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
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
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
Intérêts: exemples 4
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
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
Atomes et éléments chez les grecs Démocrite (Ve au IIIe siècle av. J.C.) Empédocle (Ve siècle av. J.C.) 7
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
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
Classification périodique Mendeleïev 10
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
Mise en évidence de l électron Tube de Crookes ecations Vide partiel; 100kV 10-6-10-8 atm 1895, Perrin: 12
Charge et masse de l électron Expériences de J.J. Thomson Millikan (1909) e 2d E 2 2 m l B 13
Modèle de Thomson Modèle de la «tarte aux prunes» mélectron << mparticule positive matome 14
Expériences de Rutherford 1909 15
Interprétation de l expérience de Rutherford (1) r q1 Forces de Coulomb : (2) q2 q1q2 F = k. 2 r 16
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
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
Le neutron (1932) 1932 Chadwick 19
Notion d isotopes A Nucléide Z X Z nombre de protons et d électrons A nombre de nucléons 20
Résumé: A Z X Z protons Z électrons A-Z neutrons Atome neutre: Charge du noyau compensée par les électrons Charge élémentaire: e = 1,6.10-19C Matière: lacunaire (mnoyau matome) Nombre d Avogadro : N = 6.022.1023 mol-1 21
Limites du modèle L'atome de Rutherford devrait rayonner, donc perdre son énergie. 22
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Quantification de l énergie lumineuse Max Planck (1900) : Effet Photoélectrique (Einstein) Experience de Hertz 24
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
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
Spectre d émission de l hydrogène IR Visible Formule de Balmer (empirique): UV Autres séries 1 1 1 Cst. 2 2 2 n n > 2 (Série de Balmer) 27
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Hypothèses de Bohr Atome neutre : Z électrons et Z charges positives Z = N atomique 29
Hypothèses de Bohr Atome neutre : Z électrons et Z charges positives Z = N atomique 30
Hypothèses de Bohr E1 Emission d'un seul quantum d'énergie: E E2 E=h 31
L atome de Bohr v FC FA 2 Force coulombienne 1 e FA 2 4 0 r 32
Lois du mouvement de l électron 33
Rayon de l atome de Bohr r r0 n 2 34
Energie des électrons 35
Energie des électrons 4 me 1 1 E E0 2 2 2 2 n 8 0 h n 36
Calcul pour l atome d hydrogène Données m 9,109.10 31 kg 19 e 1,602.10 C 34 h 6,624.10 J.s 1 0 9 36 10 37
Formule de Balmer absorption e- e- n = 2 (E2) émission n = 1 (E1) noyau 38
Constante de Rydberg 1 1 R H 2 2 n1 n 2 Valeur expérimentale : RH = 109677,581 cm-1 e RH 2 3 8 0 h c 4 39
Diagramme énergétique de l atome d hydrogène UV Visible IR n=5 n=4 n=3 n=2 n=1 40
Application aux hydrogénoïdes Hydrogénoïde = 1 électron et Z protons. e- +2e e- e- +3e e- e- He He+ + e- Li Li2+ + 2e- 41
Application aux hydrogénoïdes 0h n r 2 e Z 2 2 42
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Nécessité d expliquer l apparition d autres transitions lorsqu il y a plus d électrons Exemple du sodium Na 44
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
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
Effet Zeeman: en présence d un champ magnétique i M = moment magnétique e- 47
Effet Zeeman: interprétation M Z n=2 n=1 B=0 B=0 48 m = nombre quantique magnétique -l m +l
Dernier paramètre: Expérience de Stern et Gerlach 49
Résumé: l atome de Bohr-Sommerfeld Les électrons décrivent des trajectoires sur des orbites complexes 50
Application: production des rayons X Spectres de rayons X (Röntgen, 1895) 51
Spectre continu de RX Le spectre continu est indépendant de la nature de l'anticathode. 52
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
Loi de Moseley 54
Limitation de l atome de BohrSommerfeld Développement d une autre école de pensée: utilisation de la mécanique quantique 55
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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
Bases de la théorie quantique L électron est une onde décrite par une fonction H: Opérateur hamiltonien 2 V. E. 2 58
Equation de Schrödinger: une approche mathématique 2 V. E. 2 1 2 1 1 2 2 r 2 sin 2 r r r r sin r sin 2 59
Solutions à l équation de Schrödinger nlm (r,, ) R nl (r ). lm ( ). m ( ) Ex: 60
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
Exemples de fonctions l=0 62
Orbitales s r0=rayon de Bohr 1s n=1 + 2s 3s 63
Orbitales p et d + + + ml=±1 + + + + + + ml=0 + + + + 64
Atomes polyélectroniques vs hydrogénoïdes Hydrogène et hydrogénoïdes Polyélectroniques 65
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
Principe de stabilité: règle de Klechkowski Règle de Klechkowski 67
Exemples Titane 22 eoxygène 8 e- 68
Exceptions à la règles de Klechkowski 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4p 4d 24Cr 4s 69
Exceptions à la règles de Klechkowski 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4p 4d 29Cu 4s 70
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
La classification de Mendeleiev 72
Tableau périodique 73
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
Variation des énergies d ionisation 75
Variation des rayons atomiques 76
Variation de l affinité électronique 77
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
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
Variation de l électronégativité 80
Conséquences sur la liaison chimique? 1s 2s? 81