I.2 - Université Cadi Ayyad
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Université Cadi Ayyad Faculté Polydisciplinaire Safi Département de Chimie Chapitre IV Structure électronique, Classification et Propriétés des éléments Pr. M. El HIMRI Octobre 2015 Pr. H. ANANE I- Structure (configuration) électronique d’un atome C’est la répartition des électrons sur les orbitales (couches ou cases quantiques) de différents niveaux d’énergie. Elle est définit par les quatre nombres quantiques. Le remplissage des cases quantiques ou orbitales atomiques repose sur repose sur 2 règles et 2 principes. I.1- Principe de stabilité Les électrons occupent les orbitales atomiques par ordre croissant d’énergie (règle de Klechkowski) en commençant par les orbitales atomiques de plus basse énergie. 80 I.2- Principe de Pauli Deux électrons d’un même atome ne peuvent avoir leur quatre nombres quantiques (n, l, m, s) identiques. Dans une même case quantique (n, l et m sont donc fixés) on ne peut placer que deux électrons au maximum avec leur nombre de quantique de spin opposés (antiparallèles ou appariés). Exemple 1s2 électron 1 : n1 =1, l1 = 0, m1 = 0, s1 = +1/2 électron 2 : n2 =1, l2 = 0, m2 = 0, s2 = -1/2 81 I.3- Règle de Hund Lorsque les électrons disposent de plusieurs orbitales atomiques de même énergie (np, nd, nf), ils occupent le maximum d’orbitales atomiques (ou cases quantiques) avec des électrons célibataires (un électron par O.A) qui ont des spins parallèles (même valeur de s) avant de s’apparier. 82 I.4- Règle de Klechkowski l'ordre de remplissage des diverses couches et sous couches s'effectue par valeurs croissantes de la somme (n + l ). Si deux ou plusieurs couples (n + l ) conduisent à la même valeur, ils seront classés par ordre de n croissant. Représentation de la règle de klechkowski : On écrit les diverses couches et sous couches dans un tableau. Chaque ligne a une valeur de n et chaque colonne a une valeur l . Le remplissage se fait selon les diagonales. Le nombre placé en exposant est le nombre maximal d'électrons que peut contenir la sous-couche correspondante : soit 2 * (2 l +1) = 4 l + 2 (1s22s22p63s23p64s23d10…) 83 Ordre de remplissage des niveaux : Règle de Klechkowski l=0 l=1 l=2 l=3 l=4 K(n=1) 1s2 L(n=2) 2s 2p6 M(n=3) 3s 3p 3d10 N(n=4) 4s 4p 4d 4f14 O(n=5) 5s 5p 5d 5f 5g18 P(n=6) 6s 6p 6d 6f 6g Q(n=7) 7s 7p 7d 7f 7g 84 On retrouve l’ordre énergétique des sous couches électroniques 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p En,l Exemple Cas de l’azote (Z = 7) ; les 7 électrons occupent les souscouches suivantes : 2 électrons en 1s, notés 1s2 2 électrons en 2s : 2s2 3 électrons en 2p : 2p3 85 Configuration électronique de l’azote est donc : en écriture spectroscopique : 1s22s22p3 en écriture quantique (utilisant les cases quantiques) 1s 2s 2p 86 Exceptions à la règle de klechkowsky: ns2(n-1)d4 ns1(n-1)d5 Anomalie On a une stabilisation lorsque la sous-couche (n-1)d est à moitié remplie ns2(n-1)d9 ns1(n-1)d10 87 On a une stabilisation lorsque la sous-couche (n-1)d est totalement remplie De la même façon les deux structures suivantes sont instables ns2(n-2)f6 ns2(n-2)f13 Par rapport à ns1(n-2)f7 ns1(n-2)f14 Exemples: Le chrome Cr Z = 24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Cette structure est instable 88 la structure la plus stable est: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Le cuivre Cu Z = 29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 est instable 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 C’est la structure la plus stable 89 II- Configurations électroniques simplifiées Couche de valence Dans un atome à l’état fondamental, la couche la plus externe de l'atome (n est le plus élevé) est la plus importante, elle fixe les propriétés chimiques de l’atome, On appelle cette couche la couche externe ou périphérique, ou encore couche de valence (CV). Les électrons occupant cette couche de valence sont appelés électrons de valence. Néanmoins, si une sous-couche interne n'est pas totalement remplie, on considéra cette sous-couche comme faisant partie de la couche de valence. 