Cours CH1 Structure électronique des atomes - mpsi-lycee

Cours CH1
Structure électronique des atomes
David Malka
MPSI – 2015-2016 – Lycée Saint-Exupéry
http://www.mpsi-lycee-saint-exupery.fr
MPSI – 2015-2016 – Lycée Saint-Exupéry
D.Malka
CH1 – Structure électronique des atomes
Table des matières
1 L’atome et l’élément chimique
1.1 Constitution de l’atome . . . . . . . .
1.2 L’élément chimique . . . . . . . . . . .
1.3 Masse molaire d’un élément chimique .
1.4 Un peu de vocabulaire . . . . . . . . .
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2 Structure électronique d’un atome
2.1 Orbitales atomiques : nombres quantiques n, l, ml . . . . . . . . . . . .
2.1.1 Solutions de l’équations de Schrödinger . . . . . . . . . . . . .
2.1.2 Orbitales atomiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.1.3 Densité de probabilité de présence radiale . . . . . . . . . . . .
2.1.4 Densité de probabilité de présence angulaire . . . . . . . . . . .
2.2 Description d’un état électronique : nombres quantiques (n, l, ml , ms )
2.2.1 Le nombre quantique principale n . . . . . . . . . . . . . . . .
2.2.2 Le nombre quantique secondaire l . . . . . . . . . . . . . . . .
2.2.3 Le nombre quantique tertiaire ou magnétique ml . . . . . . . .
2.2.4 Le spin de l’électron . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.2.5 Etat quantique d’un électron . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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3 Remplissage des orbitales
3.1 Principe d’exclusion de Pauli . . . . . . . . . . . . . .
3.2 Règle de Klechkowski . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3.3 Règle de Hund . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3.4 Configuration électronique d’un atome . . . . . . . . .
3.4.1 Exemples . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3.4.2 Electrons de valence . . . . . . . . . . . . . . .
3.4.3 Electrons de coeur . . . . . . . . . . . . . . . .
3.4.4 Cas des ions . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3.5 Absorption et émission de lumière par un atome . . .
3.5.1 Absorption d’un photon par un atome . . . . .
3.5.2 Emission spontanée d’un photon par un atome
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4 La classification périodique
4.1 Construction . . . . . . . . .
4.2 Structure . . . . . . . . . . .
4.2.1 Périodes (lignes) . . .
4.2.2 Familles (colonnes) . .
4.2.3 Métaux et non métaux
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par la structure électronique des atomes
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5 Electronégativité d’un élément chimique
5.1 Importance de l’électronégativité . . . . . . . . . .
5.2 Electronégativité (χ) . . . . . . . . . . . . . . . . .
5.3 Evolution dans la classification périodique . . . . .
5.3.1 Mise en évidence expérimentale . . . . . . .
5.3.2 Evolution dans la classification périodique .
5.3.3 Electronégativité et propriétés redox . . . .
5.3.4 Interprétation de la classification périodique
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Table des figures
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9
Dimensions caractéristiques du noyau et de l’atome
Constituants élémentaires de l’atome . . . . . . . .
Fonction r2 R1,0 (r) . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Fonction r2 R2,0 (r) . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Fonction r2 R2,1 (r) . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Fonction r2 R3,0 (r) . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Fonction r2 R3,1 (r) . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Fonction r2 R3,2 (r) . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Orbitale s . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
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(a) Vision 3D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(b) Coupe 2D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Orbitale px . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(a) Vision 3D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(b) Coupe 2D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Orbitale py . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(a) Vision 3D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(b) Coupe 2D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Orbitale px . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(a) Vision 3D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(b) Coupe 2D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Orbitale pz . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(a) Vision 3D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(b) Coupe 2D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Orbitale dz2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(a) Vision 3D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(b) Coupe 2D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Orbitale dxy . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(a) Vision 3D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(b) Coupe 2D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Orbitale dxz . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(a) Vision 3D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(b) Coupe 2D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Orbitale dyz . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(a) Vision 3D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(b) Coupe 2D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Orbitale dx2-y2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(a) Vision 3D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(b) Coupe 2D . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Niveaux d’énergie rangé par ordre croissant selon la règle de
Excitation d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Désexcitation d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Spectre d’émission de l’hydrogène . . . . . . . . . . . . . . .
