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2016-2017 Rappels de chimie (bases)
Rappels de la chimie
– UE6: chimie inorganique–
Semaine: n°1 (du 05/09/16 au
11/09/16)
Date: 05/09/2016
Heure: de 14h00 à
15h00 Professeur: Pr. Melnyk
Binôme: n°4 Correcteur: n°22
Remarques du professeur
•revoir certains cours de PACES
PLAN DU COURS
I) Rappels
A) Structure de l'atome
B) Répartition électronique
C) Modèle ondulatoire
D) Configuration électronique
E) Classification périodique
F) Propriétés des atomes
G) Formation de la liaison: les orbitales moléculaires
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I) Rappels
A) L'atome
La matière est constituée d'atomes :
Les électrons vont définir les propriétés des atomes et c'est par leur mise en commun que se forme une liaison.
Les éléments et l'homme
Il n'y a qu'un petit nombre d'atomes qui se retrouve dans le corps humain:
•97,5 % du poids du corps humain est constitué de 5 éléments
→ O (65%), C (18%), H (10%), N (3%), Ca (1,5%)
•1,75% du poids = 5 autres éléments
→ P (1%), S(0,25%), K (0,2%), Na (0,15%), Cl (0,15%)
•0,75% du poids = oligo-éléments
→ Magnésium Mg, Fluor F, Fer Fe, Silicium Si, Zinc Zn, Cuivre Cu, Iode I, Étain Sn, Sélénium Se,
Vanadium V, Manganèse Mn, Molybdène Mo, Chrome Cr, Cobalt Co, Nickel Ni
B) La répartition des électrons
Les électrons sont impliqués dans la formation des atomes (rôle dans la formation des liaisons).
Il faut connaître le nombre d’électrons d'un atome et connaître leur répartition (il faut être capable de déterminer
les états les plus stables et les états d'ionisation).
Cela est permis grâce :
•aux 2 modèles existants:
le modèle de Bohr
le modèle ondulatoire
•et à la réactivité chimique des éléments
C) Le modèle ondulatoire
•Dualité onde-corpuscule
•Principe d'incertitude: on ne peut pas connaître avec précision la position et la vitesse des électrons:
on parle de notion de probabilité de présence
le volume de forte probabilité de présence = OA (= Orbitale Atomique)
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OA = volume de l'espace dans lequel un ou plusieurs électrons ont une forte probabilité de présence
•Une OA est caractérisée par 3 nombres quantiques:
nombre quantique principal: n (n > 0), couche
nombre quantique azimuthal: l (0 ≤ l ≤ n-1), sous couche
nombre quantique magnétique: ml (-l ≤ ml ≤ l ), orientation dans l'espace de l'orbitale atomique
nombre quantique de spin: s (s = +/- ½) électrons parallèles ou antiparallèles
Énergies des sous-couches et OA :
•Pour l'hydrogène et les ions hydrogénoïdes, l'énergie d'une sous-couche ne dépend que de la valeur de n.
Seuls les ions hydrogénoïdes respectent le modèle de Bohr et comme l'énergie ne dépend que du nombre
principal n, toutes les sous-couches d'une même couche ont la même énergie = dégénérescence . Cela n'est
valable pour l'hydrogène ou pour les espèces à un seul électron.
•Pour les autres: l'énergie dépend de n mais aussi de l. Donc, au sein d'une même couche, les différentes
sous-couches ont des énergies différentes
Orbitales atomiques :
La forme dépend de l, l’orientation dépend de ml
l =0 → orbitales s = volume sphérique centré autour du noyau
(présence d'une coque nodale pour s>1, nombre de coques nodales = n-1)
l =1 → orbitales p = double lobe orienté le long des axes x, y, z (2px, 2py, 2pz)
Il existe trois orbitales de types p :
•2px orienté selon l'axe des x
•2py orienté selon l'axe des y
•2pz orienté selon l'axe des z
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On définit ce repère d'axe, fonction des trois directions de l'espace selon l'orientation des orbitales.
