I - Rappel d`atomistique - classification périodique

CHIMIE GENERALE
RAPPEL D’ATOMISTIQUE –
CLASSIFICATION PERIODIQUE
ORGANISATION DE L’ANNEE
Professeur : Mr Antonczak - [email protected] @ Bât R. Chimie (Modélisation moléculaire)
Cours, infos, TD, forum dispo sur le site Spiral (http://spiral.univ-lyon1.fr/nice/00-perso/index.asp)
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6 semaines de cours, 6 semaines de TD, examen final d’atomistique au 31 octobre de 17h30 à 18h30
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Cours de chimie du Paul Arnaud @ bibli.
INTRODUCTION
La chimie structurale permet d’énoncer les règles d’association des atomes pour former molécules, cristaux,
macromolécules, protéines, enzymes, etc, qui permettront de créer la « matière vivante ». Il y a plusieurs
modes d’études, il faut donc définir l’atome, étudié à travers l’atomistique, qui se trouve être une discipline
entre physique et chimie. Les atomes s’assemblent avec la « liaision chimique » qui est régie par la mécanique
quantique et la chimie quantique.
CHAPITRE 1 : LES ATOMES
A – LES CONSTITUANTS DE L’ATOME
Notion d’élément, d’isotope:
Notion d’ion et caractéristiques des particules élémentaires :
Application :
A l’utilisation, il s’avère que les systèmes de travail sont trop grands comparées aux données, on utilise donc la
12
mole, correspondant au nombre d’atomes de carbone dans 12g de C, de même, on utilise l’unite de charge
atomique et de masse atomique.
PRINCIPE D’INCERTITUDE D’HEISENBERG
Selon ce principe, on ne peut plus parler de trajectoire, on parle donc de probabilité de présence.
Incidemment, on ne peut donc pas prévoir la trajectoire d’un électron autour d’un atome, mais seulement une
probabilité que celui-ci a d’être dans une certaine zone autour de l’atome.
Application :
B – NOMBRES QUANTIQUES ET ORBITALES ATOMIQUES
Les spectres d’émission sont caractéristiques de la désexcitation des électrons et sont dépendants des passages
d’un niveau de charge à un autre.
Pour l’atome d’hydrogène et les hydrogénoïdes, on peut calculer l’énergie d’un électron grâce aux formules
suivantes:
RESOLUTION DE L’EQUATION DE SCHRÖDINGER :
NOMBRES QUANTIQUES DE SCHRÖDINGER :
/!\ de 0 à n-1 pour en valeur entières
Le nombre quantique n correspond au numéro de la couche, à son niveau d’énergie. L correspond à la souscouche, à la forme de l’orbitale. M correspond à la case quantique, à l’orientation de l’orbitale. Enfin, s
correspond au sens de rotation de l’électron.
Les couches et sous-couches sont identifiées comme les nombres quantiques susmentionnés, et NON par la
distance des électrons au noyau. En fait, dans les atomes de grande taille, les couches supérieures à la
deuxième couche se superposent.
NOMENCLATURE ET NOMBRE DES ORBITALES ATOMIQUES
Le remplissage des couches électroniques est soumis à certaines règles fixes :
Ordre de remplissage selon le diagramme de Klechkowski : ss ps ps dps dps fdps fdps
Les états électroniques avec la même valeur de n sont en relation, et l'on dit qu'ils appartiennent à la même
couche électronique. Les états électroniques avec la même valeur de n et aussi de l appartiennent à la même
sous-couche électronique. Si les états partagent également la même valeur de m, on dit qu'ils appartiennent à
la même orbitale atomique. Et parce que les électrons n'ont que deux valeurs possibles de spin (nombre
quantique s), une orbitale atomique ne peut pas contenir plus de deux électrons (principe d'exclusion de Pauli).
C- PROPRIETES DES ATOMES ET CLASSIFICATION PERIODIQUE
ORGANISATION EN BLOCS DE LA TABLE DE MENDELEIEV
Les différents blocs du tableau périodique des éléments :
•
•
•
•
Le bloc s est constitué des éléments présents dans les colonnes 1 (métaux alcalins) et 2 (métaux
alcalino-terreux) du tableau périodique des éléments, ainsi que de l'hydrogène et de l'hélium.
Les éléments du bloc s possèdent une configuration électronique de la couche de valence du type s1
ou s²: cela siginifie que leur orbitale la plus haute (en énergie) occupée est de type s (sharp).
Le bloc P est constitué des éléments présents dans les colonnes 13 à 18 du tableau périodique des
éléments. Les éléments du bloc p possèdent une configuration électronique de la couche de valence
du type s²pn où n varie de 1 à 6: cela siginifie que leur orbitale la plus haute (en énergie) occupée est
de type p (principal).
Le bloc d est constitué des éléments présents dans les colonnes 3 à 12 du tableau périodique des
éléments, aussi appelés métaux de transitions.