Familles à connaître . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Métaux et non métaux . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Evolution grossière de l’électronégativité . . . . . . . . . . .
Périodicité de l’électronégativité . . . . . . . . . . . . . . .
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Klechkowski
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10
10
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10
12
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15
15
16
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18
Capacités exigibles
1. Relier la position d’un élément dans le tableau périodique à la configuration électronique et au nombre
d’électrons de valence de l’atome correspondant.
2. Positionner dans le tableau périodique et reconnaître les métaux et non métaux.
3. Situer dans le tableau les familles suivantes : métaux alcalins, halogènes et gaz nobles.
4. Citer les éléments des périodes 1 à 2 de la classification et de la colonne des halogènes (nom, symbole,
numéro atomique).
5. Mettre en oeuvre des expériences illustrant le caractère oxydant ou réducteur de certains
corps simples.
6. Élaborer ou mettre en oeuvre un protocole permettant de montrer qualitativement l’évolution du caractère oxydant dans une colonne.
7. Relier le caractère oxydant ou réducteur d’un corps simple à l’électronégativité de l’élément.
8. Comparer l’électronégativité de deux éléments selon leur position dans le tableau périodique.
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CH1 – Structure électronique des atomes
L’atome et l’élément chimique
1.1
Constitution de l’atome
L’atome est constitué d’un noyau et de son cortège électronique. Il est globalement neutre.
Le noyau comprend A (nombre de masse) nucléons : Z (numéro atomique) protons + N neutrons.
atome
10−10 m
noyau
10−15 m
Figure 1 – Dimensions caractéristiques du noyau et de l’atome
charge (C)
masse (kg)
proton
+e
1, 67.10−27
neutron
0
1, 67.10−27
électron
−e
9, 0.10−31
Figure 2 – Constituants élémentaires de l’atome
Charge élémentaire : e = 1, 6.10−19 C.
1.2
L’élément chimique
L’élément chimique
Un élément chimique est défini par son numéro atomique.
Deux atomes peuvent différer par le nombre de nucléons du noyau. On appelle isotope les noyaux ne différant
que par leurs nombres de masse.
235
æ exemple : 238
92 U et 92 U sont deux isotopes de l’élément uranium U .
Conservation des éléments chimiques
Au cours d’une transformation chimique, il y a conservation des éléments chimiques.
1.3
Masse molaire d’un élément chimique
Masse molaire
La masse molaire atomique M d’un élément chimique est la masse d’une mole1 de cet élément chimique pris
dans son état atomique.
R
à l’état naturel, les éléments existent sous différentes formes isotopiques. Pour calculer la masse naturelle,
il faut faire une moyenne pondérée par l’abondance naturelle de chaque isotope.
1.4
Un peu de vocabulaire
Entités chimiques : les atomes, les ions, les molécules sont des entités chimiques.
Elément chimique : regroupe l’ensembles des entités chimiques caractérisées par le même nombre Z de protons dans leurs noyaux.
Espèce chimique : une espèce chimique est un ensemble d’entités chimiques identiques.
Corps simple/ corps composé : un corps simple est une entité constitué d’atomes d’un même élément (ex :
H2 ), par opposition à un corps composé, constitué d’atomes de plusieurs éléments (ex : CO2 ).
1. 1 mole contient NA ≈ 6, 02.1023 entités.
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CH1 – Structure électronique des atomes
Structure électronique d’un atome
2.1
2.1.1
Orbitales atomiques : nombres quantiques n, l, ml
Solutions de l’équations de Schrödinger
En 1926, Schrödinger propose que l’état de l’électron d’un atome est décrit par une fonction d’onde ψ
vérifiant l’équation de Schrödinger.
Hψ = Eψ
avec H est l’opérateur énergie, appelé hamiltonien du système, et E les énergies propres du système.
