Chapitre 5
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Chapitre 5 Les configurations électroniques, les propriétés des atomes et le tableau périodique 5.1 Atomes formés de plusieurs électrons • Le modèle de Bohr ne s’applique qu’aux atomes hydrogénoïdes, c’està-dire ne contenant qu’un seul électron ; ex.: H, He+, Li2+. • Dans ce cas, l’énergie d’un électron ne dépend que du nombre quantique principal n, c’est-à-dire de la couche où il se trouve. – Ex: dans l’atome d’hydrogène, E3s = E3p = E3d ; on dit alors que les orbitales 3s, 3p et 3d sont dégénérées. • Dans les atomes polyélectroniques s’ajoute la répulsion entre les électrons ; en conséquence : – on ne peut plus calculer l’énergie d’un niveau ; – En 2,179 x 10 n2 ne s’applique plus. 18 J Atomes non hydrogénoïdes - suite • L’énergie de l’électron ne dépend plus seulement de la couche où il se trouve (nombre quantique principal n) : elle dépend aussi de la souscouche (nombre quantique secondaire, ℓ). • Pour une couche donnée : Es < Ep < Ed < Ef , etc. • Pour une sous-couche donnée, les orbitales sont dégénérées. • Ex : dans n’importe quel atome, E2 p x E2 p y E2 p z 5.2 La configuration électronique • C’est la façon dont les électrons sont distribués dans les différentes orbitales. • Il existe 2 notations: – Notation spdf : on écrit les sous-couches avec, en exposant, le nombre d’électrons présents dans chacune. – Ex: 1s2 2s2 2p4 signifie qu’il y a 2 électrons dans la sous-couche 1s 2 électrons dans la sous-couche 2s 4 électrons dans la sous-couche 2p Configuration électronique – cases quantiques • Notation par cases quantiques : on représente une orbitale par un carré et un électron par une flèche ; pour les orbitales dégénérées, on relie les cases quantiques entre elles. • Ex: Configurations électroniques – notation abrégée • On peut utiliser une notation abrégée de la configuration électronique en remplaçant la partie qui correspond à un gaz noble par le symbole de celui-ci, placé entre crochets. • Exemples: Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 ou [Ne]3s1 K : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ou [Ar]4s1 Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ou [Ar]4s2 3d6 • La notation abrégée s’applique également avec la représentation par cases quantiques. 5.3 Les règles régissant les configurations électroniques • On distribue les électrons dans les orbitales en ordre d’énergie croissante. Principe d’exclusion de Pauli • Principe d’exclusion de Pauli : dans un atome, deux électrons ne peuvent posséder les 4 mêmes nombres quantiques (voir p.202). – ⇒ 2 e- maximum par orbitale – ⇒ ça explique la forme du tableau périodique : ℓ Type d’orbitale m nb d’orbitales nb d’erégion du tableau 0 s 0 1 2 1 et 2 1 p -1,0,1 3 6 13 à 18 2 d -2,-1,0,1,2 5 10 métaux de transition 3 f -3,-2,-1,0,1,2,3 7 14 lanthanides actinides Règle de Hund • Règle de Hund : dans une sous-couche, on met le plus de spins parallèles possible (règle du banc d’autobus!)(voir p.202). N: 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p N: N: 5.4 Les configurations électroniques: le principe de Aufbau • Principe de Aufbau = application des règles régissant les configurations électroniques. • Représentation de l’atome à l’état fondamental. • Ex: N : 1s2 2s2 2p3 ou Ti : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 ou Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 ou Exceptions au principe de Aufbau • Le principe de Aufbau prédit correctement la configuration électronique des éléments représentatifs mais pas celle des éléments de transition ni des éléments de transition interne ; de ceux-ci, on retiendra seulement : Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 ou Cu : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 ou • Exceptions causées par la recherche de symétrie des orbitales d. 5.5 Les configurations électroniques et les lois périodiques • La structure du tableau périodique reflète les configuration électroniques. Les électrons de valence • « La chimie, c'est un déplacement d'électrons » périphériques • e- périphériques (ou de valence) (p.212): – e- dont le nb quantique principal n est le plus élevé; – ajouter les e- d et f si ces orbitales ne sont pas remplies. • Exemples: – – – – N : 1s2 2s2 2p3 Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Ti : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 Xe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 Les configurations électroniques de ions • Pour acquérir un degré d’oxydation négatif (charge négative), un élément remplit ses orbitales p : Groupe VA : -3 Ex: