Cours CH1 Structure électronique des atomes David Malka MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret www.david-malka-mpsi.fr MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes Table des matières 1 L’atome et l’élément chimique 1.1 Les différents modèles de l’atome . . . 1.2 Constitution de l’atome . . . . . . . . 1.3 L’élément chimique . . . . . . . . . . . 1.4 Masse molaire d’un élément chimique . 1.5 Un peu de vocabulaire . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1 1 1 1 1 2 2 Modèle en couches de l’atome 2.1 Orbitales atomiques : nombres quantiques n, l, ml . . . . . . . . . . . . 2.1.1 Solutions de l’équation de Schrödinger . . . . . . . . . . . . . . 2.1.2 Orbitales atomiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.2 Description d’un état électronique : nombres quantiques (n, l, ml , ms ) 2.2.1 Le nombre quantique principal n . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.2.2 Le nombre quantique secondaire l . . . . . . . . . . . . . . . . 2.2.3 Le nombre quantique tertiaire ou magnétique ml . . . . . . . . 2.2.4 Le spin de l’électron . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.2.5 Etat quantique d’un électron . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2 2 2 2 3 3 3 4 4 4 3 Configuration électronique d’un atome 3.1 Règle de Hund . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3.2 Règle de Klechkowski . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3.3 Principe d’exclusion de Pauli . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3.4 Configuration électronique d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . 3.4.1 Détermination de la configuration électronique d’un atome 3.4.2 Electrons de valence . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3.4.3 Electrons de cœur . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4 5 5 5 6 6 6 7 4 Configuration électronique d’un ion 4.1 Anion . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.2 Cation . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4.3 Stabilité d’un ion . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7 7 8 8 5 Absorption et émission de lumière par un atome 5.1 Etat excité d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.2 Absorption d’un photon par un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5.3 Émission spontanée d’un photon par un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9 9 9 9 6 La classification périodique 6.1 Construction . . . . . . . . . 6.2 Structure . . . . . . . . . . . 6.2.1 Périodes (lignes) . . . 6.2.2 Familles (colonnes) . . 6.2.3 Métaux et non métaux . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7 Électronégativité d’un élément chimique 7.1 Importance de l’électronégativité . . . . . . . . . . 7.2 Électronégativité (χ) . . . . . . . . . . . . . . . . . 7.3 Evolution dans la classification périodique . . . . . 7.3.1 Mise en évidence expérimentale . . . . . . . 7.3.2 Evolution dans la classification périodique . 7.3.3 Electronégativité et propriétés redox . . . . 7.3.4 Interprétation de la classification périodique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . par la configuration électronique des . . . . . 10 10 10 10 11 11 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . atomes 11 11 12 12 12 12 12 13 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Table des figures 1 2 3 4 Nombre quantique l . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Niveaux d’énergie rangé par ordre croissant selon la règle de Saturation des sous-couches électroniques . . . . . . . . . . Excitation d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . www.david-malka-mpsi.fr . . . . . . . . Klechkowski . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3 5 6 9 1 5 6 7 8 9 10 Désexcitation d’un atome . . . . . . . . Spectre d’émission de l’hydrogène . . . . Familles à connaître . . . . . . . . . . . Métaux et non métaux . . . . . . . . . . Evolution grossière de l’électronégativité Périodicité de l’électronégativité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10 10 11 11 12 13 Capacités exigibles 1. Utiliser un vocabulaire précis : élément, atome, corps simple, espèce chimique, entité chimique. 2. Déterminer la longueur d’onde d’une radiation émise ou absorbée à partir de la valeur de la transition énergétique mise en jeu, et inversement. 3. Établir un diagramme qualitatif des niveaux d’énergie électroniques d’un atome donné. 