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Chapitre 2 : Structure électronique des atomes GCI 190 - Chimie Hiver 2009 © Hubert Cabana, 2009 Contenu 1. Éléments de physique quantique 1. La lumière 2. Modèle atomique de Bohr 2. Orbitales atomiques 3. Configuration électronique 4. Tableau périodique des éléments © Hubert Cabana, 2009 Objectifs du chapitre Décrire les relations entre la lumière, l’énergie et la couleur; Décrire la relation entre l’émission de photons et la structure électronique des atomes; Se familiariser avec la représentation moderne des atomes; Différentier les différents nombres quantiques; Comprendre la configuration électronique des atomes; Mettre en relation la configuration électronique avec les propriétés périodiques des éléments. © Hubert Cabana, 2009 Lectures recommandées Chang et Papillon(2009) Chapitres 5 et 6 © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique De la physique classique à la théorie des quanta Les modèles classiques sont insuffisants pour expliquer : • Stabilité atomique Il fallut beaucoup de temps pour comprendre que les lois classiques de la physique (newtonienne) ne s’appliquaient pas pour expliquer les phénomènes intramoléculaires © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Les atomes et molécules émettent ou absorbent de l’énergie que par multiples entiers d’une quantité minimale d’énergie appelée quantum. Max Planck (1858 – 1947) Le spectre de couleur émis par la lumière du soleil provient du spectre de chacun des éléments contenus dans le soleil ce qui crée un spectre continu. © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique : une onde (λ) λ= la longueur d’onde, ν= fréquence © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Caractère ondulatoire de la lumière λν = c distance onde distance × = onde temps temps © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique : la lumière Rayonnement lumineux: champ électrique + champ magnétique λ= la longueur d’onde, ν = fréquence angulaire et c = vitesse de la lumière λν = c = 3,0 ×108 m / s © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique : la lumière Caractère ondulatoire de la lumière λν = c = 3,0 ×108 m / s © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Caractère ondulatoire de la lumière : énergie associée E = hν = h où h = est la constante de Planck (6,63 x 10-34 J⋅s); ν = fréquence angulaire c λ c= vitesse de la lumière λ = vitesse de la lumière 400 nm 700 nm © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Selon la théorie des quanta de Planck : La quantité d’énergie émise par un atome est toujours un multiple entier de hν (ex : 3hν, 4hν, etc.) Chang et Papillon (2002) © Hubert Cabana, 2009 L’effet photoélectrique : adaptation de la physique quantique Effet photoélectrique : phénomène au cours duquel des électrons sont éjectés de la surface de certains métaux et métalloïdes exposés à une lumière ayant au moins une fréquence minimale. Einstein proposa que la lumière était faite de particules de lumière : les photons. © Hubert Cabana, 2009 L’effet photoélectrique : adaptation de la physique quantique Partant de la théorie de Planck, chaque photon avait une quantité d’énergie (E) donnée par : E = hν Où ν est la fréquence de la lumière utilisée. Comment peut-on faire le lien avec l’effet photoélectrique?? © Hubert Cabana, 2009 Modèle atomique de Bohr © Hubert Cabana, 2009 Les spectres d’émissions © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Malone et Dolter (2010) Chaque élément possède un spectre qui lui est propre et qui provient du mouvement des électrons dans l’atome. Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Chang et Papillon (2009) © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique de l’atome d’hydrogène Le modèle électronique, postulats de Bohr Les électrons ne prennent que des niveaux discrets d’énergie assimilable à des orbites circulaires ayant le noyau pour centre; À chaque orbite correspond une énergie spécifique quantifiée. Pour passer d’une orbite intérieure à une orbite extérieure, l’électron absorbe un quantum. Le retour vers l’orbite interne se traduit par l’émission d’un photon, hν, dont l’énergie correspond à la différence d’énergie entre les deux orbites. © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique L’énergie d’un électron dans un atome d’hydrogène est donnée par : 1 E n = − RH 2 n RH est la constante de Rydberg (2,18 x 10-18 J) n un niveau d’énergie. Plus n est faible plus l’électron est stable inversement, plus n est élevé plus l’électron est excité. © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique La différence d’énergie entre un niveau final et un niveau initial est donnée par 1 1 ∆E = hν = h = RH 2 − 2 n n λ f i c Si ni < nf : absorption d’énergie Si ni > nf : libération d’énergie © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Chang et Papillon (2009) © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Pourquoi l’énergie de l’atome d’hydrogène (et des autres atomes) sont-ils quantifiés?? Pourquoi l’électron du modèle de Bohr est-il confiné à des orbites situées à des distances fixes du noyau?? © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Un électron sur un orbite se comporte comme une onde stationnaire ET une particule © Hubert Cabana, 2009 Louis de Broglie 1892 - 1987 Théorie de Broglie © Hubert Cabana, 2009 Théorie de Broglie 2πr = nλ © Hubert Cabana, 2009 Les questions soulevées par le modèlede bohr La théorie de Bohr, après un succès fulgurant, a connu certaines déception : Comment localiser un électron (qui est aussi une onde??)