2.1.2
Orbitales atomiques
On montre que les différents états que peut avoir un électron d’écrivent sous la forme :
ψn,l,ml (r, θ, φ) = Rn,l (r)φl,ml (θ, φ)
avec r, θ et φ les coordonnées sphériques repérant la position d’un point de l’espace.
Le module au carré de la fonction d’onde |ψn,l,ml (r, θ, φ)|2 représente la densité de probabilité de trouver
l’électron au point de l’espace de coordonnées (r, θ, φ). Contrairement à la mécanique classique, l’électron n’est
plus localisé dans l’espace ! Il n’a plus d’orbite définie. On parle d’orbitales atomiques. On distingue la partie
radiale Rn,l (r) qui traduit la probabilité de trouver l’électron à une distance r du noyau et la partie angulaire
φl,ml (θ, φ) qui traduit la probabilité de trouver l’électron dans la direction (θ,φ) de l’espace.
On retiendra qu’il suffit de connaître les nombres quantiques (n, l, ml ) pour décrire la fonction
d’espace ψn,l,ml c’est-à-dire son orbital atomique.
2.1.3
Densité de probabilité de présence radiale
B Ce paragraphe est uniquement pour votre culture.
Elle donne la taille de l’orbitale atomique. Plus n est grand plus l’orbitale est volumineuse (rayon le plus
probable).
2.1.4
Densité de probabilité de présence angulaire
B Ce paragraphe est uniquement pour votre culture.
Elle donne la forme et la direction de l’orbitale. On représente la fonction ρ(θ, φ) = φl,ml (θ, φ). Plus le rayon
ρ est grand, plus il est probable de trouver l’électron dans cette direction.
2.2
2.2.1
Description d’un état électronique : nombres quantiques (n, l, ml , ms )
Le nombre quantique principale n
C’est l’entier qui définit en priorité l’énergie. Plus n est élevé plus l’énergie de l’électron occupant l’orbitale
est élevée. C’est le nombre n du modèle de Bohr.
n ≥ 1, n ∈ N
Couche électronique n
Le nombre quantique principal n définit une couche électronique de l’atome.
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CH1 – Structure électronique des atomes
Figure 3 – Fonction r2 R1,0 (r)
Figure 4 – Fonction r2 R2,0 (r)
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CH1 – Structure électronique des atomes
Figure 5 – Fonction r2 R2,1 (r)
Figure 6 – Fonction r2 R3,0 (r)
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CH1 – Structure électronique des atomes
Figure 7 – Fonction r2 R3,1 (r)
Figure 8 – Fonction r2 R3,2 (r)
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(a) Vision 3D
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(b) Coupe 2D
Figure 9 – Orbitale s
(a) Vision 3D
(b) Coupe 2D
Figure 10 – Orbitale px
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(a) Vision 3D
CH1 – Structure électronique des atomes
(b) Coupe 2D
Figure 11 – Orbitale py
(a) Vision 3D
(b) Coupe 2D
Figure 12 – Orbitale px
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(a) Vision 3D
CH1 – Structure électronique des atomes
(b) Coupe 2D
Figure 13 – Orbitale pz
(a) Vision 3D
(b) Coupe 2D
Figure 14 – Orbitale dz2
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(a) Vision 3D
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(b) Coupe 2D
Figure 15 – Orbitale dxy
(a) Vision 3D
(b) Coupe 2D
Figure 16 – Orbitale dxz
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(a) Vision 3D
(b) Coupe 2D
Figure 17 – Orbitale dyz
(a) Vision 3D
(b) Coupe 2D
Figure 18 – Orbitale dx2-y2
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2.2.2
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CH1 – Structure électronique des atomes
Le nombre quantique secondaire l
Le nombre quantique secondaire l donne le moment cinétique de l’électron et pour partie son énergie. l est
lié à la quantification du moment cinétique orbitale L de l’électron.
L=
p
0 ≤ l ≤ n − 1, l ∈ N
l(l + 1)~ avec
Au niveau d’énergie (ou à la couche) n correspondent n sous niveaux d’énergie En,l qu’on désigne parfois
par une lettre.
l
sous-couche
saturation
0
s
2
1
p
6
2
d
10
3
f
14
Ainsi, par exemple, la couche n = 3 contient trois orbitales de moments cinétiques respectifs l = 0, l = 1,
l = 2 qu’on note 3s, 3p et 3d.
