1/2 ( ). Ex Un électron 1s peut être décrit par : OU n = 1 = 0 m = 0 m s = +1/2 n = 1 = 0 m = 0 m s = -1/2 28
Conséquence du principe d exclusion de Pauli : Une OA donnée (n,, m ) ne peut décrire que 2 électrons ces 2 électrons auront des m s opposés et seront donc antiparallèles Nombre maximum d électrons dans chaque type d OA (s, p, d, f) Type d OA Nombre d OA Nombre maximum d électrons s 1 1 x 2 = 2 p 3 3 x 2 = 6 d 5 5 x 2 = 10 f 7 7 x 2 = 14 29
II-3-3) Principe de stabilité A l'état fondamental, un atome se trouve dans son état énergétique le plus stable. Cela correspondant à l'énergie la plus basse. Les OA sont «remplies» en fonction de leur E croissante en commençant par l OA de plus basse E (OA 1s) REMPLISSAGE OA dégénérées* Obtention de la configuration électronique E minimale configuration électronique à l état fondamental * Des orbitales atomiques sont dégénérées si elles ont même énergie 30
Remarque Etat fondamental Les 3OA p ont même E : OA dégénérées Les 5OA d ont même E : OA dégénérées 31
Ordre croissant d E des OA est donné par la règle Klechkowski E sous-couche augmente quand la somme (n+ ) augmente Si (n+ ) identique pour 2 sous-couches, la sous couche de plus basse E est celle pour laquelle n est le plus petit E sous-couche 7 6 5 4 3 2 1 n l 0 1 2 3. 5s 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s 32
Ex E sous-couche. 5s 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s E(4s) < E(3d) 4s n = 4 = 0 n+ = 4 3d n = 3 = 2 n+ = 5 E(2p) < E(3s) 2p n = 2 = 1 n+ = 3 3s n = 3 = 0 n+ = 3 33
Représentations simplifiées des OA dans un atome à l état fondamental OA s : ou OA p : ou ou OA d : ou ou 34
II-3-4) Règle de Hund (ou règle du spin maximal) Lorsque des OA ont même E (dégénérées), les électrons se répartissent avec un nombre maximum de spins parallèles. Ex Considérons 3OA p dégénérées dans lesquelles doivent se placer 4 électrons E E 35
II-3-5) Etablir la configuration électronique d un élément chimique $ #X Ex «Répartir les Z électrons dans les OA en respectant les règles de remplissage» Hydrogène :!H 1s 1 Hélium : H % e 1s 2 Règle de Pauli Lithium : Li ( 1s 2 2s 1 Électrons appariés Électron célibataire 36
Remarque : Li ( 1s 2 2s 1 Électron périphérique Électrons de coeur Les électrons périphériques sont des électrons externes, moins retenus par les forces attractives du noyau que les électrons de cœur 37
Beryllium : Be + 1s 2 2s 2 Bore : B, 1s 2 2s 2 2p 1 Carbone : C. 1s 2 2s 2 2p 2 Règle de Hund 38
Calcium : 1s %0Ca 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Ecriture simplifiée : Ca %0 [ 18 Ar] 4s 2 Gaz noble* de la couche électronique complète de n maximum Structure électronique de la couche en cours de remplissage (ici n = 4) 39 * Voir classification périodique
Ordre de remplissage et configuration électronique Manganèse : Mn %, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 Ordre de remplissage MAIS 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 On doit l écrire n croissant OU [ 18 Ar] 3d 5 4s 2 40
Exceptions aux règles de remplissage Chrome : %+Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 3d 4s Cuivre : %5Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 3d 4s 3d 5 4s 1 Configuration électronique plus stable 3d 4s 5OA d remplies à l identique 3d 4s 3d 10 4s 1 41
II-3-6) Etablir la configuration électronique d un ion monoatomique 1) Toujours écrire la configuration électronique de l élément chimique correspondant à l état fondamental. 2) Si l ion considéré est positif, alors les électrons qui «partent» sont les électrons les «plus externes» (n le plus grand). 3) Si l ion considéré est négatif alors, les électrons supplémentaires viennent compléter les OA les plus externes. Ex Magnésium :!% Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2-2 électrons Mg 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 S écrit : 1s 2 2s 2 2p 6 42
Ex Fluor : 5F 1s 2 2s 2 2p 5 +1 électron F - 1s 2 2s 2 2p 6 Fer : %.Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2-2 électrons Fe 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 Les électrons des OA 4s sont plus externes que les électrons des OA 3d les électrons des OA 4s «partent» avant les électrons des OA 3d %.Fe -3 électrons Fe 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 [ 18 Ar] 3d 6 4s 2 [ 18 Ar] 3d 5 [ 18 Ar] 3d 6 43
III La classification périodique 44 Consignes :Bien que la classification périodique soit souvent présentée dans son intégralité, nous nous limiterons à l étude des périodes 1, 2, 3 et 4. Pour tous exercices (ED, tutorat, concours), il est inutile d apprendre par cœur cette classification : si nécessaire, les numéros atomiques vous seront indiqués.
