Note - La Classe de M.Binne

Chimie 40S
Configuration et théorie atomique
Commençons avec quelques questions.
Quelle est votre image de la matière?
Quelle évidence existe pour supporter votre modèle?
Est-ce que notre modèle est complète?
La première tâche; Lisez l'article au sujet du développement du modèle
atomique et répondez aux questions.
Nous allons discutez en plus de détails certains des scientifiques et leurs
contributions à l'évolution du modèle.
Dalton
Thomson
Rutherford
Planck
Einstein
Bohr
de Broglie
1
John Dalton (1776 - 1844)
Il croyait que l'atome est une sphère indestructible. C'était la plus
petite particule qui pouvait conserver les propriétés de la matière.
La première théorie atomique moderne
Touts substances.....
Les atomes d’une même substance...
Les atomes de différents substances..
Les atomes de différents éléments se combinent en rapports simples qui
sont définis ou multiples.
Quel évidence existe qui supporte sa vue de la matière?
Quel sont les faiblesses de sa théorie?
2
J.J. Thomson (1856- 1940)
Basé sur les recherches de Faraday, de Crookes et d'autres il cherchait à
comprendre le lien entre la matière et l'électricité.
En 1897, Il travaillait avec une tube cathodique (produit un courant
d'électrons). Il voulait déterminer de quoi était formée la raie et comment
un modèle atomique pourrait l'expliquer.
Ses observations;
Ses conclusions;
Modèle de Plum-pudding (Gâteau au raisin)
3
Note: Il a trouvé la *relation entre la masse et la charge des électrons.
Millikan à ensuite découvert la charge d'un électron qui nous a permis de
calculer sa masse.
*e/m = 1,76 X 108 coulombs/gramme (C/g)
Le coulomb est l'unité de charge. 1 électron possède une charge de 1,6x1019
C. On peut maintenant calculer la masse d'un électron.
calculs:
Pourquoi est-ce que cette modèle est supérieure à celui de Dalton?
Rutherford
Rutherford était un collègue de Thomson et voulait prouver le modèle. Il
avait fait deux découvertes très importantes en ce qui traite de l'atome.
En 1898-1902, la première découverte À l'Université McGill
-les substances radioactives émettent deux types de radiations: alpha (α)
et bêta (β). (1900, le Français Paul Villard identifie le rayon
gam m a (γ).)
- Les particules alpha (α)
- Les particules bêta (β)
-Les rayons gam m a (γ)
4
En 1911, la deuxième découverte.
Il voulait utiliser les particules alpha émis pour bombarder les atomes d'or.
L'intention était de supporter les conclusions de Thomson.
L'expérience:
Les conclusions et le nouveau modèle planétaire de Rutherford
5
Problèmes avec le modèle planétaire de Rutherford
1.
2.
Ceci nous mène vers un des grandes questions de ce jour; Pourquoi est-ce
que les métaux produisent des couleurs spécifiques quand ils sont chauffés
ou brulés.
La physique subit une explosion de découvertes au début du 20ième siècle.
On questionne les idées de Newton au sujet de la lumière.
On se demande au sujet de la relation entre l'énergie et la matière.
Pour expliquer l'atome et résoudre les problèmes du modèle de Rutherford,
Il faut comprendre un peu le comportement de la lumière.
Ici, on va mentionner les contributions de Planck et Einstein.
La Lumière (les ondes électromagnétique)
La spectroscopie:
Le spectre électromagnétique :
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Qu’est-ce que c’est une onde ?
Qu'est-ce que c'est une onde électromagnétique?
Une onde électromagnétique peut voyager dans une vide.
La Lumière (les ondes électromagnétique)
Est-ce que tous les ondes sont identiques et contiennent le même montant
d’énergie?
Non !!!!! L’onde dépend sur ;
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Les termes à savoir
la longueur d'onde
l'amplitude
la fréquence
la période
La relation entre la fréquence et la période et la longueur d’onde
Pour les ondes électromagnétiques la vitesse est constante. Elles voyagent
tous à "c" (la constante de la vitesse de la lumière).
c=
Notez dans les diagrammes que si la fréquence augmente, la longueur
d'onde devient plus petite.