Dans le cas général, l’énergie associée à l’orbitale dépend de l. Ce n’est pas le cas pour l’atome d’hydrogène
pour lequel les sous-couches 2s et 2p ont, par exemple, même énergie. On dit que les niveaux d’énergie sont
dégénérés.
l traduit la forme à l’orbitale.
Sous-couche électronique (n, l)
Le couple (n, l) définit une sous-couche électronique.
2.2.3
Le nombre quantique tertiaire ou magnétique ml
ml peut prendre 2l+1 valeurs. C’est un entier relatif qui traduit la quantification de la projection du moment
cinétique orbital suivant un axe de référence Oz.
Lz = ml ~ avec
−l ≤ ml ≤ l, ml ∈ Z
En l’absence de champ magnétique ml n’intervient pas dans l’énergie de l’électron. ml traduit l’orientation
de l’orbitale.
Orbitale électronique (n, l, ml )
Le triplet (n, l, ml ) définit une orbitale électronique.
2.2.4
Le spin de l’électron
L’électron possède une propriété intrinsèque, au même titre que sa charge, appelé spin S. Le spin a la
dimension d’un moment cinétique.
p
S = s(s + 1)~
1
Pour l’électron, s = et des expériences ont montré que la projection Sz est quantifiée :
2
Sz = ms ~
On parle de spin up (↑ pour s =
2.2.5
avec
ms = ±
1
2
1
1
) et down (↓ pour s = − ).
2
2
Etat quantique d’un électron
Etat quantique d’un électron
L’état quantique d’un électron est entièrement déterminé par la donnée du quadruplet (n, l, ml , ms ).
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3
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CH1 – Structure électronique des atomes
Remplissage des orbitales
3.1
Principe d’exclusion de Pauli
Principe de Pauli
Deux électrons ne peuvent pas être dans le même état quantique.
Ainsi, une orbitale (n, l, ml ) ne peut contenir que deux électrons : un de spin up, l’autre de spin down.
3.2
Règle de Klechkowski
La règle de Klechkowski permet d’ordonner les niveaux d’énergie.
Règle de Klechkowski
L’énergie d’une orbitale croît lorsque n + l croît. A n + l fixé, l’énergie croît avec n.
On peut retenir plus facilement L’ordonnancement des niveaux d’énergie suivant la règle de Klechkowski à
l’aide du schéma fig.19.
1s
2s
3s
4s
5s
2p
3p 3d
4p 4d 4f
5p 5d 5f 5g
Figure 19 – Niveaux d’énergie rangé par ordre croissant selon la règle de Klechkowski
3.3
Règle de Hund
La règle de Hund permet de déterminer les orbitales occupées par des électrons pour un atome dans son
état fondamental.
Etat fondamental d’un atome
On appelle état fondamental d’une atome (et plus généralement d’un système), son état de plus basse énergie.
Règle de Hund
Dans l’état fondamental d’un atome, les électrons remplissent les niveaux d’énergie par énergie croissante. Pour
des niveaux d’énergie dégénérés a , les électrons en occupent le maximum avec des spins parallèles.
a. i.e. de même énergie
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3.4
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CH1 – Structure électronique des atomes
Configuration électronique d’un atome
On remplit les orbitales (n, ml ) suivant de la règle de Hund. On indique en exposant le nombre d’électrons
sur chaque orbitale.
3.4.1
Exemples
Quelques exemples de configuration électronique d’atome dans leur état fondamental.
Carbone (Z=6) : C : 1s2 2s2 2p2
Sodium (Z=11) : N a : 1s2 2s2 2p6 3s1
P
Fer (Z=26) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
Application-1
Déterminer les configurations électroniques de l’argon Ar (Z = 18) et du fluor (Z = 9).
3.4.2
Electrons de valence
Electrons de valence
Les électrons de valence d’un atome sont les électrons occupant les orbitales de nombre quantique principal n
le plus élevé et/ou les orbitales insaturées.