N : 1s2 2s2 2p3 N3- : 1s2 2s2 2p6 Groupe VIA : -2 Ex: S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 S2- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Groupe VIIA : -1 Ex: F : 1s2 2s2 2p5 F- : 1s2 2s2 2p6 Ions positifs • Pour acquérir un degré d’oxydation positif (charge positive), un élément représentatif perd tous ses e- périphériques, ou seulement ses e- périphériques p : Groupe IA : +1 Ex : Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ :1s2 2s2 2p6 Groupe IVA : +4, +2 Ex : C : 1s2 2s2 2p2 C4+: 1s2 C2+: 1s2 2s2 Ions des métaux de transition • Pour les ions de métaux de transition, les e- périphériques s partent les premiers. • Exemple: Mn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 Mn2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 Mn7+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5.7 Les propriétés atomiques périodiques des éléments • Effet d'écran et charge effective: dans un atome polyélectronique, un électron donné est à la fois attiré par le noyau et repoussé par les autres électrons – L’attraction réelle qui s’exerce sur lui est inférieure à celle qu’exercerait le noyau seul. • Autre façon de présenter l’effet d'écran : les e- forment un « écran » entre le noyau et d'autres e- situés plus loin, (ceux dont n est plus grand) – Ça « diminue » l’attraction que le noyau peut exercer sur les électrons dont n est plus grand. Charge effective - suite Zeff = Zréel - effet d'écran Zeff : charge effective Zréel: charge réelle du noyau effet d’écran : répulsion occasionnée par la présence d’électrons sur les couches inférieures Charge effective - exemple • Ex : atome de bore • Les e- internes (1s) forment un « écran » entre le noyau et les epériphériques. • Les e- périphériques (2s, 2p) « voient » un noyau dont la charge est plus petite que +5 Le rayon atomique • Dans une rangée : Zeff ↑ de gauche à droite ⇒ RA ↓ de gauche à droite. • Dans une colonne : n des e- péri. ↑ de haut en bas ⇒ distance noyau - e- péri. ↑ de haut en bas ⇒ RA ↑ de haut en bas Le rayon ionique • Les cations (ions positifs) ont des électrons en moins par rapport à leur élément respectif. • Le noyau attire plus intensément les e- restants que dans l’élément correspondant. • Un cation est plus petit que l’atome dont il provient. • Les anions (ions négatifs) ont des électrons en plus par rapport à leur élément respectif. • L’intensité des forces de répulsion qui s’exercent entre les eaugmente. • Un anion est plus volumineux que l’atome dont il provient. Espèces isoélectroniques • Espèces isoélectroniques = atomes/ions possédant le même nb d’e-; • Ils ont donc la même configuration électronique. • Numéro atomique ↑ ⇒ attraction entre noyau et e- ↑ ⇒ RA ↓ • Exemple: S2- > Cl- > Ar > K+ > Ca2+ (grandeur du rayon) 16 17 18 19 20 protons • Tous ces atome/ions ont comme configuration électronique 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 . L’énergie d’ionisation • Énergie d’ionisation : énergie requise pour enlever un e- à un atome gazeux. X (g) → X+ (g) + eI1 X+ (g) → X2+ (g) + eI2 et ainsi de suite. • Processus toujours endothermique puisqu’on sépare une charge positive d'une charge négative (demande de l’énergie, voir page 224). • I1 < I2 < I3 ... pour un élément donné puisque la charge positive de l’ion est de plus en plus grande. • I1 + I2 : énergie nécessaire pour enlever deux e- à X. Périodicité de l’énergie d’ionisation • Dans une rangée : Zeff ↑ de gauche à droite ⇒ I ↑ de gauche à droite. • Dans une colonne : n des e- périphériques ↑ de haut en bas ; – distance entre noyau et e- périphériques ↑ de haut en bas ; – I ↓ de haut en bas. Affinité électronique • Affinité électronique : variation d’énergie associée à l’acceptation d’un électron par un élément neutre. A (g) + e- → A- (g) AE • Parfois exothermique, parfois endothermique. • Ce n’est pas I à l’envers ; – présence d’un ion positif dans l’équation d’énergie d’ionisation; – présence d’un ion négatif dans l’équation d’affinité électronique. Affinité électronique - exemple Cl- (g) → Cl+ (g) + 2 e- ΔH = ? • Pour calculer ΔH, on décompose la réaction en autant d’étapes qu’il y a d’électrons. • L’énergie de chacune de ces étapes a déjà été mesurée et peut être trouvée dans des tableaux de données : Cl- (g) → Cl (g) + eCl (g) → Cl+ (g) + e- - AE = 348 kJ/mol I1 = 1251 kJ/mol Cl- (g) → Cl+ (g) + 2 e- 1599 kJ/mol Périodicité de l’affinité électronique • Dépend a peu près des mêmes facteurs que I (Zeff, distance noyau-e-) ; mais la symétrie sphérique est plus importante → variation plus irrégulière de gauche à droite dans une rangée (p.227).