Les orbitales 2p ont leur n et leur l identique mais se distingue par leur ml.
ml permet donc de donner une indication sur l'orientation spatiale de l'orbitale
l =2 → orbitales d = forme plus complexe avec 2 systèmes de volume : dxy, dxz, dyz, dx2-y2, dz2
•dz² est orienté selon l'axe des z avec un double lobe orienté avec un même signe dans les deux lobes
orientés selon l'axe des z. Son volume torique est dans le plan (x ; O ;y) dans lequel l'électron a une forte
probabilité de présence et un signe opposé au signe du double lobe selon l'axe des z.
•dx² a un double lobe selon l'axe des x
•dy² a un double lobe selon l'axe des y
Les autres orbitales (dxy, dxz et dyz) sont orientées selon les bissectrices des axes
Si n augmente, le volume augmente
Mis à part pour l'orbitale 1s, les orbitales s possèdent une coque nodale (1 pour la 2s, 2 pour la 3s, ...)
Orbitales atomiques hybrides :
= construction d'OA hybrides par combinaison d'OA « pures »
orbitales sp orbitales sp² orbitales sp3
1s + 1p
orientation à 180°
2 liaisons équivalentes
molécule linéaire
1s + 2p
orientation à 120°
3 liaisons équivalentes
molécule plane
1s + 3p
orientation à 109°
4 liaisons équivalentes
molécule tétraédrique
Les axes des orbitales sp3 partent tous du centre d'un tétraèdre vers les sommets de celui-ci.
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D) Structure électronique des atomes
répartition des électrons = configuration électronique
Les 4 grands principes de la configuration électronique :
•indiscernabilité totale des électrons
•principe de stabilité: État fondamental = quand l'atome est dans son état énergétique le plus stable →
niveau d'énergie le plus bas
Principe de Klechkowski : Les électrons saturent les niveaux par énergie croissante (on remplit au fur
et à mesure les différentes sous-couches)
L'énergie augmente selon l'ordre n+1. Si la valeur de (n+l) est la même, l'énergie augmente quand
l'ordre de n augmente.
Principe d'exclusion de Pauli : 2 électrons d'un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre
nombres quantiques identiques : 1 OA correspond à 1 jeu (n, l,m l)
=> 2 électrons par OA et les spins sont anti-parallèles ↑↓
=> 2 électrons → s ; 6 électrons → p ; 10 électrons → d ; 14 électrons → f
Le non-respect de cette règle entraîne un état interdit
Règle de Hund : pour des OA de même énergie, les électrons vont se répartir sur les orbitales avec un
nombre maximal de spins ½ (parallèles) pour une stabilité maximale.
Le non-respect de cette règle entraîne un état excité
Un état de valence est un état de l'atome qui va former des liaisons
E) Classification périodique
•18 colonnes = familles d'éléments. Dans une même colonne, il y a le même nombre d'électrons de valence
donc les éléments ont les mêmes propriétés
•7 lignes ou périodes correspondant au nombre quantique n (nombre principal)
Construction du tableau par blocs : s, p, d, f
•bloc s = alcalin (ns1) et alcalino-terreux (ns2) : colonnes 1et 2
•bloc p = np1, np2, np3, np4, np5, np6 : colonnes 13 à 18
•bloc d = métaux de transition : 10 colonnes de 3 à 12
•bloc f = famille des lanthanides et des actinides
Klechkowski permet de définir la configuration électronique. Cependant, si on connaît la position d'un élément
dans la classification périodique, on peut également retrouver sa configuration électronique.
F) Propriétés des atomes
•Taille atomique
dans une même colonne : les éléments ont le même nombre d'électrons de valence, seul le nombre de
n varie : le nombre de n augmente en descendant. Quand n augmente, le rayon de l'atome augmente
dans une même ligne :on est toujours sur la même couche donc le même type de volume. Ce qui
change, c'est la charge du noyau qui augmente d'une unité à chaque fois. Comme la charge du noyau
augmente, l'attraction augmente et donc le rayon diminue de la gauche vers la droite.
> le rayon de l'anion est supérieur à celui de l'atome correspondant
> le rayon du cation est inférieur à celui de l'atome correspondant
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