L`atome
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Rappel: Structure de l’atome L'atome = [neutrons(n) + protons(+)] + Cortège électronique(-) NOYAU Nbre Protons = Nbre électrons = numéro atomique (Z) Hydrogène, 1 proton, numéro atomique = 1 Fer, 26 protons, numéro atomique = 26 Nbre Protons + Nbre neutrons = nombre de masse (N) Atome = NAZ Les Isotopes Niveaux d’énergie et orbitales Orbitales: densité de probabilité de présence des électrons autour du noyau n: nombre quantique principal : rayon de l’atome l: nombre quantique de moment angulaire (forme) ml: nombre quantique magnétique ms: nombre quantique de spin Les orbitales Remplissage des orbitales en fonction de leur énergie Principe de Pauli : 2 e- par orbitale si de spins opposés Les orbitales 3d : les éléments de transition QuickTime™ et un décompresseur GIF sont requis pour visualiser cette image. Configuration électronique des atomes Configuration électronique des atomes (suite) L’ion Les éléments chimiques sont repartis en deux groupes Les donneurs d’e- : X - e- = X+ potentiel d’ionisation : PI Les accepteurs d’e- : X + e- = XÉlectronégativité: E I) Potentiels d’ionisation Possibilité pour un élément de perdre des e- de valence PI max pour les gaz rares Les éléments vont Prendre, par ionisation, la configuration du gaz rare correspondant Décrochements: e- appariés (plus d’énergie pour les arracher) Ca = [Ar] 4s2 perd les 2 e- 4s configuration de l’Ar = Ca2+ stable II) Electronégativité Possibilité pour un élément de capter des e- sur sa couche de valence Les gaz rares ont une électronégativité quasiment nulle Relation inverse de celle du potentiel d’ionisation Potentiel de première ionisation et électronégativité Comparaison entre les 1ers, seconds et troisièmes potentiels d’ionisation Taille de l’atome dépend du rayon atomique Comment le définir? De quels paramètres est il dépendant? Est il identique dans toutes les structures? I) Cas du solide métallique Des atomes de même nature partagent des liaisons Le rayon est la moitié de la distance interatomique Rayon atomique A A II) Cas du solide ionique Des ions de charges opposées sont liés La distance interatomique est la somme de deux rayons différents Cette distance est déterminée par une force électrostatique d’équilibre F = k (q+)(q-) / d2 Moteur de la liaison: couches externes complétées dans des paires d’atomes à forte différence d’électronégativité (NaCl, MgO) ·· Na+ [ ·· ] Cl ·· ·· · ·· Na· + ·· Cl ·· e- transféré de Na à Cl interaction électrostatique entre: - cations chargés positivement - anions chargés négativement Formation de LiF Equilibre des forces dans la liaison ionique Equilibre entre forces d’attraction et de répulsion d=do force nulle = équilibre Transfert électronique Chaque ion acquiert La structure du gaz rare Correspondant Na [Ne] 3s1 tend vers Ne Na+ Cl [Ne] 3s2 3p5 tend vers Ar Cl- Equilibre énergétique dans la liaison ionique Chaque force qui opère à une Distance d donnée produit une énergie Pour d= do l’énergie est minimale L’énergie du cristal est plus basse que l’énergie des mêmes éléments isolés Structure cristalline plus stable Rayon ionique Attention: la taille des ions n’est pas celle des atomes La stabilité des minéraux est régie par les lois de Pauling Equilibre entre les charges Rôle du degré d’oxydation sur le rayon ionique Beaucoup d’éléments dans les minéraux ont plusieurs degrés d’oxydation Ex: Manganèse, Fer, Chrome… suivant les conditions de synthèse du minéral PbS : Galène BaSO4: barytine rS2- = 0.172 nm Rayons ioniques pour différents états d’oxydation du Soufre Degrés d’ oxydation les plus courants Rôle du nombre de coordination sur le rayon ionique La coordinence d’un ion est égale au nombre d’atomes qui sont ses plus proches voisins et auxquels il est lié Dans le cas du cation = SON SITE Dans les minéraux silicatés, les cations sont liés en général à l’oxygène NaCl = sel gemme = halite Site octaédrique pour les deux éléments CaF2 = fluorine Site tétraédrique pour le fluor Site cubique pour le calcium Ex: ZnS