4. Établir la configuration électronique d’un atome dans son état fondamental (la connaissance des exceptions à la règle de Klechkowski n’est pas exigible). 5. Déterminer le nombre d’électrons non appariés d’un atome dans son état fondamental. 6. Prévoir la formule des ions monoatomiques d’un élément. 7. Relier la position d’un élément dans le tableau périodique à la configuration électronique et au nombre d’électrons de valence de l’atome correspondant. 8. Positionner un élément dans le tableau périodique et reconnaître les métaux et non métaux. 9. Situer dans le tableau les familles suivantes : métaux alcalins, halogènes et gaz nobles. 10. Citer les éléments des périodes 1 à 2 de la classification et de la colonne des halogènes (nom, symbole, numéro atomique). 11. Mettre en œuvre des expériences illustrant le caractère oxydant ou réducteur de certains corps simples. 12. Élaborer ou mettre en œuvre un protocole permettant de montrer qualitativement l’évolution du caractère oxydant dans une colonne. 13. Relier le caractère oxydant ou réducteur d’un corps simple à l’électronégativité de l’élément. 14. Comparer l’électronégativité de deux éléments selon leur position dans le tableau périodique. MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret 1 D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes L’atome et l’élément chimique Objectif(s) Connaître la constitution d’un atome et les ordres de grandeurs inhérents. Décrire la matière atomique avec un vocabulaire appropriée. 1.1 Les différents modèles de l’atome Les modèles de l’atome https://vimeo.com/davidmalka/ch11 1.2 Constitution de l’atome L’atome est constitué d’un noyau et de son cortège électronique. Il est globalement neutre. N Le noyau comprend A nucléons : Z protons + N neutrons. On note : A ZX . A est appelé nombre de masse, Z est appelé numéro atomique. 6 Exemple : Le carbone 12 contient 6 protons et 6 neutrons. On le note 12 6 C ou plus simplement L’atome est électriquement neutre : il contient donc autant d’électrons que de protons. 12 C. Ordre de grandeur diamètre masse charge atome ∼ 1 × 10−10 m ∼ 10 g · mol−1 0 noyau ∼ 1 × 10−14 m ∼ 10 g · mol−1 Ze proton ∼ 1 × 10−15 m 1,66 × 10−27 kg e neutron ∼ 1 × 10−15 m 1,66 × 10−27 kg 0 électron − 9,1 × 10−31 kg −e Charge élémentaire : e = 1,6 × 10−19 C. 1.3 L’élément chimique L’élément chimique Un élément chimique est défini par son numéro atomique. Exemple : l’ion cuivre(II) Cu2+ et l’atome de cuivre Cu sont deux espèces chimiques correspondant à l’élément cuivre. Deux atomes peuvent différer par le nombre de nucléons du noyau, c’est-à-dire par leur nombre de masse : on les appelle isotopes. Exemple : 238 U 92 et 235 U 92 sont deux isotopes de l’élément uranium U . Conservation des éléments chimiques Au cours d’une transformation chimique, il y a conservation des éléments chimiques. 1.4 Masse molaire d’un élément chimique Masse molaire La masse molaire atomique M d’un élément chimique est la masse d’une mole1 de cet élément chimique pris dans son état atomique. www.david-malka-mpsi.fr 1 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes R A l’état naturel, les éléments existent sous différentes formes isotopiques. Pour calculer la masse molaire naturelle d’un élément, il faut calculer la moyenne des masses relatives à chaque isotope pondérée par leur abondance naturelle. 1.5 Un peu de vocabulaire Entités chimiques : les atomes, les ions, les molécules sont des entités chimiques. Élément chimique : regroupe l’ensemble des entités chimiques caractérisées par le même nombre Z de protons dans leurs noyaux respectifs. Espèce chimique : une espèce chimique est un ensemble d’entités chimiques identiques. Corps simple/ corps composé : un corps simple est une entité constitué d’atomes d’un même élément (ex : H2 ), par opposition à un corps composé, constitué d’atomes de plusieurs éléments (ex : CO2 ). 2 Modèle en couches de l’atome Objectif(s) Savoir qu’une orbitale atomique peut-être caractérisée par un triplet de nombre entiers (n, l, ml ). Savoir que l’état électronique d’un électrons peuplant une orbitale est définit par les quatre nombres quantiques (n, l, ml , ms ). Connaître les dénominations et les valeurs autorisées pour ces nombres. 