On dit que
λ est
à
υ.
La relation qui nous permet de calculer la longueur d'onde sachant la
fréquence dépend de la vitesse "c".
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Exemple:
Calculer la longueur d'onde si la fréquence d'une
onde électromagnétique est de 3 x 105Hz.
Calculer la fréquence d'un feu vert qui possède une
longueur d'onde de 580 nm.
Calculer la fréquence d'un rayon X qui possède une
longueur d'onde de 1 x 10-14m.
Le spectre électromagnétique
Le spectre visible
Est-ce que tout les différentes longueurs d'ondes possède le même
montant d'énergie?
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La relation entre la longueur d'onde et la fréquence
1900-1905 Max Planck
Il étudiait la relation entre la matière et l'énergie. Il a déterminé que
les atomes absorbaient l'énergie en multiples ou groupe d'énergie et
non pas de façon continue.
Il commença un nouveau domaine d'étude qui s'appelle la physique
quantique.
un q uantum:
un p hot o n :
Les calculs d'énergie émis ou absorbé par un photon.
Eα
E=
h = le constante de Planck
h=
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Un seul photon est extrêmement petit impossible à isoler comme un
atome. On les groupes en moles.
Donc pour un mole de photons on multiplierait la constante de
Planck par le nombre d'Avogadro.
h = (6,626 x 10-34J.s)(6,023 x 1023photon/mole)
=
exemple: Quelle est l'énergie associé à une mole de photons de 525nm?
exemple: un rayon X libère 2,39 x 106 Kj/mole de photons. Quelle est la
fréquence et la longueur d'onde?
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Niels Bohr
Il trouva une solution aux problèmes du modèle de Rutherford en se
basant sur la théorie quantique.
•Pourquoi est-ce que les électrons ne spirales pas dans le noyau en
perdant graduellement de l'énergie?
•Pourquoi est-ce que les atomes qui sont stimulés par un ajout d'énergie
ne redonnent-ils pas la lumière blanche et tout le spectre
électromagnétique?
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O.K. on peu voir comment seulement certaines longueurs d'onde sont
émises mais pourquoi est-ce que chaque élément brûlent une différente
couleur?
Spectroscopie:
Spectre d'émission:
Spectre d'absorption:
* Il est complémentaire au spectre d'émission.
Le spectre atomique:
* Tous les spectres sont uniques comme notre ADN
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Le modèle de Bohr-Rutherford
Pour développer le modèle, Bohr à expliquer le
spectre d'émission d'Hydrogène.
14
15
Problèmes avec le modèle de Bohr
•Il ne fonctionne pas pour les atomes avec plus qu'un électron.
•Avec de meilleur équipement on pouvait les raies en plus petites raies très
rapprochés.
Qu'est-ce que ceci veut dire?
•Pour avoir des raies qui sont très proches ensembles il doit avoir des
changement d'énergie qui sont très semblables.
•Si on divise les niveaux énergétique dans les plus petit sous-niveaux on
peut expliquez le phénomène.
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Louis de Broglie
Finalement on trouve un explication. Il a dit....
Si la lumière peut avoir des propriétés des particules, les particules
peuvent avoir de propriétés des ondes.
•La dualité de la lumière;
DONC,
les électrons doivent avoir les propriétés
ondulatoires.
λ = h/mv
ex; Calculer la longueur d'onde si votre masse se déplace à
100m/s.
•Au lieu d'une orbite spécifique (BOHR), il à déterminer que les électrons
ont une haute probabilité de se trouver dans certaines régions.
Une orbitale;
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Le Principe d'incertitude de Heisenberg:
Schrödinger:
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Il y a une sorte de code postal pour nous indiquez la position.
•Ce sont une série de 4 numéros quantiques
n, l, m, et s
•n est le numéro le plus général et s le plus spécifique.
LES QUATRE NUMÉROS QUANTIQUES
n -
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l - le numéro quantique secondaire
•si on regarde de plus proche le niveau énergétique 'n' se divise en sousniveaux.
