II. La structure électronique des atomes
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CM11 1. I. -1- Structure de l’atome L’atome est le constituant élémentaire de la matière et il a une structure discontinue. Il est formé d’un noyau central et entouré d’un nuage électronique La charge du noyau est positive (+ 1.6.10-14 C). Il est constitué de nucléons : Protons Nucléons Le noyau occupe 1/1015 du volume total de l’atome. Son rayon est de 10-12 cm. Masse proton : mp =1.007276 u.m.a. (Unité de Masse Atomique) =1.67239.10-27 kg Masse neutron : mn =1.008665 u.m.a. =1.6747. 10-27 kg Masse électron : me =0.000549 u.m.a. =9.108. 10-31 kg Charge élémentaire d’un électron : Qe- =-1.6.10-19 C 1 1 mp mn 1836 1839 La masse d’un atome = masse du noyau Le nombre de proton est égal au nombre d’électron car l’atome est électriquement neutre. me 1911 : Rutherford a placé une feuille d’or composé de 1000 couche d’atome d’épaisseur ~ 5000  (=10-10 m) Il a bombardé cette cible par des atomes d’hélium (2 protons / 2 neutrons). Derrière il a placé un écran fluorescent. Il a remarqué 1 particule / 100 000 est dérivée : la matière est essentiellement constituée de vide. On peut aussi conclure à l’existence d’un noyau (dimension 10 000 fois plus petite que le l’atome). II. Atome-gramme ; Masse atomique Atome : particule très petite ~ 1 Pour travailler à l’échelle, on multiplie par N = 6.02.1023 (nombre d’Avogadro) Ex : X 10N taille d’un homme distance terre soleil Proton et neutron 1/10 mm Ø / 1670 tonnes e- balle 5 cm Ø / 900 kg On travaille dans l’infiniment petit. N atomes réels = 1 atome gramme = 1mole d’atome CM11 -2- III. Molécule-gramme ; Masse molaire ; volume molaire Les atomes peuvent ainsi former une molécule. N molécules réelles = 1 molécule gramme = 1 mole de molécule Masse molaire : masse des atomes constitutifs de cette molécule. Volume molaire : volume d’une mole de substance Le volume molaire d’une substance gazeuse occupe dans les conditions standards (0° / pression = 1 atmosphère) 22.4 l. IV. Nombre de charges et nombre de masse Nucléide ou nuclide : A Z Isotope d’un même élément = même nombre de protons mais nombre de neutrons différents. Ex : Le chlore naturel est formé de 2 isotopes Cl 37 17 Cl I. Notions de modèles a) La mecanique classique (BOHR – SOMMERFELD) Les électrons gravitent autour du noyau en décrivant des trajectoires circulaires ou elliptiques. 1901 : Affirmation de PERRIN sur la trajectoire circulaire des e-. 1913 : mise en équation par BOHR Postulat de BOHR : Le moment cinétique mvr ne peut prendre que les valeurs discrètes égales à nh/2π mvr n X Z : nombre de charges = numéro atomique Fixe la position de l’élément dans le tableau périodique A : nombre de masse = Z + n = p + n 35 17 2. n = 18 n = 20 Pour définir la répartition des électrons autour du noyau, il existe deux théories : La mécanique classique La mécanique quantique h 2 m : masse de ev : vitesse des er : rayon de l’orbite n : nombre quantique principal = nombre entier h : constante de Planck = 6.62.10-34 J.s Bien avant la théorie de BOHR, BALMER (1885) et LYMAN avaient observé que les longueurs d’ondes de raies émises vérifiaient une relation expérimentale généralisée par RITZ en 1908. 