2.1 2.1.1 Orbitales atomiques : nombres quantiques n, l, ml Solutions de l’équation de Schrödinger En 1926, Schrödinger propose que l’état de l’électron d’un atome est décrit par une fonction d’onde ψ vérifiant l’équation de Schrödinger. ∂ψ = Hψ ∂t avec H est l’opérateur énergie, appelé hamiltonien du système. ih̄ 2.1.2 Orbitales atomiques On montre que l’état d’un électron atomique est peut-être décrit par une fonction de la forme : ψn,l,ml (r, θ, φ) = Rn,l (r )ϕl,ml (θ, φ) avec r, θ et φ les coordonnées sphériques repérant la position d’un point de l’espace. Les nombres n, l et m sont des entiers dont seules certaines valeurs sont autorisées. Ceci est discuté par la suite. Le module au carré de la fonction d’onde |ψn,l,ml (r, θ, φ)|2 représente la densité de probabilité de trouver l’électron au point de l’espace de coordonnées (r, θ, φ). Contrairement à la description classique, l’électron n’est plus localisé dans l’espace ! Il n’a plus d’orbite définie. On parle d’orbitales atomiques. On distingue la partie radiale Rn,l (r ) qui traduit la densité de probabilité de trouver l’électron à une distance r du noyau et la partie angulaire φl,ml (θ, φ) qui traduit la densité de probabilité de trouver l’électron dans la direction (θ,ϕ) de l’espace. La notion d’orbitale atomique* (facultative) https://vimeo.com/davidmalka/ch12 Caractérisation d’une orbitale On retiendra qu’il suffit de connaître les nombres quantiques (n, l, ml ) pour décrire la fonction d’onde d’espace ψn,l,ml d’un électron c’est-à-dire son orbitale atomique. 1. 1 mole contient NA ≈ 6, 02.1023 entités. NA est appelé Nombre d’Avogadro. www.david-malka-mpsi.fr 2 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret 2.2 D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes Description d’un état électronique : nombres quantiques (n, l, ml , ms ) Nous allons voir que l’état d’un électron atomique est décrit par quatre nombres quantiques : — le triplet (n, l, ml ) qui définit l’orbitale atomique occupée par l’électron, — le nombre ms lié à une propriété physique de l’électron appelé spin 1 . Le modèle en couches https://vimeo.com/davidmalka/ch13 2.2.1 Le nombre quantique principal n Le nombre quantique principal n est l’entier qui définit en priorité l’énergie. Plus n est élevé plus l’énergie de l’électron occupant l’orbitale est élevée. C’est le nombre n du modèle de Bohr 2 . n ≥ 1, n ∈ N Le nombre n définit aussi la taille de l’orbitale c’est-à-dire la distance moyenne de l’électron qui l’occupe au noyau. Couche électronique n Le nombre quantique principal n définit une couche électronique de l’atome. 2.2.2 Le nombre quantique secondaire l Le nombre quantique secondaire l est lié au moment cinétique orbital L de l’électron et pour partie à son énergie. q L = l (l + 1) h̄ avec 0 ≤ l ≤ n − 1, l ∈ N Le nombre l traduit également la forme de l’orbitale occupé par l’électron. A la couche électronique n correspondent n sous niveaux d’énergie En,l qu’on désigne par une lettre fig.1. l sous-couche 0 s 1 p 2 d 3 f 4 g 5 h ... ... Figure 1 – Nombre quantique l Exemple : La couche n = 3 contient trois sous-couches électroniques de moments cinétiques respectifs l = 0, l = 1, l = 2 qu’on note 3s, 3p et 3d. Dans le cas général, l’énergie associée à l’orbitale dépend de l. Ce n’est pas le cas pour l’atome d’hydrogène pour lequel les sous-couches 2s et 2p ont, par exemple, même énergie. On dit que les niveaux d’énergie sont dégénérés. Sous-couche électronique (n, l ) Le couple (n, l ) définit une sous-couche électronique. 1. Le spin d’un électron, et plus largement d’une particule, le caractérise de la même façon que sa masse ou sa charge par exemple. 2. Voir cours M6. www.david-malka-mpsi.fr 3 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes Application 1 Donner les sous-couches électroniques comprises dans la couche n = 4. Réponse Pour n = 4, les valeurs autorisées de l sont 0,1,2,3. On note alors les sous-couches électroniques comprises dans la couche n = 4 : 4s, 4p, 4d et 4f 2.2.3 Le nombre quantique tertiaire ou magnétique ml Le nombre quantique ml est entier relatif qui traduit la quantification de la projection du moment cinétique orbital suivant un axe de référence Oz. ml traduit l’orientation de l’orbitale. A l fixé, ml peut prendre 2l + 1 valeurs : Lz = ml h̄ avec − l ≤ ml ≤ l, ml ∈ Z Application 2 Combien d’orbitales une sous-couche électronique 2p contient-elle ? Réponse p correspond à l = 1. Les valeurs autorisées de ml sont −1, 0 et 1 donc il y a trois orbitales dans la sous-couche électronique 2p. De même pour la sous-couche 3p, 4p,. . . En l’absence de champ magnétique ml n’intervient pas dans l’énergie de l’électron. Orbitale électronique (n, l, ml ) Le triplet (n, l, ml ) définit une orbitale électronique. 