æ exemple : Les électrons des couches 2s et 2p sont les électrons de valence de l’atome de carbone. Le carbone
possède donc quatre électrons de valence.
P
Application-2
Combien d’électrons de valence, l’atome d’oxygène possède-t-il ? Sur quelle(s) orbitales les électrons de valence
du chlore Cl (Z = 17) se trouvent-ils ?
Au cours d’une réaction chimique, seuls les électrons de valence sont mis en jeu. Ce sont donc les électrons
de valence d’un atome qui expliquent les propriétés chimiques d’un élément chimique.
3.4.3
Electrons de coeur
Les électrons qui n’appartiennent pas aux orbitales de valence sont appelés électrons de coeur.
Les électrons de coeur sont plus proches du noyau et donc plus fortement liés au noyau que les électrons de
valence.
3.4.4
Cas des ions
Toutes les règles énoncées pour écrire la configuration électronique d’un atome se généralisent aux ions. La
seule différence est que pour un anion, il faudra placer plus d’électrons sur les orbitales, pour un cation, il faudra
en retirer.
Anion
On prend l’exemple de l’ion fluorure F − .
1. Ecrire la configuration électronique de l’atome associé, ici l’atome de fluor F .
F : 1s2 2s2 p5
2. On ajoute les électrons suivant la règle de Hund. Ici, l’ion fluorure possède un électron supplémentaire
par rapport à l’atome de fluor :
F − : 1s2 2s2 p6
P
Application-3
Déterminer la configuration électronique de l’ion sulfure S 2− .
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Cation
On prend l’exemple de l’ion fer III F e3+ .
1. Ecrire la configuration électronique de l’atome associé, ici l’atome de fer F e.
F e : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
2. On retire les électrons les plus éloignés c’est-à-dire appartenant à la couche de plus forte valeur de n.
P
F e3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s0
soit F e3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
Application-4
Déterminer la configuration électronique de l’ion sodium N a+ .
3.5
3.5.1
Absorption et émission de lumière par un atome
Absorption d’un photon par un atome
Les niveaux d’énergie d’un atome sont discrets. Plus précisément, chaque orbitale à une énergie particulière
(voir règle de Klechkowski). Un électron dans une orbitale donnée, d’énergie En , ne peut accéder à une autre
orbitale d’énergie Em , que si l’énergie Eν = hν du photon incident vérifie 1 :
hν = Em − En
Em
hν
En
Figure 20 – Excitation d’un atome
Au cours de la transition, le photon est absorbé par l’électron. Il y a conservation de l’énergie. L’atome est
alors dans un état excité.
3.5.2
Emission spontanée d’un photon par un atome
Etat excité d’un atome
On appelle état excité d’un atome, un état de l’atome de plus haute énergie que l’état fondamental.
Lorsqu’un atome est dans un état excité, il n’y demeure pas éternellement. A chaque instant, il existe une
probabilité de relaxation de l’atome vers son état fondamental par transition d’un électron d’une orbitale de
haute énergie Em vers une orbitale de moins haute énergie En . Cette probabilité est d’autant plus grande qu’on
attend longtemps. On dit que l’atome se désexcite (fig.21). Cette transition électronique d’un orbitale à l’autre
s’accompagne de l’émission d’un photon d’énergie Eν = hν vérifiant :
1. En fait, la transition ne se fait qu’avec une certaine probabilité (parfois nulle !). La condition hν = Em − En est nécessaire
mais non suffisante.
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CH1 – Structure électronique des atomes
hν = Em − En
Em
hν
En
Figure 21 – Désexcitation d’un atome
Ce sont ces transitions radiatives et la structure discrète des états atomiques qui explique le spectre de raies
des atomes (fig.22).
Figure 22 – Spectre d’émission de l’hydrogène
4
La classification périodique
4.1
Construction
Les éléments sont classés par numéros atomiques croissants2 et rangés en colonnes de façon à ce que les
éléments d’une même colonne présentent des propriétés chimique analogues.
4.2
4.2.1
Structure
Périodes (lignes)
Période
On appelle couche de valence la couche électronique la plus éloignée du noyau. Elle joue un rôle fondamentale
dans les propriétés physiques et chimiques de l’élément.
