Éléments Chimiques Licence Sciences de la Vie, L1, S2 Université

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Éléments Chimiques
Licence Sciences de la Vie, L1, S2
Université Louis Pasteur, Strasbourg
Ce cours a été conçu et réalisé par Sylvie FERLAY.
Ce cours constitue l'une des bases indispensables de
vos études et surtout doit vous permettre de préparer à
l'avance les séances de cours. Ce document correspond plus ou
moins aux transparents projetés durant le cours. Il constitue
une base par rapport à la littérature qui apportera les
connaissances complémentaires nécessaires.
Ce document est également à votre disposition sur Univ-R, où il
sera régulièrement mis à jour.
Afin d'améliorer ce cours, nous accueillons toutes les
suggestions constructives de votre part et nous sommes
disposés à apporter toutes les corrections nécessaires.
Mes coordonnées : Mme Sylvie FERLAY
[email protected]

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Littérature conseillée
- Mc Quarrie/Rock (1992), Chimie Générale ,
traduit de l'anglais, 3ème édition, De Boeck
Université, Bruxelles.
- D. F. Shiver, P. W. Atkins (2001), Chimie
inorganique , traduit de l'anglais, 1ère édition, De
Boeck Université, Bruxelles.
- A. Michel - J. Benard Chimie inorganique Edition :
MASSON
- J. E. Huheey, E. a. Keiter & R. L. Keiter (1996),
Chimie inorganique , traduit de l'anglais, De Boeck &
Larcier s. a.é Bruxelles.

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I : l'Atome, les premiers modèles
I. 1. Naissance de la théorie atomique (Début XIX Siècle)
I. 2. Les composants élémentaires de l'atome
I. 3. La structure de l'atome
I. 4. Les nucléides
II : Le calcul stoechiométrique
II. 1. Masse atomique
II. 2. Masse Molaire relative
II. 3. Le nombre d'Avogadro NA
II. 4. La Masse Molaire - Mole
II. 5. Le volume Molaire Vm
III : Modèle quantique de l'Atome
III. 1. Atomistique
III. 2. Dualité Onde-Matière; l'onde électromagnétique
III. 3. Le spectre de l'atome d'Hydrogène
III. 4. Extension de la loi aux Hydrogénoïdes
III. 5. Théorie des quanta d'énergie; Théorie de Bohr
III. 6. Le modèle de Bohr de l'atome d'Hydrogène
III. 7. Calcul de En pour l'atome d'Hydrogène
III. 8. Extension : Calcul de En pour les ions Hydrogénoïdes
III. 9. Calcul de la constante de Rydberg RH
IV : Modèle ondulatoire de l'Atome
IV. 1. Le principe d'Incertitude
IV. 2. Les fonctions d'onde et l'équation de Schrödinger
IV. 3. Résolution de l'équation pour l'atome d'Hydrogène

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V : Les orbitales atomiques
V. 1. Les quatre nombres quantiques
V. 2. Les états énergétiques de l'atome d'hydrogène
V. 3. La forme spatiale des orbitales atomiques Ψnlm
V. 4. Probabilité de présence de l'électron
V. 5. Représentation de la probabilité radiale de Ψnlm
V. 6. Représentation angulaire de Ψnlm
VI : Structure électronique des atomes
VI. 1. Les règles de remplissage des couches électroniques
VI. 2. Niveaux d'énergie des orbitales atomiques
VI. 3. Ordre de remplissage des orbitales atomiques
VI. 4. Règle de Klechkowsky
VI. 5. Electrons de cœur et électrons de valence
VI. 6. Configurations électroniques des atomes
polyélectroniques
VI. 7. Écriture des structures électroniques
VI. 8. Représentation des e- de valence selon la notation
de Lewis
VII : Le Tableau périodique
VII. 1. Construction du Tableau Périodique
VII. 2. Constitution du Tableau Périodique ligne par ligne
VII. 3. Les familles du Tableau Périodique
VIII : Quelques propriétés des éléments
VIII. 1. Propriétés chimiques des Éléments
VIII. 2. Calcul de la charge effective
VIII. 3. Rayons de Covalence Rc (rayons atomiques)
VIII. 4. Rayons ioniques
VIII. 5. Rayons de van der Waals Rv
VIII. 6. Électronégativité des éléments
VIII. 7. Énergie d’ionisation Ei
VIII. 8. Affinité électronique

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I. 1. Naissance de la théorie atomique (Début XIX Siècle)
La matière est divisible, mais il y a une limite à la division : Hypothèse des
atomistes (théorie ancienne : Aristote, Thalès, Démocrite (IV siècle avant J. C.)
Lavoisier (1743-1794) : La loi de conservation de la matière au cours d’une réaction
chimique : “La masse totale des produits formés est égale à la masse totale des
réactifs consommés”.
Exemple : 4Fe + 3O2 ➞ 2 Fe2O3
224g 96g 320g
112g 48g 160g
Proust (1754-1826) : La loi des proportions définies : “le rapport entre les masses
de chaque réactif qui ont été consommées dans la réaction est constante”.
masse de fer/masse d’oxygène = 224/96 = 112/48 = 2,33
Dalton (1766-1844) se base sur les lois de Lavoisier et de Proust pour proposer la
loi des proportions multiples : “Les masses de l’un des constituants s’unissant à une
même masse de l’autre sont toujours dans le rapport de nombres entiers simples”.
Dalton propose le premier modèle de la structure de la matière:
“La matière est composée d’atomes qui sont des particules
simples, infractionnables, insécable, indestructibles”.
Un atome, correspondant à un élément chimique, est défini par sa masse.
La matière est composée de combinaisons d’atomes = molécules.
La formule chimique représente des molécules (H2, CO, NH3).
Les réactions chimiques entre les différentes molécules sont possibles et elles
forment d'autres molécules.
I : l'Atome, les premiers modèles