2.2.4 Le spin de l’électron L’électron possède une propriété intrinsèque, au même titre que sa charge, appelé spin S. Le spin a la dimension d’un moment cinétique. q S = s(s + 1) h̄ Pour l’électron, s = 1 2 et des expériences ont montré que sa projection Sz est quantifiée : Sz = ms h̄ avec ms = ± 1 2 On parle de spin up ↑ (s = 21 ) et down ↓ (s = − 12 ). 2.2.5 Etat quantique d’un électron Etat quantique d’un électron L’état quantique d’un électron est entièrement déterminé par la donnée du quadruplet (n, l, ml , ms ). 3 Configuration électronique d’un atome Objectif(s) Savoir appliquer les règles de Hund et de Klechkowski ainsi que le principe de Pauli pour déterminer la configuration électronique d’un atome dans son état fondamental. Connaître la limite de saturation des différentes sous-couches électroniques s, p, d, . . . www.david-malka-mpsi.fr 4 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes Nous proposons un modèle simple où seulement trois règles permettent de déterminer la configuration électronique d’un atome dans son état fondamental : — la règle de Hund, — la règle de Klechkowski, — le principe de Pauli. Il existe quelques exceptions à la méthode présentée ici. Elles seront discutées lorsqu’elles se présenteront. R Règle de Hund, règle de Klechkowski et principe de Pauli https://vimeo.com/davidmalka/ch14 3.1 Règle de Hund La règle de Hund permet de déterminer les orbitales occupées par des électrons pour un atome dans son état fondamental. Etat fondamental d’un atome On appelle état fondamental d’une atome (et plus généralement d’un système), son état de plus basse énergie. Règle de Hund Dans l’état fondamental d’un atome, les électrons remplissent les niveaux d’énergie par énergie croissante. Pour des niveaux d’énergie dégénérés a , les électrons en occupent le maximum avec des spins parallèles. a. i.e. de même énergie 3.2 Règle de Klechkowski La règle de Klechkowski permet d’ordonner les niveaux d’énergie. Règle de Klechkowski L’énergie d’une orbitale croît lorsque n + l croît. A n + l fixé, l’énergie croît avec n. On peut retenir plus facilement L’ordonnancement des niveaux d’énergie suivant la règle de Klechkowski à l’aide du schéma fig.2. 1s 2s 3s 4s 5s 2p 3p 3d 4p 4d 4f 5p 5d 5f 5g Figure 2 – Niveaux d’énergie rangé par ordre croissant selon la règle de Klechkowski 3.3 Principe d’exclusion de Pauli Principe de Pauli Deux électrons ne peuvent pas être dans le même état quantique. www.david-malka-mpsi.fr 5 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes Ainsi, une orbitale (n, l, ml ) ne peut contenir que deux électrons : un de spin up, l’autre de spin down. Application 3 Combien d’électrons la sous-couche électronique 3d peut-elle accueillir ? Réponse Dans la sous-couche 3d, l = 2. Elle comprend donc 5 orbitales correspondant aux valeurs −2, −1, 0, 1 et 2 de ml . Chaque orbitale peut accueillir au plus 2 électrons en vertu du principe de Pauli. Finalement, la sous-couche 3d peut accueillir 10 électrons. Pour les autres sous-couche : fig.3. l sous-couche saturation 0 s 2 1 p 6 2 d 10 3 f 14 4 g 18 ... ... ... Figure 3 – Saturation des sous-couches électroniques 3.4 Configuration électronique d’un atome 3.4.1 Détermination de la configuration électronique d’un atome Pour déterminer la configuration électronique d’un atome dans son état fondamental : — On dénombre les électrons de l’atome. — On classe les sous-couches électroniques suivant de la règle de Klechkowski. — On les remplit suivant la règle de Hund. — Le principe de Pauli permet de déterminer combien d’électrons peut accueillir une sous-couche électronique. Exemple : Quelques exemples de configuration électronique d’atome dans leur état fondamental. Carbone (Z=6) C : 1s2 2s2 2p2 Sodium (Z=11) Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 Fer (Z=26) Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 B Pour les métaux de transition tel que le fer de couche de valence du type (n − 1)d ns, une fois remplies, la sous-couche ns est plus énergétique que la sous-couche (n − 1)d. Il faut donc corriger la règle de Klechkowski et permuter ces deux sous-couches lorsqu’on écrit la configuration électronique de l’atome. Déterminer la configuration électronique d’un atome https://vimeo.com/davidmalka/ch15 Application 4 Déterminer les configurations électroniques de l’argon Ar (Z = 18) et du fluor (Z = 9). Réponse Ar : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 F : 1s2 2s2 2p5 3.4.2 Electrons de