Les éléments d’une même période ont même couche de valence.
2. Historiquement, Mendeleiev les classa par masse molaire atomique croissante et opéra quelques interversions.
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4.2.2
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Familles (colonnes)
Familles d’éléments
Les éléments d’une même famille ont le même nombre d’électrons sur leur couche de valence. Il en résulte des
propriétés chimiques analogues.
Colonne
Famille
Exemple
Valence
1
Alcalins
Na, K
1
2
Alcalino-terreux
Mg, Ca
2
16
Chalcogènes
O, S
6
17
Halogènes
Cl, Br, I
7
18
Gaz nobles
Ne, Ar
8
Figure 23 – Familles à connaître
4.2.3
Métaux et non métaux
Répartition dans la classification périodique : fig.24.
Bloc s
Bloc d
Bloc p
Bloc f
Figure 24 – Métaux et non métaux
80% des corps simples des éléments de la classification périodique sont des métaux. Ce sont des solides
cristallins caractérisés par leur bonnes conductivités thermique et électrique, leur caractère réfléchissant (« l’éclat
métallique »), malléable et ductile.
On distingue les métaux alcalins (ex : N a, bloc s), les métaux alcalino-terreux (ex : Ca, bloc s), les métaux
de transitions (ex : Cu, F e, bloc d), et les métaux pauvres (ex : P b, Ge, bloc p). Voir le tableau périodique.
5
Electronégativité d’un élément chimique
5.1
Importance de l’électronégativité
La valeur de l’électronégativité permet de prédire :
—
—
—
—
—
La nature des éléments : métaux et non-métaux,
Les degrés d’oxydation (D.O.),
Le type des liaisons engagées entre éléments,
L’ionicité d’une liaison,
L’acido-basicité des oxydes.
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5.2
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CH1 – Structure électronique des atomes
Electronégativité (χ)
L’électronégativité
L’électronégativité χ d’un élément chimique quantifie sa propension à s’ « approprier » un doublet électronique
dans une liaison covalente.
5.3
5.3.1
Evolution dans la classification périodique
Mise en évidence expérimentale
Voir TP CH1
Caractère réducteur d’un élément chimique
On dit qu un élément chimique a un caractère réducteur s’il cède facilement un ou plusieurs électrons.
Le caractère réducteur d’un élément chimique est lié à sa faible électronégativité.
Caractère oxydant d’un élément chimique
On dit qu un élément chimique a un caractère réducteur s’il gagne facilement un ou plusieurs électrons.
Le caractère oxydant d’un élément chimique est lié à sa forte électronégativité.
5.3.2
Evolution dans la classification périodique
Evolution dans la classification périodique : voir fig.25 et fig.26. On constate que, grossièrement, l’électronégativité augemente lorsqu’on Z augmente suivant une période et diminue fortement à chaque changement de
période.
χ
χ
χ
Figure 25 – Evolution grossière de l’électronégativité
Les halogènes sont très oxydants. L’élément le plus électronégatif est le fluor F : χF = 4, 0
Les alcalins sont très réducteurs. L’élément le moins électronégatif est le césium Cs : χCs = 0, 7
5.3.3
Electronégativité et propriétés redox
Electronégativité et propriétés redox
Un élément chimique est d’autant plus oxydant qu’il électronégatif.
Un élément chimique est d’autant plus réducteur qu’il est peu électronégatif.
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CH1 – Structure électronique des atomes
4.5
4.0
Electronegativite
3.5
3.0
2.5
2.0
1.5
1.0
0.5
0.0
5
10
15
Z
20
25
30
35
Figure 26 – Périodicité de l’électronégativité
5.3.4
Interprétation de la classification périodique par la structure électronique des atomes
Donner les configurations électroniques du lithium, du sodium, du potassium. Combien d’électrons de valence
les alcalins possèdent-il ? Mêmes questions pour les halogènes.
Configuration électronique et tableau périodique
Les éléments d’une même famille ont même configuration électronique de valence. Les éléments d’une même
période ont même configuration électronique de coeur.
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