90 Exemples 9F, Z = 9, la configuration électronique est 1s22s22p5 la couche de valence est donc 2s22p5 Z = 32, la configuration électronique est 1s22s22p63s23p64s23d104p2 32Ge, 4s2, 4p2 n = 4 (valence) 3d10 sous couche complète donc la couche de valence est CV : 4s24p2 26Fe, Z = 26, la configuration électronique 1s22s22p63s23p64s23d6 4s2 n = 4 (valence) donc la couche de 3d6 sous couche incomplète (valence) valence est CV : 4s23d6 91 D’une manière générale pour les éléments s : pour les éléments p : pour les éléments d : CV :ns CV :nsnp CV :ns(n-1)d Structures électroniques simplifiées La configuration électronique peut être simplifier en mettant en évidence la couche de valence ( dernier niveau s) le reste de la structure est représenté par le gaz rare (inerte ou noble) dont Z est le plus près possible du numéro atomique de l’atome considéré tout en restant inférieur. 92 2He pour 2 < Z < 10 10Ne pour 10 < Z < 18 18Ar pour 18 < Z < 36 36Kr pour 36 < Z < 54 54Xe pour 54 < Z < 86 86Rn pour Z > 86 [configuration du gaz rare] + couches externes Exemples: on reprend les exemples précédents 9F, Z = 9 = (2 + 7), la C.E s’écrit [He]2s22p5 32Ge, 26Fe, Z = 32 = (18 + 14), la C.E s’écrit [Ar]4s23d104p2 Z = 26 = (18 + 8), la C.E s’écrit [Ar] 4s23d6 93 III- Classification périodique des éléments En 1869, Mendeleiev a classé les 63 atomes, connus à son époque, par ordre de leurs masses atomiques. Cette classification eut un succès considérable et les éléments sont placés en lignes et en colonnes de telle sorte que: - Sur une ligne, de gauche à droite, les masses atomiques sont en ordre croissant. - les éléments d’une même colonne aient des propriétés chimiques voisines et ils sont classés dans l’ordre croissant de leur masse du haut en bas.. 94 Cette classification contribua notablement au développement de la chimie moderne, elle était géniale pour les raisons suivantes : - Mendeleiev n’hésita pas à laisser des cases vides, à inverser l’ordre de certains éléments en affirmant que leur masse atomique était incorrecte. - Il pensait qu’on découvrirait plus tard les éléments manquants. Il décrivit par avance les propriétés que devraient avoir ces éléments. Ces éléments furent bien découverts par la suite et ils présentaient bien les propriétés prévues. 95 III.1- Principe de la classification actuelle La présentation actuelle de la classification périodique dérive de celle de Mendeleiev. La différence fondamentale entre la classification actuelle et celle de Mendeleiev est que les éléments ne sont plus classés par nombre de masse croissant mais par ordre de numéro atomique Z croissant. Autrement dit, elle est basée sur la structure électronique des atomes 96 III.2- Description de la classification périodique des éléments la classification périodique appelé tableau périodique, est constituée: - De 7 lignes horizontales appelées périodes dans lesquelles les éléments sont disposés de gauche à droite selon l'ordre croissant de leur numéro atomique Z. les éléments d’une même période ont la même valeur du nombre quantique principal n et à chaque période correspond une valeur de n. 97 - De 18 colonnes verticales qui correspondent à des familles ou des groupes chimiques. Les éléments définis par une colonne possèdent une configuration électronique identique de leur couche externe. Ils ont des propriétés chimiques ou physiques voisines. Le tableau périodique est constitué de 4 blocs : s, p, d et f en fonction de la structure électronique externe des éléments. Bloc s: Les éléments de ce bloc présentent la configuration électronique type de la couche externe nsx avec x = 1 ou 2. il est constitué par les colonnes 1 et 2 98 Bloc p: Les éléments de ce bloc présentent la configuration électronique type de la couche externe ns2 npx x prend les valeurs de 1 à 6. il est constitué par les colonnes 13 à 18 Bloc d: Les éléments de ce bloc présentent la configuration électronique type de la couche x nsy x prend les valeurs de 1 à externe (n-1)d ( 10 et y prend les valeurs 1 ou 2. il est constitué par les colonnes 3 à 12 99 100 sulfurides halogènes (ns2np4) (ns2np5 ) terreux (ns2np1) alcalins (ns1) carbonides azotides (ns2np2) (ns2np3) alcalino-terreux (ns2) métaux de transition (ns2(n-1)dx) H Li Be Na Mg K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni gaz rares (ns2np6 ) He Cu B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Br Kr I Xe Zn Rn Lanthanides ns2 (n-2)fx actinides ns2 (n-2)fx La Ce Ac Th U Bloc f Familles des élément de Tableau périodique 101 III.3 Les différents groupes (familles) de tableau périodique groupe 1- les alcalins : CV (ns1) (Li, Na, K….) groupe 2- les alcalino-terreux : CV (ns2) (Be, Mg, Ca…) groupe 3 à 12- les métaux de transition : CV (ns2(n-1)dx) groupe 13 - les terreux : CV (ns2np1) (B, Al, Ga…) groupe 14 - les carbonides : CV (ns2np2) (C, Si, Ge…) groupe 15 - les azotides : CV (ns2np3) (N, P, As…) groupe 16 - les sulfurides (chologènes): CV (ns2np4) (O, S, 102 Se…) groupe 17- les halogènes : CV (ns2np5 ) (F, Cl, Br…) groupe 18- les gaz rares : CV (ns2np6 ) (He, Ne, Ar…) Deux autres série de 14 éléments, lanthanides et les actinides qui constituent le bloc f en dehors du tableau périodique. 103 IV- Propriétés des éléments Les propriétés physiques et chimiques d’un élément sont liées au nombre d’électrons et à la configuration de la couche de valence. IV.1- Rayons atomique On peut définir le rayon atomique comme étant la moitié de la distance entre les deux noyaux d’une molécule A2 diatomiques liés par une liaison simple. 104 RA RA dA-A Dans une période le rayon diminue lorsque Z augmente. Dans une colonne le rayon augmente lorsque Z augmente. Si Z augmente R diminue le long d’une période R augmente le long d’une colonne 105 Z R Z TP R R IV.2- Energie d’ionisation C’est l’énergie qu’il faut fournir à un atome à l’état gazeux pour lui arracher un électron. Les énergies d’ionisation successives sont associées aux réactions suivantes : 106 + A A + A + A2 (Z-1)+ A e- + Première Ionisation : Ei1 2+ + e- Deuxième Ionisation : Ei2 + + e- Troisième Ionisation : Ei3 A A3 Z+ A + e- Zième Ionisation : Eiz 107 Quand Z augmente Z Ei augmente le long d’une période Ei diminue le long d’une colonne Ei Z Ei TP Ei L'énergie d’ionisation (Ei) varie donc dans le sens inverse du rayon atomique. 108 IV.3- Affinité électronique L’affinité électronique (AE) est définit comme étant l’énergie libérée lorsque un atome gazeux capte un électron ( c’est le phénomène inverse de l’ionisation). - A + e A un atome, qui fixe facilement un électron (AE élevée) en perd difficilement une (Ei1 élevé) Halogènes. Inversement un atome qui fixe difficilement un électron (AE faible) le perdra facilement (Ei1 faible) (Alcalins). 109 Z AE Z AE TP AE L’affinité électronique varie comme l’énergie d’ionisation, en sens inverse du rayon atomique. 110 TP L’électronégativité varie comme l’énergie d’ionisation, en sens inverse du rayon atomique. 111 Trois échelles différentes sont utilisées pour mesurer L’électronégativité d’un élément. Echelle de Mulliken Mulliken avait défini l’électronégativité comme étant la moyenne entre l’énergie de première ionisation et l’affinité électronique de l’élément. Echelle de Pauling Dans cette échelle, la différence d’électronégativité entre deux éléments est évaluée par la formule suivante : 112 Avec EAB , EAA et EBB sont les énergies des liaisons A-B , AA et B-B exprimée en eV. L’élément de référence est le Fluor auquel Pauling a attribué une électronégativité de = 4 en (eV)1/2 IV.5- Caractères métalliques des éléments Un élément métallique c’est un élément qui a la tendance de perdre facilement un ou plusieurs électrons. Les métaux se trouvent à gauche et au centre de tableau périodique, les non-métaux se trouvent à droite de tableau. Les éléments qui se trouvent entre les deux familles ont appelés des métalloïdes ou semi-métaux 113 Caractères métalliques des éléments Métaux Non Métaux H He Métalloïdes Li Be N a Mg K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Mt Hs B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Zn Ga Ge As Se Br Kr Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo La Ce Pr Nd pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu A m C m BK Cf ES Fm Md No Lr 114
