Cours 3-etudiant
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Cours 3 Atome et Molécule Objectifs : • Différencier les particules subatomiques • Comprendre le modèle atomique et l’appliquer lors de la configuration électronique • Savoir lire le tableau périodique • Décrire les liaisons chimiques et les reconnaître • L’électron • Le proton • Le neutron • Configuration électronique • Tableau périodique 2016-05-11 SOMMAIRE • Développement du Modèle atomique • Les particules subatomiques : • Origine du tableau • Électron de valence • Liaison Chimique • • • • • Règle de l’octet Électronégativité Liaison covalente Liaison covalente polaire Liaison ionique • Exemples 2 Isotopes • Isotopes ont les mêmes propriétés chimiques • Même symbole • Même nom 12C (98,90%), 13C (1,10%) 14C(traces) Masse atomique des éléments : Masse moyenne des masse atomiques des divers éléments pondérée par leur abondance naturelle Particules Subatomiques 2016-05-11 • Même numéro atomique Z mais des nombres de nucléons différents A 3 Tableau Récapitulatif Proton Neutron Masse (kg) 9,1095 x 10-31 1,67252 x 10-27 1,6749 x 10-27 Charge (C) - 1,6022 x 10-19 1,6022 x 10-19 Rôle Support de la charge électrique Participe aux liaisons chimiques, réactions, … Caractérise identité chimique de l’élément Participe à la stabilité du noyau Formation isotopes Z N Symbole Particules Subatomiques 2016-05-11 Électron A Nombre de nucléons 4 • Quel est le nombre de neutrons de chacune des espèces chimiques suivantes : a) 238U b) 200Hg c) C Particules Subatomiques • Quel est le nombre de protons de chacune des espèces chimiques suivantes : a) Co b) CH4 c) Na 2016-05-11 Exercices préparatoires 5 Modèle de la structure électronique des atomes Symbole Nom Valeurs possibles n Nb principal Entiers n 1 l Nb secondaire 0 ≤ l ≤ n – 1 : 0, 1, 2, …. (n – 1) m Nb quantique magnétique –l ≤ m ≤ +l s Nb quantique de spin +½ ou -½ Configuration Électronique • Le mouvement de l’électron autour du noyau • La distribution des électrons autour du noyau • Les orbitales atomiques et électrons 2016-05-11 • Nombre quantique décrit 6 Principe d’exclusion de Pauli • Dans un atome, il ne peut y avoir 2 électrons avec les quatre mêmes nombres quantiques • Donc une orbitale atomique ne peut contenir que deux électrons au maximum 2016-05-11 Il ne peut pas y avoir plus de deux électrons dans une même orbitale d’un niveau donné. • Règle de Hund : Les électrons se placent d’abord un par orbital puis une fois les cases d’une sous couche remplies, on peut faire doublets. 7 Écriture Configuration Électronique n[orbitale]nombre d’électrons 2016-05-11 • Notation de la configuration électronique 8 Protons Neutrons 35 35 144Ce K 20 78 Électrons Structure électronique Configuration Électronique Élément 2016-05-11 Exercices préparatoires 9 Exercices préparatoires b. K c. Br d. Ru Configuration Électronique a. Ce 2016-05-11 • Donnez le nombre d’électrons de valence: 10 Structure de Lewis • Méthode : • On inscrit le symbole de l’élément • On l’entoure de ses électrons de valence sous forme de points • L’ordre indiqué ci-dessous peut être changé lors de la représentation des liaisons chimiques Le tableau périodique 2016-05-11 • Permet de représenter les électrons de valence d’un atome 11 Exercices préparatoires Na Ca S Le tableau périodique H 2016-05-11 • Écrire les notations spectroscopiques (ou de Lewis) des éléments et donner le nombre d’électrons de valence 12 2016-05-11 Pour être plus stable, un atome va essayer d’obtenir la configuration électronique du gaz rare le plus proche. Règle de l’octet Ions Électronégativité Liaison covalente Liaison covalente polaire Liaison ionique LIAISON CHIMIQUE 13 Règle de l’octet • La dernière couche d’électrons devra être remplie comme c'est le cas pour les gaz rares. • Permet de connaître le nombre d’e- qui devront être perdus ou gagnés • Ions positifs (cations). • Les éléments possédant 5, 6, ou 7 électrons sur la dernière couche captent des e• Ions négatifs (anions). Règle du duet : Il essaye de capter un électron pour avoir la configuration de l’hélium 2016-05-11 Règle de l’octet • Les éléments possédant 1, 2, ou 3 électrons sur la dernière couche cèdent leur e- Liaison Chimique • 8 électrons de valence 14 Fe3+ SO42- S2- NH4+ Liaison Chimique • Quel est le nombre d’électrons de chacune des espèces chimiques suivantes : 2016-05-11 Exercices préparatoires 15 • Varie entre 0,7 et 4,0 • Qualifie la liaison chimique et ses propriétés • Propriété périodique : • Évolue régulièrement selon les périodes et les groupes du tableau périodique. • Affinité électronique : Mesure la capacité d’un atome a capturer un électron supplémentaire dans son nuage électronique. • Dépend de deux