Les éléments du bloc d possèdent une configuration électronique de la couche de valence du type
Ns²Np6Ndn(N+1)s², ou encore pour simplifier l'écriture, Ndn(N+1)s² où n varie de 1 à 10.
exemple: le fer, Fe (Z=26): 1s²2s²2p63s²3p63d64s², écrit de façon plus courte, [Ar]3d64s², où [Ar]
représente la configuration électronique de l'argon, gaz noble précédent, 1s²1p62s²2p63s²3p6.
L'orbitale la plus haute (en énergie) occupée, si elle n'est pas complète, est de type d (diffuse). En
effet, une orbitale N (N > 2) non-complète de type d est plus haute en énergie qu'un orbitale N+1 de
type s. Celle-ci est donc d'abord remplie.
Le bloc f est constitué des éléments de transition interne du tableau périodique des éléments : les
lanthanides et les actinides. Ce sont des élément lourds, et une bonne moitié sont radioactifs
(prométhium (Pm, Z=61) pour les lanthanides, et tous les actinides à partir du neptunium (Np, Z=93) ).
Les éléments du bloc f possèdent une configuration électronique de la couche de valence du type
Nfn(N+2)s² où n varie de 1 à 14.
exemple: l'europium, Eu (Z=63), lanthanide: 1s²2s²2p63s²3p63d104s²4p64d104f75s²5p66s², écrit de
façon plus courte, [Xe]4f76s², où [Xe] représente la configuration électronique du xenon, gaz noble
précédent.
L'orbitale la plus haute (en énergie) occupée, si elle n'est pas complète, est de type f (fundamental). En
effet, une orbitale N (N > 3) non-complète de type f est plus haute en énergie que les orbitales N+1 s,
N+1 p et N+2 s. Celles-ci sont donc d'abord remplies.
ORGANISATION EN COUCHES DE LA TABLE DE MENDELEIEV
La configuration électronique d'un atome détermine à quelle période il appartient.
RAYON ATOMIQUE
D - ANIONS ET CATIONS : STABILITE
Ce graphe reflète le phénomène de contraction des
molécules : en effet, plus l’atome est gros, plus son
rayon est grand, et plus les couches électroniques
externes sont éloignées. Les électrons sont donc
porteurs d’une énergie moins importante.
On remarque que pour n=3, l’énergie de la sous
couche d est constante jusqu’à Z=20, ce qui est
relatif à l’ordre de remplissage des sous couches
selon la règle de Klechkowski. Ensuite, on observe
une contraction énorme du rayon atomique, faisant
chuter la courbe d’énergie en fonction des Z.
On fera bien attention de remplir la sous couche 4s avant la 3d, par énergie croissante, comme visible
clairement sur la courbe. L’ordre d’arrachement des électrons est en fonction de l’énergie croissante des
orbitales : 4p, 4s, 3d.
ENERGIES D’IONISATION
On peut théoriquement arracher tous les
électrons d’un atome. Ce faisant, on arrache un
électron chargé négativement à un champ
positif. A chaque électron arraché, l’atome
augmente en charge électrique positive, il
devient ainsi de plus en plus difficile d’arracher
des électrons, de par le phénomène
d’attraction électrostatique. On note qu’on
perd de l’énergie en arrachant un électron.
Les électrons de cœur sont très difficiles à arracher, car situés dans la couche de cœur, et non la couche de
valence, cette dernière étant propice aux réactions chimiques. Dans la nature, le carbone subit seulement une
première ionisation.
ORDRE D’ARRACHEMENT
->Les électrons arrachés ici en premier sont ceux
possédant le moins d’énergie, autrement dit les
2
sous-couches les plus externes : les 4s , vidant
2+
ainsi la couche 4 et formant un ion stable Zn .
On pensera à inverser la notation des sous-couches <3d et 4s pour bien rendre compte du caractère croissant
des niveaux d’énergie.
ENERGIE D’IONISATION : EVOLUTION PERIODIQUE
Les accrocs dans l’évolution énergétique pour certains
des atomes sont dus aux configurations des cases
quantiques, notamment quand les électrons
remplissent entièrement une des sous-couches. Il
devient alors difficile de contrer l’équilibre mis en
place, en résultant une augmentation de l’énergie à
fournir afin d’ioniser l’atome sur la colonne du tableau
périodique.
Il est très difficile d’ioniser un atome ayant une couche
remplie, difficile pour une sous-couche remplie, et
moins difficile pour une sous couche demi-remplie.
AFFINITE ELECTRONIQUE
On définit l’affinité électronique comme la réaction
inverse de l’ionisation, c'est-à-dire la capacité d’un
atome à prendre un électron pour s’ioniser.
Globalement, les règles sont les mêmes qu’à
l’ionisation.
ELECTRONEGATIVITE
CONCLUSION GENERALE