STUCTURE DU SYLLABUS DE l`UE CHM 113 Code de l`UE

STUCTURE DU SYLLABUS DE l’UE CHM 113
Code de l’UE: CHM 113
Intitule de l’UE: Atomistique et Liaison chimique
Type d’UE (Théorique, Pratique ou Mixte)x : Théorique
Filière (s) : Chimie
Niveau : I
Nombre de crédits : 6
Noms et Prénoms de l’Enseignant responsable de l’UE : LAMINSI Samuel
Grade : Professeur
Responsable des travaux dirigés : KAMGANG YOUBI Georges
Grade : Chargé de Cours
Objectifs : Permettre à l’étudiant de comprendre et de maîtriser la constitution de la matière.
Contenu : Théorie atomique ; Les constituants de l'atome ; Le noyau atomique ;
Radioactivité ; Généralité sur la mécanique quantique ; Les hydrogénoïdes. ; Configuration
électronique des atomes ; Electronégativité des éléments ; Généralité sur les liaisons
chimiques ; La liaison chimique dans le modèle ondulatoire. Notion d'hybridation ; La liaison
ionique ; Les propriétés électriques et magnétiques des molécules ; Magnétisme moléculaire ;
force de Van Der Waals et liaison par pont hydrogène; chélation.
Compétences visées : L’étudiant arrivera à calculer les masses atomiques des éléments et à
déterminer les formules empiriques des composés. Il pourra aussi résoudre l’équation de
Schrödinger pour les hydrogénoïdes, et déterminer les configurations électroniques des
éléments et des composés diatomiques.
Mots Clés : structure atomique, fonction d’ondes, radioactivité, configuration électronique,
liaison chimique.
Nombre de séances de CM : 14
Durée de la séance de CM : 3 h
Localisation de la Salle de CM : A 1002
Première séance (Chapitre I : Introduction a la structure de la matière)
I .1- Définition de la chimie
I.2-Généralités sur la constitution de la matière
I.3-Théorie atomique classique
I.3.1-Lois fondamentales de la théorie atomique classique
I.3.1.1-Loi de LAVOISIER ou loi de la conservation de la matière (1774)
I.3.1.2- Lois pondérales
I.3.1.2.1- Loi de PROUST ou loi des proportions définies (1805)
I.3.1.2.2- La loi des proportions multiples ou loi de DALTON (1804)
I.3.2- Théorie atomique de Dalton (1808)
Deuxième séance :
I.3.3- Notion de masse atomique
I.3.4- Lois volumique de Gay-Lussac (1808)
I.3.5- Hypothèse d’Avogadro (1811)
I.3.6 Notion de masse moléculaire
I.3.7- Atome-gramme et molécule et molécule-gramme (mole)
I.3.8 Les symboles chimiques et leur utilisation
I.3.9- Equations chimiques et les calculs stœchiométriques
Troisième séance (Chapitre II- Atomistique)
II.1- Constituants de l’atome (de l’atome insécable à l’atome complexe)
II. 2-Modèle corpusculaire ou « planétaire » de l’atome d’hydrogène h
II.2.1- model de Rutherford
II.2.1- Insuffisance du modèle de Rutherford
II.2- Modèle de Bohr. Cas de l’atome H.
Quatrième séance:
II.2.3- Transitions entre niveaux électroniques.
II.2.4- Diagramme des états de l’atome d’hydrogène
II.2.5- Théorie de Bohr appliquée aux hydrogénites
II.3. Description quantique de l’atome H.
II.3.1. Nombres quantiques.
Cinquième séance:
II.3.2. Fonction d’onde ψ.
II.3.3. Densité de probabilité.
II.4. Représentation graphique des fonctions ψ n,l,ml
II.4.1. Description de l’orbitale « s ».
II.4.2. Densité de probabilité radiale
II.4.3. Description des orbitales « p ».
II.4.4. Description des orbitales « d ».
Sixième séance: (Chapitre III- Radioactivité)
III.1 Stabilité et instabilité des noyaux
III.1.1- Composition du noyau d’un atome
III.1.2- Isotopes. (Même place dans la classification périodique)
III.1.3- Masse d’un noyau
III.1.4- Stabilité des noyaux
III.2. La radioactivité
III.2.1- Historique
III.2.2- Les Émissions Radioactives.
III.2.3- Définition.