valence Electrons de valence Les électrons de valence d’un atome sont les électrons occupant les orbitales de nombre quantique principal n le plus élevé et/ou les orbitales insaturées. www.david-malka-mpsi.fr 6 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes Les électrons de valence https://vimeo.com/davidmalka/ch16 Exemple : C : 1s2 2s2 2p2 Les électrons des couches 2s et 2p sont les électrons de valence de l’atome de carbone. Le carbone possède donc quatre électrons de valence. Application 5 Combien d’électrons de valence, l’atome d’oxygène possède-t-il ? Sur quelle(s) orbitales les électrons de valence du fer se trouvent-ils ? Réponse O : 1s2 2s2 2p4 donc 6 électrons de valence Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 donc 8 électrons de valence. Au cours d’une réaction chimique, seuls les électrons de valence sont mis en jeu. Ce sont donc les électrons de valence d’un atome qui expliquent les propriétés chimiques d’un élément chimique. 3.4.3 Electrons de cœur Les électrons qui n’appartiennent pas aux orbitales de valence sont appelés électrons de cœur. Les électrons de cœur sont plus proches du noyau et donc lui sont plus fortement liés que les électrons de valence. 4 Configuration électronique d’un ion Objectif(s) Savoir appliquer les règles de Hund et de Klechkowski ainsi que le principe de Pauli pour déterminer la configuration électronique d’un cation ou d’un anion. Prévoir la formule des ions monoatomiques d’un élément. Toutes les règles énoncées pour écrire la configuration électronique d’un atome se généralisent aux ions. La seule différence est que pour un anion, il faudra placer plus d’électrons sur les orbitales ; pour un cation, il faudra en retirer. 4.1 Anion Déterminer la configuration électronique d’un anion https://vimeo.com/davidmalka/ch17 La méthode est la même que pour les atomes mais il faut placer les électrons supplémentaires que possède l’anion. F− Exemple : Configuration électronique de l’ion fluorure F − . Il faut placer 9+1 soit 10 électrons. : 1s2 2s2 p6 Application 6 Déterminer la configuration électronique de l’ion sulfure S 2− . www.david-malka-mpsi.fr 7 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes Réponse S 2− : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4.2 Cation Déterminer la configuration électronique d’un cation https://vimeo.com/davidmalka/ch18 On prend l’exemple de l’ion fer III F e3+ . 1. Ecrire la configuration électronique de l’atome associé, ici l’atome de fer F e. F e : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 2. On retire les électrons les plus énergétique c’est-à-dire ici les plus externe soit ceux de la sous-couche 4s. 3. On retire un électron de la sous-couche immédiatement inférieur : la sous-couche 3d 4. Finalement : F e3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s0 soit F e3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 Application 7 Déterminer la configuration électronique de l’ion sodium N a+ . Réponse N a+ : 1s2 2s2 2p6 4.3 Stabilité d’un ion Quel ion stable un élément forme-t-il ? https://vimeo.com/davidmalka/ch19 Les exemples précédents tendent à montrer que les ions stables formés par les éléments chimiques possèdent la configuration électronique du gaz noble le plus proche. Exemple : L’ion fluorure F − : 1s2 2s2 2p6 à la même configuration électronique que le néon N e : 1s2 2s2 2p6 . Stabilité des ions Un atome tend à gagner ou perdre des électrons de façon à acquérir une structure électronique identique à celle du gaz noble le plus proche dans la classification périodique. Application 8 Quel ion stable le béryllium Be (Z = 4) est-il susceptible de former ? Réponse Be2+ de configuration électronique 1s2 identique à celle de l’atome d’hélium. www.david-malka-mpsi.fr 8 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret 5 5.1 D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes Absorption et émission de lumière par un atome Etat excité d’un atome Etat excité d’un atome On appelle état excité d’un atome, un état de l’atome de plus haute énergie que l’état fondamental. 5.2 Absorption d’un photon par un atome Les niveaux d’énergie d’un atome sont discrets. Plus précisément, chaque orbitale à une énergie particulière (voir règle de Klechkowski). Un électron dans une orbitale donnée, d’énergie En , peut éventuellement accéder à une autre orbitale d’énergie Em supérieur si on lui communique la différence d’énergie entre les orbitales. Cette énergie peut-être apportée par un photon. L’énergie Eν = hν du photon incident doit alors vérifier la condition : 3 : hν = Em − En Em hν En Figure 4 – Excitation d’un atome Au cours de la transition, le photon est absorbé par l’électron. Il y a conservation de l’énergie. L’atome est alors dans un état excité. 