1 RH ( 1 1 2 ) avec n2>n1 2 n1 n2 σ : nombre d’onde λ : longueur d’onde de la radiation émise RH : constante de RYDBERG = 1.0967776.107 m-1 Séries de raies selon les valeurs de n2 et n1 n1 = 1 n2 = 1, 2,3,… série de LYMAN n1 = 2 n2 = 2,3, 4,… série de BALMER UV Visible CM11 n1 = 3 n1 = 4 n1 =5 n2 = 3, 4,5,… n2 =4, 5, 6… n2 =5, 6, 7,… -3- série de PASHEN série de BRACKETT série de PFIND Mouvement infrarouge Cependant on ne peut donner aucune explication pour de nouvelles raies, la théorie de BOHR est insuffisante . 1916 : amélioration de la théorie par l’ajout de trajectoires elliptiques (SOMMERFELD) et en étendant la quantification de l’énergie. Cette théorie reste inapte à expliquer le détail des spectres des atomes à plusieurs électrons. Elle n’explique pas les trajectoires des atomes lourds. 1920 : nouvelle approche des phénomènes mécaniques quantiques b) La mecanique quantique ou ondulatoire La notion de trajectoire ou d’orbite de l’e- perd toute signification : L’hypothèse de DE BRÖGLIE (1924) Tout électron en mouvement est associé à une onde caractérisée par λ : h mv Principe d’incertitude d’HEINSBERG (1926) On ne peut déterminer simultanément la position et la quantité de mouvement de l’e-. Une grande précision sur l’une entraîne une grande incertitude sur l’autre et inversement. h x p 2 Position h x v 2m Le mieux que l’on puisse faire dans ce cas c’est de déterminer la probabilité de présence d’1 e- dans une position donnée (orbitale atomique). Equation de SCHRÖDINGER (1926) La probabilité de présence d’un électron peut s’exprimer à l’aide d’une fonction d’onde ψ et qui représente l’amplitude associée à cette fonction d’onde. 8 ² m (e ) 0 h² Δ : opérateur Laplacien Ψ : amplitude associée à la longueur d’onde E : énergie totale du système e- - noyau Γ : énergie potentielle électrostatique du système e- - noyau La résolution de cette équation permet de déterminer la signification de Ψ, n, l et m. c) Notion d’orbitale atomique (O.A.) Dans la théorie de BOHR – SOMMERFELD, on a déterminé une onde de l’électron par n, l, m ? Une orbitale atomique est représentée par convention par une surface fermée limitant le volume dans lequel la probabilité de présence de l’électron est de 95%. Forme de O.A. = f(l) Orientation de O.A. = f(m) CM11 -4- l caractérise la sous couche et décrit la forme orbitale et quantifie le moment cinétique l E [0 ; n-1] l = 0 sous couche s (Sharp) l = 1 sous couche p (principal) l = 2 sous couche d (diffuse) l = 3 sous couche f (fondamental) Le nombre quantique magnétique m m caractérise l’orbitale au case quantique et fixe son orientation dans un champs magnétique m E [-l ; +l] 2l + 1 valeurs Le nombre quantique de spin ms = ± 1/2 Il correspond au centre de rotation de l’e- sur son axe et quantifie le moment d’orientation. Spin en haut +1/2 O.A. = (case quantique) d) Les quatre nombres quantiques n, l, m, ms Le nombre quantique principal n n caractérise la couche et quantifie l’énergie. n E [1 ;7] n=1 couche K n=2 couche L … n=7 couche Q Le nombre quantique secondaire l N 1 2 3 Spin en bas -1/2 L 0 0 1 0 1 2 M 0 0 -1 / 0 / 1 0 -1 / 0 / 1 -2 / -1 / 0 / 1 / 2 Représentation 1s 2s 2p 3s 3p 3d 3d II. La structure électronique des atomes Si un atome a Z électrons, il va être classé en tenant compte de trois règles : CM11 -5- a) La regle de KLECHKOWSKY Les e- occupent à l’état fondamental des orbitales de plus basse énergie, ce qui confère à l’atome une énergie minimum et une stabilité maximum. Le remplissage se fait selon (n+l) croissant. b) Principe d’exclusion de PAULI Deux e- dans un atome ne peuvent avoir leur nombre quantique