? Pourquoi les atomes polyélectroniques ne suivent pas cette loi? © Hubert Cabana, 2009 Le principe d’incertitude d’Heisenberg Impossible de connaître simultanément et avec Wermer Heisenberg 1901 - 1976 précision la position et la quantité de mouvement (masse X vitesse) d’un électron. © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Probabilité de trouver un électron à l’intérieur d’un certain volume - densité électronique. Erwin Schrödinger 1887 - 1961 L’équation développée permet de décrire le mouvement de l’électron assimilé à une onde tridimensionnelle stationnaire ayant le noyau pour centre. © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Physique quantique orbite → orbitale Volume (sphérique ou autre) de probabilité de retrouver l’électron © Hubert Cabana, 2009 Chang et Papillon (2002) Les nombres quantiques 1. Le nombre quantique principal (n) indique le niveau énergétique (couche électronique) de l’orbitale de l’électron; 2. Le nombre quantique secondaire (l) définit la géométrie de la région de l’espace ou évolue un électron; l a une valeur entière entre 0 et n-1 l 0 1 2 3 4 5 Nom de l’orbitale s p d f g h © Hubert Cabana, 2009 Les nombres quantiques 3. Le nombre quantique magnétique (m ou ml) décrit l’orientation spatiale de l’orbitale; ml dépend de la valeur de l. Pour une valeur de l, il y a (2l+1) valeurs de ml ; -l, (-l+1), (-l+2), …, 0…, (+l-1), (+l) 4. Le nombre quantique de spin (s ou ms) décrit la direction du spin de l’électron. ms = ±1/2 © Hubert Cabana, 2009 Les nombres quantiques © Hubert Cabana, 2009 Pour n = 1 Le premier niveau d’énergie (n=1) d’un atome est caractérisé par la présence unique d’une orbitale de type s (l = s) Orbitale 1s Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Pour n = 2 État excité de l’atome d’hydrogène (n=2) Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Pour n = 2 À ce niveau énergétique, il y a la présence également d’orbitales p Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Pour n = 3 Pour chaque n supplémentaire, il y a une orbitale de plus. Pour n = 3 il y a addition des orbitales d. Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Pour n = 3 Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Énergie associée aux nombre quantique l Chaque orbitale (s, p, d, f) a un niveau énergétique qui lui est propre. Pour un même niveau (n) : s<p<d<f - Niveau d’énergie + © Hubert Cabana, 2009 Orbitales atomiques Les différentes couches électroniques ont des niveaux d’énergie qui leurs sont propres © Hubert Cabana, 2009 Orbitales atomiques Mais qu’en est-il des atomes polyélectroniques?? 4 2 He 12 6 C © Hubert Cabana, 2009 197 79 Au Configuration électronique Les 4 nombres quantiques : n : nombre quantique principal [1, 2, 3, …] l: nombre quantique secondaire (Orbitale) [ n-1] m: nombre quantique magnétique (orientation) [2l+1] s : nombre quantique du spin (rotation de l’électron) [±1/2] Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique La configuration électronique d’un atome indique comment les électrons sont distribués sur les orbitales. Utilisation des nombres quantiques : le cas de l’atome d’hydrogène 1 1 H 1s Nombres quantiques 1 n=1, l=0, m=0, s=+1/2 ou -1/2 © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique Autres représentation : les cases quantiques 1 1 H Cases quantiques © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique Les atomes polyélectroniques : ¿Qué pasa? Il faut se rapporter au Principe d’exclusion de Pauli : il ne peut pas y avoir, dans un atome, deux électrons définis par une même combinaison des quatre nombres quantiques. © Hubert Cabana, 2009 Wolfgang Pauli 1900 - 1958 Principe d’exclusion de Pauli 4 2 He 1s Électron 1 :n=1, l=0, m=0, s=+1/2 Électron 2 : (1, 0, 0, -1/2) 2 Électron 1’ : (1, 0, 0, -1/2) Électron 2’ : (1, 0, 0, +1/2) ↑↑ ↓↓ ↑↓ 2 2 2 1s 1s © Hubert Cabana, 2009 1s Capacité électronique des orbitales Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Capacité électronique des orbitales Pour un atome ayant les nombres quantiques : 2 1s 2s 1 2 1s 2s Li 2 Be Qu’en est-il de l’atome de bore (B)??? © Hubert Cabana, 2009 Capacité électronique des orbitales Qu’en est-il pour le bore?? 11 5 B © Hubert Cabana, 2009 Les 5 premiers éléments © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique Comment place-t-on le 6e électron de l’atome de carbone??? 