5.3 Émission spontanée d’un photon par un atome Lorsqu’un atome est dans un état excité, il n’y demeure pas éternellement. A chaque instant, il existe une probabilité de relaxation de l’atome vers son état fondamental par transition d’un électron d’une orbitale de haute énergie Em vers une orbitale de moins haute énergie En . Cette probabilité est d’autant plus grande qu’on attend longtemps. On dit que l’atome se désexcite (fig.5). Cette transition électronique d’un orbitale à l’autre s’accompagne de l’émission d’un photon d’énergie Eν = hν vérifiant : hν = Em − En Ce sont ces transitions radiatives et la structure discrète des états atomiques qui explique le spectre de raies des atomes (fig.6). 3. En fait, la transition ne se fait qu’avec une certaine probabilité (parfois nulle !). La condition hν = Em − En est nécessaire mais non suffisante. www.david-malka-mpsi.fr 9 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes Em hν En Figure 5 – Désexcitation d’un atome Figure 6 – Spectre d’émission de l’hydrogène 6 La classification périodique Objectif(s) Savoir relier la position d’un élément dans le tableau périodique à la configuration électronique et au nombre d’électrons de valence de l’atome correspondant. Savoir positionner un élément dans le tableau périodique et reconnaître les métaux et non métaux. Savoir situer dans le tableau les métaux alcalins, les halogènes et les gaz nobles. Connaître les éléments des périodes 1 à 4 de la classification et de la colonne des halogènes, des alcalins, des gaz nobles (nom, symbole, numéro atomique). 6.1 Construction Les éléments sont classés par numéros atomiques croissants2 et rangés en colonnes de façon à ce que les éléments d’une même colonne présentent des propriétés chimique analogues. 6.2 6.2.1 Structure Périodes (lignes) Période On appelle couche de valence la couche électronique la plus éloignée du noyau. Elle joue un rôle fondamental dans les propriétés physiques et chimiques de l’élément. Les éléments d’une même période ont même couche de valence. 2. Historiquement, Mendeleiev les classa par masse molaire atomique croissante et opéra quelques interversions. www.david-malka-mpsi.fr 10 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret 6.2.2 D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes Familles (colonnes) Familles d’éléments Les éléments d’une même famille ont le même nombre d’électrons sur leur couche de valence. Il en résulte des propriétés chimiques analogues. Colonne Famille Exemple Valence 1 Alcalins Na, K 1 2 Alcalino-terreux Mg, Ca 2 16 Chalcogènes O, S 6 17 Halogènes Cl, Br, I 7 18 Gaz nobles Ne, Ar 8 Figure 7 – Familles à connaître 6.2.3 Métaux et non métaux Répartition dans la classification périodique : fig.8. TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS 2 3 4 3 19 23,0 12 K 4 39,1 Potassium 37 85,5 Rb Rubidium 55 6 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Be Symbole atomique Béryllium 24,3 132,9 Césium (223) Fr Francium M X 20 40,1 5 Ca Calcium 38 87,6 Sr 137,3 Baryum 88 45,0 Sc (226) 22 88,9 Y Yttrium 57 138,9 Lanthane 47,9 Ti Titane Scandium 39 27,0 14 C 40 91,2 23 50,9 V 24 92,9 25 54,9 Chrome 42 95,9 72 178,5 Hf Hafnium Niobium 73 180,9 Ta Tantale 55,8 27 101,1 45 Molybdène (98) 74 183,8 W Tungstène 44 186,2 28 Ni Actinium Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (1834 – 1907) est un chimiste russe connu pour ses travaux sur la classification périodique des éléments. En 1869, il publia une première version de son tableau périodique des éléments appelé aussi tableau de Mendeleïev. Il déclara que les éléments chimiques pouvaient être arrangés selon un modèle qui permettait de prévoir les propriétés des éléments non encore découverts. Al 46 Dubnium 140,1 Ce Cérium Seaborgium 59 28,1 Si Silicium 31 47 107,9 112,4 49 76 190,2 Re Os 77 Ir 78 195,1 Pt 80 200,6 81 (272) 112 Au Hg Mercure Or (269) 111 Gallium 114,8 In Indium Cadmium 197,0 79 Platine Iridium Osmium Rhénium 192,2 69,7 Zinc 48 Argent Palladium Rhodium 140,9 231,0 Th Pa Thorium 60 144,2 61 Ununnillium Meitnerium Hassium Bohrium (145) 62 150,4 63 152,0 N 32 72,6 14,0 204,4 Tl Thallium P 31,0 33 74,9 64 157,4 65 158,9 Étain Arsenic 82 207,2 Pb Plomb 51 