identique (au moins un différent) c) regle de HUND e) Exemple : Representation de la structure du cuivre 29Cu Représentation par des cases quantiques Représentation par des symboles des niveaux d’énergie quantique 6 6 1 10 29Cu = 1s² 2s² 2p 3s² 3p 4s 3d [Ar] 4s1 3d10 29Cu = Couche externe Formulation / structure / configuration électronique d’un élément chimique = OA vacante p3 Etat excité e- célibataire p3 Etat stable e- apparié Il faut commencer à remplir le maximum dans chacune des orbitales avant de saturer. d) Remarque La sous-couche d est d’autant plus stable qu’elle est à moitié remplie ou totalement remplie. Ex : ns² (n-1)d4 ==< ns1 (n-1)d5 ns² (n-1)d9 ==< ns1 (n-1)d10 Remarque : Si tous les e- de la structure électronique sont appariés, la structure est dite diamagnétique (≠ paramétrique). Les e- de la couche externe sont dits e- de valence. Ce sont eux qui déterminent la réactivité de l’élément. III. Classification périodique des éléments CM11 -6- Cette CP a été élaborée de manière à faire apparaître des analogies entre différents éléments. a) Classification de MENDELEEV – MEYER (1869) Le critère de classification est l’augmentation de masse atomique 63 éléments 8 colonnes ou groupes 12 lignes ou périodes Il reste néanmoins des éléments non classés : Cobalt (Co), Nickel (Ni) Tellure (Te), Iode (I) Argon (Ar), Potassium (K) b) Classification periodique annuelle / CP longue Loi de MOSELEY (1913) Série de raies ==< spectre de l’élément A / Bruit de fond (appareillage) a( ) c = Fréquence des rayons X émis par l’électron c = Célérité de la lumière a = constante Z = numéro atomique (suite à cette découverte = critère de classification) σ = constante d’écran Edification de la CP Etablir la structure électronique des éléments Classer les éléments selon Z croissant Classer les éléments dans une même ligne selon leur structure électronique externe correspondant au même nombre quantique n 2e ligne : Li, Be, B, C, N, O, F, Ne Li = 1s² 2s1 Be = 1s² 2s² B = 1s² 2s² 2p1 C = 1s² 2s² 2p² N = 1s² 2s² 2p3 O = 1s² 2s² 2p4 F = 1s² 2s² 2p5 Ne = 1s² 2s² 2p6 Placer dans la meme colonne les elements fondamentaux possédant le même nombre d’e- externe. Colonne 1 : H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr H : 1s1 Li : _ 2s1 Na : _ 3s1 K : _ 4s1 Rb : _ 5s1 Cs : _ 6s1 Fr : _ 7s1 Description de la CP 7 lignes ou périodes 7 numéros de couches Elles contiennent un nombre d’éléments différents correspondant au remplissage des couches ns, (n-2)f ; (n-1)d, np 1 couche K (n = 1) 2 couche L (n = 2) CM11 -7- … 7 couche K (n = 1) 1ere période : 2 éléments 2e et 3e : 8 éléments 4e et 5e : 18 éléments 6e : 32 éléments 7e : incomplètes 18 colonnes ou groupes Dans un même groupe les éléments possèdent le même nombre d’électrons : Ils ont la même configuration électronique externe. Le nom du groupe correspond au nombre d’e- externe. Gr. 1 ns1 ou (n-1)d10 ns1 Gr. 2 ns1 ou (n-1)d10 ns2 Gr. 3 ns2 np1 ou (n-1)d1 ns2 Groupes Sous groupe A e- externes se situant sur les couches S et P. Sous Groupe B e- externes se retrouvant ainsi sur une sous couche d dans la configuration externe Configuration externe des sous groupes B : (n-1)d110 ns12 10 1 période = 4 / groupe IIIA 31Ga = [Ar] 3d 4s² 4p 1 période = 4/ groupe IIIB 21ScGa = [Ar] 3d 4s² Groupes : IA = Alcalins IIA = alcalins – terreux IB VIIIB éléments de transition VIA chalcogénes VIIA halogènes VIIIA gaz rare Nomenclature UICPA 