•les sous-niveaux dans quatre formes possibles...
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Les sous-niveaux correspond à certaines régions sur le tableau périodique.
S bloc
P bloc
d bloc
f bloc
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Pour revoir
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Si on enlève tous les électrons d'un élément et on les remet un à la fois,
quelle serait l'ordre de remplissage?
L’ordre de remplissage
•
•
•
•
23
La configuration électronique
1- Combien d'é faut-il décrire?
2- Dans quelle ordre les é remplissent-ils les nous-niveaux?
3- Dans quelle BLOC se trouve les derniers é?
H:
Na:
He:
Mg:
Li:
Al:
Be:
Si:
B:
P:
C:
S:
N:
Cl:
O:
Ar:
F:
Ne:
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Regardons au quatrième période. Attention au 'orbital overlap'.
K:
Ca:
Sc:
Ti:
V:
Cr:
Mn:
Fe:
Co:
Ni:
Cu:
Zn:
Ga:
Notez, la configuration raccourci;
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m - Le troisième numéro quantique (le numéro quantique magnétique)
On utilise les boîtes pour représenter les sous-orbitales 'm' pour
chaque valeur de 'l'.
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S - le spin magnétique
Les diagrammes à boîtes
•On utilise les boîtes pour
•Il y a deux règlements à suivre.
1) La règle de Hund:
2) Le principe d'exclusion de Pauli:
27
28
Les diagrammes à boîtes nous montrent visuellement les quatre numéros
quantiques. Nous allons l'utilisé pour écrire le code postal de chaque
électron du forme (n,l,m,s).
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Comment est-ce que les diagrammes à boîtes nous aident à
prédire les degrés d'oxydation?
o
o
o
Quel électron quitte en premier?
1) Tracez le diagramme à boîtes et identifie les électrons de
valence.
2) Est-ce qu'on veut remplir ou vider les orbitales?
3) Attention aux éléments de transition.
ex: oxygène
ex: Magnésium
ex: Arsenic
ex: Chlore
ex: Potassium
30
Les éléments de transition
31
Les Tendances Périodiques
1)
Le rayon atomique :
2)
Le rayon ionique :
3)
L’énergie d’ionisation :
4)
L'indice d'électronégativité :
Note: La force électrique a une grande influence sur les tendances
périodiques.
C'est la force électrique du noyau positive qui garde les
électrons dans les orbitales. Les facteurs qui influence cette
force sont;
•Le
.
•La
.
•La
.
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Tendances du Rayon Atomique
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II) Les tendances des Rayon Ioniques
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La grandeur relative
Mettez les atomes ou ions en ordre croissant de grandeur (plus
petit au plus gros).
ex: Ne est la plus petite car il a moins de
couches et est au côté droite du tableau. Ceci
veut dire qu'il à une charge nucléaire
relativement forte. Na est le prochain. Il a le
même nombre de couches que Mg mais sa
charge nucléaire est plus faible.
Donc; Ne, Na, Mg
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III) L'énergie d'ionisation
Tendances
i.
L'énergie d'ionisation
.
ii.
L'énergie d'ionisation
.
Pourquoi?
1. La charge nucléaire:
2.
Le rayon atomique:
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3. L’effet écran:
4. Les sous-niveaux remplis ou demi-remplis:
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(IV) Indice d'électronégativité
déf'n;
• C'est basé sur l'observation de la distribution des électrons
dans un grand nombre de liaisons. Il met en ordre la force
relative de tous les atomes sur le tableau périodique.
•
Il
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On utilise la différence entre les valeurs
d'électronégativité de deux éléments dans un
composé pour prédire le type de liaison chimique;
La différence d’électronégativité et la polarité de la liaison
chimique
Liaison prédit
Différence
d’électronégativité
0,0 – 0,4
Exemples
0,4 – 1,0
SCl2
1,0 –2,0
CaS
Plus que 2,0
KCl
O2
Quelle liaison se forme dans les composés suivants?
a) LiF
b)NaCl
c) Cl2
d) CO
e) H2O
f) TeCl2
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