121,8 Sb Antimoine Bi Bismuth 162,5 67 164,9 S 32,1 79,0 Se Sélénium 52 127,6 Te Po Polonium 35,5 18 F Cl 35 79,9 Br Brome 53 I 126,9 (210) At Astate 69 168,9 36 83,8 Kr Krypton 54 131,3 Xe Xénon 86 (222) Rn Radon Uuo Ununoctium Ununhexium 167,3 39,9 Argon 118 Uuh 68 Néon Ar Iode 85 20,2 Ne Chlore Tellure (209) 10 Fluor 17 Soufre 34 19,0 116 Uuq Ununquadium 66 O 9 Oxygène 16 83 209,0 84 114 (277) Ununbium Unununium 118,7 Sn 16,0 Phosphore Germanium 50 8 Azote 15 Cu Zn Ga Ge As Cuivre 106,4 65,4 30 7 70 173,0 71 175,0 Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Praséodyme 90 232,0 91 7 63,5 Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub Rutherfordium 58 6 29 Nickel Cobalt 102,9 58,7 Ru Rh Pd Ag Cd Ruthénium Technétium 75 58,9 Co Fer Manganèse 43 Zr Nb Mo Tc Zirconium 26 Cr Mn Fe Vanadium 41 52,0 12,0 Carbone Bore 13 89 (227) 104 (261) 105 (262) 106 (266) 107 (264) 108 (269) 109 (268) 110 Ra Ac Radium 6 Aluminium Strontium 56 10,8 B Famille Nom 21 4,0 He Hélium Masse molaire atomique (g.mol-1) Magnésium Cs Ba La 87 7 Z 9,0 Na Mg Sodium 5 7 2 4 Lithium 11 3 6 Numéro atomique 6,9 Li 2 5 1,0 H Hydrogène Protactinium Néodyme Prométhium 92 238,0 93 (237) Samarium 94 (244) Europium 95 Gadolinium (243) 96 (247) Terbium 97 (247) Np Pu Am Cm Bk U Uranium Neptunium Élément solide Plutonium Américium Curium Berkélium Dysprosium 98 (251) Cf Californium Holmium 99 (254) Erbium Thulium Ytterbium Lutétium 100 (257) 101 (258) 102 (259) 103 (260) Es Fm Md No Lw Einsteinium Fermium Mendélévium Nobélium Lawrencium opixido 1 1 1 Élément ent artifi rtificiel Élément liquide Élément gazeux Métaux alcalins Métaux Métaux de Lanthanides Actinides alcalinotransition terreux Famille Nonmétaux Métaux pauvres Halogènes Gaz rares http://www.science.gouv.fr Figure 8 – Métaux et non métaux 80% des corps simples des éléments de la classification périodique sont des métaux. Ce sont des solides cristallins caractérisés par leur bonnes conductivités thermique et électrique, leur caractère réfléchissant (« l’éclat métallique »), malléable et ductile. On distingue les métaux alcalins (ex : N a, bloc s), les métaux alcalino-terreux (ex : Ca, bloc s), les métaux de transitions (ex : Cu, F e, bloc d), et les métaux pauvres (ex : P b, Ge, bloc p). Voir le tableau périodique. 7 Électronégativité d’un élément chimique Objectif(s) Savoir relier le caractère oxydant ou réducteur d’un corps simple à l’électronégativité de l’élément. Savoir comment évolue grossièrement l’électronégativité des éléments dans le tableau périodique et ainsi comparer l’électronégativité de deux éléments selon leur position dans ce tableau. 7.1 Importance de l’électronégativité La valeur de l’électronégativité permet de prédire : — — — — — La nature des éléments : métaux et non-métaux, Les degrés d’oxydation (D.O.), Le type des liaisons engagées entre éléments, L’ionicité d’une liaison, L’acido-basicité des oxydes. www.david-malka-mpsi.fr 11 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret 7.2 D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes Électronégativité (χ) L’électronégativité L’électronégativité χ d’un élément chimique quantifie sa propension à s’ « approprier » des électrons. 7.3 7.3.1 Evolution dans la classification périodique Mise en évidence expérimentale Voir TPCH1. Caractère réducteur d’un élément chimique On dit qu un élément chimique a un caractère réducteur s’il cède facilement un ou plusieurs électrons. Les alcalins sont de puissants réducteurs. Caractère oxydant d’un élément chimique On dit qu un élément chimique a un caractère oxydant s’il gagne facilement un ou plusieurs électrons. Les halogènes sont de puissants oxydants. 7.3.2 Evolution dans la classification périodique Evolution dans la classification périodique : voir fig.9 et fig.10. On constate que, grossièrement, l’électronégativité augemente lorsqu’on Z augmente suivant une période et diminue fortement à chaque changement de période. TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS 2 3 4 3 19 23,0 12 K 4 39,1 Potassium 37 85,5 Rb Rubidium 55 6 Be Symbole atomique Béryllium 24,3 8 9 132,9 Césium (223) Fr Francium M 10 11 12 13 14 15 16 17 18 X 5 40,1 Ca Calcium 38 87,6 Sr 137,3 Baryum 88 (226) 21 45,0 Sc 22 88,9 Y Yttrium 57 138,9 Lanthane 47,9 Ti Titane Scandium 39 27,0 14 C 40 91,2 23 50,9 V 24 92,9 25 54,9 Chrome 42 95,9 72 178,5 Hf Hafnium Niobium 73 180,9 Ta Tantale 55,8 27 101,1 45 (98) Molybdène 74 183,8 W Tungstène 44 102,9 58,7 Ni