1s 12 6 C 2 2s 2 2 px p y p z ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↓ ↑↓ © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique Règle de Hundt : L’arrangement électronique le plus stable d’une sous- couche est celui qui présente le plus grand nombre de spins parallèles 12 6 C 2 2 1s 2 s 2 p ↑↓ 2 ↑↓ ↑ ↑ © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique 14 7 N 2 2 1s 2 s 2 p 3 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 16 8 o 2 2 1s 2 s 2 p 4 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique 19 9 F 2 2 1s 2 s 2 p 5 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 20 10 Ne 2 2 1s 2 s 2 p 6 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique Ne Pour n=3 23 11 Na 2 2 6 1s 2s 2 p 3s 1 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ [ Ne]4 s 1 © Hubert Cabana, 2009 Orbitales atomiques L’ordre de remplissage des couches électroniques suit les niveaux énergétiques qui sont donnés par le principe d’Aufbau: © Hubert Cabana, 2009 Exceptions Quelques exception à la règle ci-haut: chrome, cuivre, molybdène, palladium, argent, platine, or et quelques terres rares. L’ordre de remplissage des sous-couches, lorsque le nombre quantique principal est élevée (> 4), peut s’inverser dû à des niveaux d’énergie qui se chevauchent, question de stabilité. © Hubert Cabana, 2009 © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique Résumé © Hubert Cabana, 2009 Malone et Dolter (2010) Configuration électronique Résumé Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique et le tableau périodique Le tableau périodique moderne permet d’expliquer et prédire les propriétés physiques et chimiques des éléments en se basant sur la configuration électronique des éléments. Le fait que les éléments d’un même groupe aient le même nombre d’électrons de valence (électrons de la couche périphérique) explique les similitudes dans leur réactivité. © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique et le tableau périodique Les éléments sont regroupés en groupe et période selon leur configuration électronique © Hubert Cabana, 2009 Malone et Dolter (2010) Configuration électronique et le tableau périodique © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique et le tableau périodique L’hydrogène n’appartient en réalité à aucun groupe. Il possède une double nature agissant tantôt comme métal alcalin tantôt comme halogène. Les métaux alcalins (IA) sont très réactifs. On les retrouve rarement à l’état pur. Avec l ’eau, ils forment un hydroxyde et exposé à l ’air, ils s’oxydent perdant leur apparence lustrée. Moins réactifs que les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux (IIA) nécessitent une énergie d’ionisation supérieure pour former des cations 2+. Leur caractère métallique, de même que leur réactivité avec l’eau et l ’oxygène, augmentent au fur et à mesure que l’on descend dans le groupe. © Hubert Cabana, 2009 Configuration électronique et le tableau périodique Les halogènes (VIIA) sont très réactifs et on ne les retrouve pas à l’état pur. Ils ont tous une très grande affinité électronique et requièrent des énergies d’ionisation élevées. Ils forment des composés covalents entre eux et avec des éléments non-métalliques des autres groupes. Les gaz rares (ou nobles) (VIIIA) ont des sous- couches électroniques complètement remplies ce qui les rend stables et très peu réactifs. © Hubert Cabana, 2009 Tendances périodiques – Rayon atomique Malone et Dolter (2010) © Hubert Cabana, 2009 En pm = 10-12 m Tendances périodiques – Énergie d’ionisation Énergie nécessaire pour enlever un électron à l’atome + M (g) → M (g) + e © Hubert Cabana, 2009 − Tendances périodiques – Affinité électronique La capacité, plus ou moins grande, de capter un ou plusieurs électrons par un atome est l’affinité électronique; En général, la tendance de capter un électron augmente de gauche à droite dans une période, mais demeure sensiblement la même dans un groupe; Plus le fait de capter un électron approche l’ion en question de la configuration électronique du gaz rare qui le suit, plus l’affinité électronique sera grande et vice-versa. © Hubert Cabana, 2009 En résumé… La perception atomique a évoluée Modèle de Bohr • Énergie associé à différentes orbites atomiques • Orbites définis (= niveaux d’énergie) Physique quantique • Dualité onde/particule de l’électron • Principe d’incertitude • Concept d’orbitale (probabilité de trouver l’électron dans un volume) © Hubert Cabana, 2009 En résumé… Physique quantique 4 nombres quantiques permettant de décrire la configuration électronique Configuration électronique (principes d’Aufbau, d’exclusion et de Hund) Tableau périodique Périodicité des configurations électroniques • Périodicité des propriétés des atomes © Hubert Cabana, 2009 Exercices suggérés Chang et Papillon (2009) Chapitre 5 : 5-10, 5-15, 5-17, 5-25, 5-29, 5-55, 5-62, 577, 5-85; © Hubert Cabana, 2009
