Programme de colles : semaine 10 du 30 novembre 2015

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Programme de colles : semaine 10 du 30 novembre 2015
Introduction à la chimie quantique
Chap I : Orbitales atomiques
I. Vers la chimie quantique
A. Spectre de l’atome d’Hydrogène ( Balmer 1885, Rydberg 1888)
B. Modèle de l’atome de Bohr (1913)
C. Principe d’incertitude d’Heisenberg (1926)
II. Equation de Schrödinger (et contribution de Born)
Complément culturel (mémorisation non exigible) : On donne une idée de la genèse de cette équation en partant de
la relation de de Broglie (p=h/) et de l’hypothèse des ondes stationnaires injectées dans l’équation de d’Alembert
Interprétation de Born de la fonction d’onde : son module au carré caractérise la densité de probabilité de présence
de la particule
Orbitales atomiques : vecteurs propres de l’Equation de Schrödinger indépendante du temps
III. Description quantique de H et des ions hydrogénoïdes
A. Orbitales atomiques et nombres quantiques
Etude de documents
Tableau des expressions mathématiques
des solutions
Parties radiales
Parties angulaires : Harmoniques sphériques
complexes
B. Orbitales atomiques réelles (usuelles)
1. Des harmoniques sphériques complexes aux orbitales réelles ; un changement de base
2. Normalisations des parties radiales (n,l) et angulaires (dépendances en l et ml)
3. Etude de la densité radiale de probabilité de présence
4. Partie angulaire : forme de OAs (type s, type p, type d) (ATTENTION mémorisation exigée)
5. Courbes d’isodensité
IV. Atomes polyelectroniques (Slater)
1. Le terme de répulsion interélectronique empêche la résolution de L’ESIT
2. Approximation monoélectronique (traduction de l’indépendance en probabilité)
Conséquence la fonction d’onde de l’atome polyélectronique est le produit de fonctions de type hydrogénoïde
3. Notion de charge de effective Z* et aspect énergétique
𝐸𝑛,𝑙=
−13.6
𝑛2𝑍(𝑛,𝑙)
∗2
l’énergie d’un atome dans une configuration donnée est la somme de l’énergie de ses électrons
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Révisions de chimie organique de sup