Actinium Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (1834 – 1907) est un chimiste russe connu pour ses travaux sur la classification périodique des éléments. En 1869, il publia une première version de son tableau périodique des éléments appelé aussi tableau de Mendeleïev. Il déclara que les éléments chimiques pouvaient être arrangés selon un modèle qui permettait de prévoir les propriétés des éléments non encore découverts. Al 46 Rutherfordium Dubnium 140,1 Ce Cérium Seaborgium 59 28,1 Si 31 112,4 49 Rhodium 76 190,2 Re Os 77 Ir Iridium Osmium Rhénium 192,2 47 107,9 195,1 Pt 80 200,6 81 (272) 112 Mercure Or 114,8 In Indium Cadmium Au Hg 111 Gallium 197,0 79 Platine (269) 69,7 Zinc 48 Argent Palladium 78 140,9 231,0 Th Pa Thorium 60 Meitnerium Hassium Bohrium 144,2 61 (145) 62 150,4 Ununnillium 63 152,0 N Silicium 32 72,6 14,0 204,4 Tl Thallium P 31,0 33 74,9 64 157,4 65 158,9 Arsenic Étain 82 207,2 Pb Plomb 51 121,8 Sb Antimoine Bi Bismuth 67 164,9 32,1 79,0 Se Sélénium 52 127,6 Te Po Polonium 18 Cl 35 79,9 Br Brome 53 I 126,9 (210) At Astate 167,3 69 168,9 39,9 Argon 36 83,8 Kr Krypton 54 131,3 Xe Xénon 86 (222) Rn Radon 118 Uuo Ununoctium Ununhexium 68 Néon Ar Iode 85 20,2 Ne Chlore Tellure (209) 35,5 F Fluor 17 Soufre 34 10 Uuh Ununquadium 162,5 S 19,0 116 Uuq 66 O 9 Oxygène 16 83 209,0 84 114 (277) Ununbium Unununium 118,7 Sn 16,0 Phosphore Germanium 50 8 Azote 15 Cu Zn Ga Ge As Cuivre 106,4 65,4 30 7 70 173,0 71 175,0 Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Praséodyme 90 232,0 91 7 63,5 Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub 58 6 29 Nickel Cobalt Ruthénium 186,2 28 Ru Rh Pd Ag Cd Technétium 75 58,9 Co Fer Manganèse 43 Zr Nb Mo Tc Zirconium 26 Cr Mn Fe Vanadium 41 52,0 12,0 Carbone Bore 13 89 (227) 104 (261) 105 (262) 106 (266) 107 (264) 108 (269) 109 (268) 110 Ra Ac Radium 6 Aluminium Strontium 56 10,8 B Famille Magnésium 20 4,0 He Hélium Masse molaire atomique (g.mol-1) Nom Cs Ba La 87 7 Z 9,0 Na Mg Sodium 5 7 2 4 Lithium 11 3 6 Numéro atomique 6,9 Li 2 5 1,0 H Hydrogène Protactinium Néodyme Prométhium 92 238,0 93 (237) Samarium 94 (244) Europium 95 Gadolinium (243) 96 (247) Terbium 97 (247) Np Pu Am Cm Bk U Uranium Neptunium Élément solide Plutonium Américium Curium Berkélium Dysprosium 98 (251) Cf Californium Holmium 99 (254) Erbium Thulium Ytterbium Lutétium 100 (257) 101 (258) 102 (259) 103 (260) Es Fm Md No Lw Einsteinium Fermium Mendélévium Nobélium Lawrencium opixido 1 1 1 Élément ent artifi rtificiel Élément liquide Élément gazeux Métaux alcalins Métaux Métaux de Lanthanides Actinides alcalinotransition terreux Famille Nonmétaux Métaux pauvres Halogènes Gaz rares http://www.science.gouv.fr Figure 9 – Evolution grossière de l’électronégativité Les halogènes sont très électronégatifs donc très oxydants. L’élément le plus électronégatif est le fluor F : χF = 4, 0 Les alcalins sont très peu électronégatif donc très réducteurs. L’élément le moins électronégatif est le césium Cs : χCs = 0, 7 7.3.3 Electronégativité et propriétés redox Electronégativité et propriétés redox Un élément chimique est d’autant plus oxydant qu’il électronégatif. Un élément chimique est d’autant plus réducteur qu’il est peu électronégatif. www.david-malka-mpsi.fr 12 MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes 4.5 4.0 Electronegativite 3.5 3.0 2.5 2.0 1.5 1.0 0.5 0.0 5 10 15 Z 20 25 30 35 Figure 10 – Périodicité de l’électronégativité 7.3.4 Interprétation de la classification périodique par la configuration électronique des atomes Classification périodique et configuration électronique https://vimeo.com/davidmalka/ch110 Application 9 Donner les configurations électroniques du lithium, du sodium, du potassium. Combien d’électrons de valence les alcalins possèdent-il ? Mêmes questions pour les halogènes. Réponse 1 électrons pour les alcalins et 7 électrons pour les halogènes. Configuration électronique et tableau périodique Les éléments d’une même famille ont même configuration électronique de valence. Les éléments d’une même période ont même configuration électronique de cœur. Application 10 A l’aide du tableau périodique seul, donner la configuration électronique de la couche de valence du strontium Sr. Réponse Le strontium appartient à la 5ème période donc sa couche de valence est n = 5. Il appartient à la deuxième colonne donc possède une couche de valence similaire au béryllium Be soit s2 . Finalement sa configuration électronique est [Kr ]5s2 . www.david-malka-mpsi.fr 13