III-1) La classification de Mendeleïev Dans la classification périodique, les éléments chimiques sont classés par numéro atomique (Z) croissant. L organisation de la classification périodique est donc dépendante de la structure électronique des atomes La classification périodique est constituée de : 18 colonnes appelées «familles» 7 lignes appelées «périodes» 45
Dans la classification périodique, Z augmente : - de la gauche vers la droite d une période - du haut vers le bas d une colonne Z Z Les éléments chimiques d une même période ont la même valeur du nombre quantique principal maximal n Ex Période 4 : nombre quantique maximal n = 4 46
Les éléments chimiques d une même colonne ont en général une même structure électronique externe : propriétés chimiques et physiques voisines. Ex Colonne 2 : structure électronique couche externe ns 2 Be Mg Ca. Propriétés proches Colonne 1 : structure électronique couche externe ns 1 H Li Na K.. H a des propriétés différentes de celles des autres éléments de cette colonne 47
Les différents blocs de la classification périodique 1 1 2 1s Bloc s Bloc p 13....18 2 3 4 5 2s 3s 4s 5s 3 12 3d 4d 2p 3p 4p 5p 6 6s. 6p 7 7s 4f Bloc d 5f Bloc f 48
4 blocs* en fonction de la structure électronique externe des atomes : - bloc s : Colonne 1 (ns 1 ) et colonne 2 (ns 2 ) le numéro de colonne correspond au nombre d électrons dans les OA externes s - bloc p : Colonnes 13 à 18 (ns 2 np x avec 1 x 6) le numéro de colonne correspond à : 2 + 10 + x ns 2 10 colonnes (bloc d) np x Ex Soit un élément chimique de configuration électronique : 1s 2 2s 2 2p 3 : couche externe Numéro de colonne : 2 + 10 + 3 = 15 He % (Hélium) : 1s 2 : Colonne 18 (propriétés gaz nobles) 49 * On ne parlera pas du bloc f
- bloc d (4 ème période) : Colonnes 3 à 12 : [Ar]3d y 4s w Avec : 1 y 10 Et, w = 2 (sauf pour Cr et Cu : w =1) le numéro de colonne correspond à : w + y Ex %.Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Colonne = 2 + 6 = 8 w = 2 y = 6 50
III-2) Les familles (colonnes) - Colonne 1 : les alcalins (ns 1 ) - Li, Na, K.. - Donnent des cations monovalents : Li +, Na +, K + L hydrogène ( 1 H : 1s 1 ) n est pas un alcalin Milieu extracellulaire Milieu intracellulaire - Colonne 2 : les alcalino-terreux (ns 2 ) - Mg, Ca,.. - Donnent des cations bivalents : Mg 2+, Ca 2+ - Colonne 3 à 12 : les éléments de transition 51
- Colonne 13 : ns 2 np 1 : famille du bore - Colonne 14 : ns 2 np 2 : famille du carbone - Colonne 15 : ns 2 np 3 : famille de l azote Ex Azote Phosphore 9 N [ 2 He] 2s 2 2p 3!, P [ 10 Ne] 3s 2 3p 3 - Colonne 16 : ns 2 np 4 : famille de l oxygène Similitude au niveau des électrons périphériques = comportement physicochimique similaire réactivité chimique comparable - Colonne 17 : ns 2 np 5 : famille des halogènes Ex Fluor Chlore Brome 5 F [ 2 He] 2s 2 2p 5!9 Cl [ 10 Ne] 3s 2 3p 5 Br (, [ 18 Ar] 3d 10 4s 2 4p 5 - Colonne 18 : ns 2 np 6 : famille des gaz nobles 52
III-3) Caractéristiques atomiques et périodicité III-3-1) Energie (ou potentiel) d ionisation L énergie de 1 ère ionisation EI 1, est l énergie minimale qu il faut fournir à un atome (A) pris à l état gazeux (g) pour lui arracher un électron EI 1 A (g) A + (g) + 1e - EI 1 >0 EI 1 Na Na + + 1e - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 Ne Ne + + 1e - 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 5 53 Z : numéro atomique