facteurs : • Le pouvoir d’attraction du noyau, • La distance entre ce noyau et un l’électron situé a la périphérie • Z augmente Affinité augmente Liaison Chimique • Tendance à attirer plus fortement les électrons d’une liaison chimique 2016-05-11 Électronégativité • Augmente avec l’affinité électronique 16 • Pas de valeurs absolue Électronégativité • X = |X(atome1)-X(atome2)| Liaison Chimique • Noté : X 2016-05-11 • Différence d’électronégativité entre les deux atomes d’une liaison chimique. • Qualifie le processus par lequel les atomes acquièrent une plus grande stabilité • 3 types de processus ou de liaisons chimiques 17 Liaison covalente • Nombre de liaisons que peut former un atome = Nombre d’électrons qu’il doit gagner pour obéir à la règle de l’octet. • Mise en commun de 2 électrons entre 2 atomes d'électronégativités DIFFERENTES (polarisée). 2016-05-11 • Mise en commun de 2 électrons Partage d’une paire d’électrons • Liaison covalente polaire Liaison Chimique • ∆X < 0.7 • 0.7 < ∆X < 1.9 18 Chaque atome fournit Chaque atome fournit deux électrons afin de remplir deux orbitales communes. trois électrons afin de remplir trois orbitales communes. • Le tiret simple entre les deux atomes représente un lien simple Le tiret double représente le lien covalent double. Le tiret triple représente le lien covalent triple. Liaison Chimique • Chaque atome fournit un électron afin de remplir une orbitale commune 2016-05-11 Liaisons covalentes 19 Liaison ionique Liaison Chimique • La liaison ionique résulte de l'attraction électrostatique entre ions de signes contraires 2016-05-11 • X 2 • Échange d’électrons et non un partage. • Le transfert d’électron est complet 20 a. PCl3 b. Li2O Liaison Chimique • Dessinez les formules de Lewis des molécules ou solides ioniques suivantes ; • Indiquez la différence d’électronégativité pour chaque liaison et indiquez quel est le type de liaison 2016-05-11 Exercices préparatoires 21 • Sous-couche d incomplète • Donne naissance à plusieurs cations (ions positifs) à souscouche d incomplète. • La structure électronique externe des métaux de transition est : • Une couche électronique périphérique comportant 1 ou 2 électrons (ns) • Une couche électronique avant dernière se complétant progressivement (n-1) d • Les niveaux énergétiques des électrons des deux dernières couches sont très voisins Le tableau périodique • Colonnes 3 à 12 2016-05-11 Métaux de transition 22 Autres • Gaz, liquide, solide à température ambiante • Substances très réactives comme le fluor ou très stables comme l’argon. • Mauvais conducteurs. • Propriétés s’apparentant à l’un ou l’autres des métaux et non – métaux. • Aspect brillant comme métaux 2016-05-11 • Propriétés variables Semi – Métaux Le tableau périodique Non – Métaux • Mais mauvais conducteurs 23 • Possède 4 électrons périphériques, Comportement particulier en ce qui concerne les phénomènes électriques. 2016-05-11 Semi – Conducteurs : Si, Ge • Très sensible à la température • Necessite des moyens externes de stabilisation. • À très basse température : Si devient isolant pur • Pour améliorer la conduction : • Injection dans une plaquette semi-conductrice des matériaux étrangers, ou impuretés, qui possèdent un nombre d'électrons périphériques juste inférieur ou juste supérieur aux 4 électrons du semi-conducteur. 24 Métaux Alcalins • 1 électron de valence • Ils le perdent facilement pour donner des ions de charge +e : Li+, Na+ et K+. • Existes sous forme de composés dans la nature • Métaux mous • Bas point de fusion • Réagissent avec l’eau pour former des hydroxydes métalliques 2016-05-11 • À part Hydrogène • Li, Na, K, Rb, Cs, Fr • Très réactifs Le tableau périodique • Colonne 1 (IA) 25 http://www.physagreg.fr/video.php#chim Métaux Alcalino – terreux • Colonne 2 (II A) • Ils donnent leurs électrons de valence et ils deviennent des ions chargés doublement positif. Ca Ca2+ + 2 e- Le tableau périodique • 2 électrons de valence 2016-05-11 • Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra • Réactifs • Mais moins que les alcalins • Avec les halogènes (formation de sels ioniques) • Avec l’eau pour former des hydroxydes 26 Halogènes • Dans la nature, ils se trouvent sous forme de molécules diatomiques (fortement toxiques). • F2, Cl2, Br2 …. • 7 électrons de valence • Ils vont donc facilement capter un e- pour former des ions de charge –1 : • F-, Cl-, Br-, I-. 2016-05-11 Non métaux Le tableau périodique • Colonne 17 (VII A) 27 Gaz rares ou nobles • Colonne 18 (VIII A) : • Ne forment pas de composés • Inertes chimiquement. Le tableau périodique • Éléments chimiques les plus stables 2016-05-11 • He, Ne, Ar, Kr, Xe. • Sous forme gazeuse et très peu présent dans l’atmosphère terrestre 28