Septième séance:
III.2.4- Les Lois de conservation : Loi de Soddy.
III.2.5- Les équations de la radioactivité.
III.2.6- Les détecteurs utilisés.
III.2.7- Le diagramme de stabilité.
III.3-Loi de décroissance radioactive
III.3.1- Caractère aléatoire d’une désintégration radioactive.
III.3.2- La constante radioactive.
Huitième séance
III.3.3- Loi de décroissance radioactive.
III.3.4- Demi-vie.
III.3.5- Courbe de décroissance et Constante de temps τ.
III.3.6- Activité d’un échantillon radioactif.
III.4-Applications à la radioactivité
III.4.1- La radioactivité naturelle.
III.4.2- La radioactivité artificielle.
III.4.3- La datation au carbone 14.
III.4.4- Les effets biologiques de la radioactivité
Neuvième séance (Chapitre III- Liaison chimique)
IV.1. Molécule H2
IV.1.1. Fonction d'onde électronique dans la molécule de H2
IV.1.2. Caractère liant de l'orbitale σ ; recouvrement
IV.1.3. Variation de l'énergie en fonction de la distance H-H: courbe de Morse
IV.2. Polarité de liaison, caractère ionique partiel d'une liaison covalente
IV.2.1. La molécule LiH
IV.2.2. Moment dipolaire de liaison et caractère ionique partiel
IV.3. Orbitales moléculaires de molécules diatomiques
IV.3.1 Principe de construction du diagramme orbitalaire
Dixième séance:
IV.3.2. Diagramme orbitalaire de HF
IV.3.3 Diagramme orbitalaire de O2
IV.3.4. Diagramme orbitalaire de N2
IV.4. schéma de Lewis des liaisons covalentes
IV.4.1. Règle de l'octet
IV.4.2. Liaisons multiples
IV.4.3. Liais
IV.4.4. Ecriture des formules Lewis
IV.4 .5.Mésomérie
Onzième séance:
IV.4.6 .Non respect de la règle de l’octet
IV.5. Méthode VSEPR et géométrie des molécules
IV.5.1 Recouvrement et angle de valence
IV.5.2. Principe de la méthode VSEPR (répulsion des paires électroniques de la
couche de valence) ou méthode de Gillespie
IV.5.3. Molécules de type AXpE0
IV.5.3.1. Molécules de type AX2
IV.5.3.2. Molécule de type AX3
Douzième séance:
IV.5.3.3. Molécule de type AX4
IV.5.3.4. Molécule de type AX5 et AX6
IV.5.3.5. Molécules dissymétriques ou présentant des liaisons multiples
IV.5. 4. Molécule de type AX 3E, AX2E, AX2E2 , AX3E1/2
IV.5.4 .1. Règle additionnelle
IV.5. 4.2. Molécule de type AX 3E
IV.5. 4. 3. Molécule de type AX2E2
IV.5. 4. 4. Molécule de type AX2E
IV.5.4.5. Molécules AX3E1/2
IV.6. Orbitales et liaisons dans les molécules polyatomiques
Treizième séance:
IV.6.1. Molécules ne présentant que des liaisons simples, liaisons 
IV.6.1.1. BeH2
IV.6.1.2. BH3
IV.6.1.3. CH4
IV.6.1.4. Molécules comportant des paires non liantes
IV.6.1.5. Liaisons  ; « libre » rotation autour des liaisons simples
IV.6.1.6. Formalisme de l’hybridation des orbitales atomiques
IV.6.2. Molécules à liaison à liaison multiple, liaisons 
IV.6.3. Molécules conjugués, résonance
IV.6.3.1. Liaisons  des molécules conjuguées
IV.6.3.2. Résonance, énergie de résonance
IV.6.3.3. Autres exemples de systèmes  délocalisés
Quatorzième séance:
IV.7. Interactions faibles
IV.7.1. Liaison hydrogène
IV.7.2. Interaction de Van der Waals, Leur énergie est de l’ordre de 0 à 20 kJ.mol-1 et
elles sont de trois types.
IV.7.2.1. Interactions de Keesom ou interactions dipôle – dipôle
IV.7.2.2. Interaction de Debye ou interaction dipôle – dipôle induit
IV.7.2.3. Forces de London ou forces de dispersion
IV.7.2.4. Rayon de Van der Waals
IV.8. Edifices ioniques et édifices métalliques
IV.8.1. Edifices ioniques