Variation de l Energie de 1ere ionisation (EI) dans la classification périodique Dans une colonne, lorsque Z augmente de haut en bas le nombre de couches augmente (n = 1, 2, 3.) la distance noyau électron périphérique (= rayon atomique) augmente Attraction noyau électron périphérique diminue EI diminue du haut vers le bas de la colonne Ex* Colonne 1 : Rayon atomique (r at ) noyau EI 1 (Li)>EI 1 (K) r at (Li)<r at (K) noyau n=1 n=2 n=1 n=2 n=3 n=4 3Li : [He] 2s 1 19K: [Ar] 4s 1 54 * Dans cet ex, par souci de simplification, seul l électron périphérique est représenté
Dans une période, lorsque Z augmente de gauche vers la droite : Le nombre de couches (n) n évolue pas Z augmente donc le nombre de protons (charges +) augmente ainsi que le nombre d électrons (charges -) (L atome est une entité neutre) : attraction noyau électrons périphériques augmente Rayon atomique diminue EI augmente de la gauche vers la droite d une même période Ex* Période 2 : Rayon atomique (r at ) noyau noyau EI 1 (Li) < EI 1 (F) r at (Li) > r at (F) n=1 n=2 n=1 n=2 3Li : [He] 2s 1 9F: [He] 2s 2 2p 5 55 * Dans cet ex, par souci de simplification, seuls les électrons périphériques sont représentés
EI 1 augmente (EI 1 ) r at diminue (r at ) EI 1 diminue (EI 1 ) r at augmente (r at ) 56
III-3-2) Affinité électronique (AE)* Pour un élément (A) à l état gazeux, l affinité électronique (AE) correspond à l énergie libérée lors de la «capture» d un électron par cet atome pour former un anion (A - ) A (g) + 1e - AE A - (g) AE < 0 Ex F (g) + 1e- 1s 2 2s 2 2p 5 F - (g) 1s 2 2s 2 2p 6 structure électronique du Ne (gaz noble) formation d une entité stable * Ne pas confondre affinité électronique et électronégativité (voir cours suivant) 57
Test Soient les atomes considérés à l état fondamental : 11Na ; 12 Mg ; 13 Al ; 17 Cl ; 25 Mn ; 28 Ni ; 33 As A) Deux atomes possèdent un seul électron célibataire B) Trois atomes sont des éléments chimiques du bloc d C) Un atome est un élément chimique de la famille des halogènes D) Al et As sont dans la famille chimique E) Un seul atome a tous ses électrons appariés 58
A) Deux atomes possèdent un seul électron célibataire E) Un seul atome a tous ses électrons appariés FAUX VRAI 11Na : [ 10 Ne] 3s 1 12Mg : [ 10 Ne] 3s 2 13Al : [ 10 Ne] 3s 2 3p 1 17Cl : [ 10 Ne] 3s 2 3p 5 1 électron célib 0 électron célib 1 électron célib 1 électron célib 25Mn : [ 18 Ar] 3d 5 4s 2 28Ni : [ 18 Ar] 3d 8 4s 2 33As : [ 18 Ar] 3d 10 4s 2 4p 3 59
B) Trois atomes sont des éléments chimiques du bloc d Remplissage des orbitale d FAUX 11Na : [ 10 Ne] 3s 1 12Mg : [ 10 Ne] 3s 2 13Al : [ 10 Ne] 3s 2 3p 1 17Cl : [ 10 Ne] 3s 2 3p 5 NON NON NON NON 25Mn : [ 18 Ar] 3d 5 4s 2 28Ni : [ 18 Ar] 3d 8 4s 2 OK OK 33As : [ 18 Ar] 3d 10 4s 2 4p 3 NON 60
C) Un atome est un élément chimique de la famille des halogènes D) Al et As sont dans la famille chimique FAUX VRAI Même Famille = même colonne 11Na : [ 10 Ne] 3s 1 12Mg : [ 10 Ne] 3s 2 13Al : [ 10 Ne] 3s 2 3p 1 17Cl : [ 10 Ne] 3s 2 3p 5 25Mn : [ 18 Ar] 3d 5 4s 2 28Ni : [ 18 Ar] 3d 8 4s 2 33As : [ 18 Ar] 3d 10 4s 2 4p 3 Colonne 1 Colonne 2 Colonne 2 + 10 + 1 = 13 Colonne 2 + 10 + 5 = 17 Colonne 2 + 5 = 7 Colonne 2 + 8 = 10 Colonne 2 + 10 + 3 = 15 halogène 61
Et maintenant que font des atomes qui se rencontrent? D C A B 2 ème épisode : «Cours2 : Les liaisons chimiques et les interactions moléculaires» 62