101 Mendelenium 102 Nobelium 103 Lawrencium 104 Rutherfordium 105 Dubinium (Dubin) 106 Seabirgium 107-112 Darmstadt (Laboratoire) 114 Dubra 116 & 118 Lawrence Laboratory 116 : Fusion d’un atome de Ni et d’un atome de Pb (environ 30s de vie). Les Blocs Il existe 4 blocs : s = éléments métalliques p = éléments non métalliques d = éléments de transition (éléments métallique de transition) f = actinides / lanthanides Remarque : Un élément de transition possède dans sa couche externe une sous couche d non aturée. IV. La périodicité des propriétés a) Les rayons On assimile un atome avec une sphère Le rayon ionique est : i Cn : facteur dépendant du noyau Cn Zeff CM11 -8- Zeff : charge effective du noyau = Z - σ Z : Numéro atomique σ : Constante d’écran Def : la constante d’écran Elle correspond à la fraction de charge négatives à retrancher de la charge positive du noyau pour rendre compte de la répulsion inter-électronique (entre les couches) σ Z- σ = cste rA Dans un groupe le rA de haut en bas Rayons ioniques rI Les cations m A A me Elément cation ; par passage d’un élément à un cation rI Les anions B ne B n Élément anion ; par passage d’un élément à un anion rI Pour déterminer σ Règle de SLATER Remarque : Par passage, le rayon d’un cation est toujours inférieur à celui de l’élément correspondant. Le rayon d’un anion est supérieur à l’élément correspondant. b) L’energie d’ionisation Ei Zeff Z ' j 6ij i j : coefficient d’électrons i. Rayons atomiques rA Variation du rA dans une période Si n = cste cn = cste Z σ Z- σ rA Variation du rA dans un groupe Dans un groupe n cn Z C’est l’énergie nécessaire pour attacher un e- à un élément pris à l’état gazeux. NRJ de première ionisation X ( g ) X ( g ) Ei1 NRJ de deuxième ionisation X ( g ) X 2 ( g ) Ei 2 NRJ de nième ionisation X n 1 ( g ) X n ( g ) Ein Ei1 Ei 2 ... Ein Ei 2 2 XEi1 Selon une période Ei varie en sens inverse du rA rA de gauche à droite Ei A Selon un groupe CM11 rA Ei -9- de haut en bas A Echelle de ROCHOW, d’ALREAD (1958) 0.359Zeff e.n( A) 0.744 rc ² rc : rayon covalent en  c) Affinite electronique C’est l’énergie mise en jeu lorsqu’un électron est capté par un élément pris à l’état gazeux. A est une NRJ inverse de Ei Remarque : Les éléments qui possèdent de faibles Ei perdent facilement des e- sont appelés réducteurs. Les éléments à faibles A captent facilement des e-. Ils sont appelés oxydant A et Ei concerne des atomes / ions à l’état libre (pas liés) d) Electronegativite Concerne les atomes non libres Définition : tendance qu’a un élément à attirer des e- vers lui au sein d’une molécule. Echelle de PAULING (1932) Molécule : A-B Différence d’électronégativité entre A et B e.n( A) e.n( B) k DAB ( Da 2 * DB 2) 1 / 2 H Cl HCl H2 * Cl2 DAB : NRJ de dissociation de la molécule AB DA2 : NRJ de dissociation de la molécule A2 DB2 : NRJ de dissociation de la molécule B2 K : facteur de conversion de Kcal/mol en eV/atome. Par convention e.n(H) = 2.1 Echelle de MULLIKEN (1834) 1 e.n( A) [ Ei( A) A( A)] 2 Remarque : dans une période e.n augmente quand Z augmente. Dans un groupe e.n augmente quand Zdiminue. e) Caractere metallique Xe Les métaux tendent à perdre des e- pour donner des cations. Les non métaux ont tendance à en capter pour donner des anions. Métaux : IA ; IIA ; IB ; IIB Non métaux : IIIA VIIA Métaux de transition : IIIB VIIIB f) Conclusion Z Z rA Ei A e.n Xe Ox red groupe rA Ei A e.n Xe Ox red periode
