Embed Size (px)
Citation preview
Haute Ecole de la Communauté Française du HainautINSTITUT SUPERIEUR INDUSTRIELMONSDépartement technique type longBA1
CHIMIEAtomistique(résumé)
Partie de Juin(Année académique 2012-2013)version 2.0
Basé sur le cours de "Chimie", ISIMs, F.BESANGER et sur le cours de "Chimie physique", FPMs, A.DECROLY + prises de notesRéalisé par Corky Maigre *[*] (FPMs 173). [email protected]
Table des matières1. Théorie ondulatoire de la lumière.............................................................................................................................32. Spectre électromagnétique........................................................................................................................................3
2.1. Spectre atomique de l'hydrogène.......................................................................................................................42.2. Equation de Rydberg.........................................................................................................................................42.3. Théorie des quanta de Planck............................................................................................................................52.4. L'effet photoélectrique.......................................................................................................................................52.5. Postulats de Bohr...............................................................................................................................................62.6. Potentiel d'ionisation.........................................................................................................................................72.7. Insuffisance du modèle de Bohr........................................................................................................................72.8. Postulat de Louis de Bröglie.............................................................................................................................82.9. Principe d'incertitude de Heinsenberg...............................................................................................................8
3. Orbitales atomiques et nombres quantiques..............................................................................................................93.1. Nombres quantiques..........................................................................................................................................93.2. Forme des orbitales...........................................................................................................................................93.3. Niveau énergétique des orbitales.....................................................................................................................113.4. Structure électronique des éléments................................................................................................................113.5. Tableau périodique..........................................................................................................................................15
4. Liaisons chimiques..................................................................................................................................................164.1. Liaison ionique................................................................................................................................................16
4.1.1. Formation des cations..............................................................................................................................164.1.2. Formation des anions...............................................................................................................................174.1.3. Formation d'un réseau ionique.................................................................................................................174.1.4. Cycle de Born-Haber...............................................................................................................................17
4.2. Liaison covalente.............................................................................................................................................184.2.1. Ordre de remplissage des orbitales moléculaires.....................................................................................194.2.2. Molécules homonucléaires biatomiques..................................................................................................204.2.3. Molécules hétéronucléaires biatomiques.................................................................................................204.2.4. Principe d'hybridation..............................................................................................................................21
4.3. Liaison covalente dative..................................................................................................................................234.4. Liaison métallique...........................................................................................................................................23
2
1. Théorie ondulatoire de la lumière
Un rayon lumineux est un phénomène consistant dans la propagation de perturbations électromagnétiques sous forme d'ondes à une vitesse c.
Une onde est une vibration par laquelle l'énergie est transmise.
[m]ou [nm ] = longueur d ' onde [Hz ]ou [ sec−1] = fréquenceA = amplitudec [m/ s ] = vitesse de propagation
c = ou = c ou = c
Le nombre d'ondes = 1 .
2. Spectre électromagnétique
Un spectre continu: observation de toutes les longueurs d'ondes et de toutes les couleurs.
La couleur est liée à la fréquence, la lumière blanche est un mélange de toutes les fréquences de la lumière visible, c'est donc un spectre continu.
Un élément a un spectre discontinu lui étant caractéristique, c'est un spectre de raies (nombre d'électrons) qui n'absorbe que certaines fréquences.
Lorsqu'un élément est dans une flamme, il y a agitation thermique des électrons et émission d'un rayonnement qui donne une couleur caractéristique à la flamme car seulement certaines fréquences émises.
3
E↑
2.1. Spectre atomique de l'hydrogène• Spectre d'absorption
ensemble des fréquences absorbées ⇒ EXCITATION (durée courte).
Lorsque l'énergie augmente, la distance entre les raies diminue.Au-délà de la limite, il y a photoémission de haute énergie et tous les quanta lumineux sont absorbés.
• Spectre d'émission
émission de lumière à certaines fréquences déterminées ⇒ DESEXCITATION (durée longue).
Le spectre d'émission est caractéristique à la nature spécifique d'un atome.Seuls des photons d'énergie déterminée sont émis.Pou émettre, l'atome a besoin de recevoir une forte énergie.
Il y a plus de raies d'émission que des raies d'absorption car la durée de l'état excité est très brève.
2.2. Equation de Rydberg expression mathématique qui donne la position de toutes les raies spectrales.
1 = RH . 1
n12 −
1n2
2 avec n2 n1 ou n2 n11 .
• Série de LYMAN: n1 = 1 (UV)• Série de BALMER: n1 = 2 (VISIBLE)• Série de PASCHEN: n1 = 3 (IR)• Série de BRACKETT: n1 = 4 (IR)• Série de PFUND: n1 = 5 (IR)
La raie limite de chaque série correspond à n2 = ∞ .4
n1 = numéro de la sérien2 = numéro de la raie
2.3. Théorie des quanta de PlanckL'énergie de l'électron ne peut prendre que certaines valeurs car spectre discontinu, donc seulement certaines raies et longueurs d'ondes. Il existe donc des niveaux énergétiques distincts pour l'électron, l'énergie est alors quantifiée.
" Les molécules ne peuvent émettrent ou absorber de l'énergie que par quantité discrètes ou par paquets ".
E = n . h . avec {n=nombre quantique entier positif h=constante de Planck=6,63.10−34 [ J.s] = fréquence [ sec−1]
L'énergie est donc émise par quanta h. et pour chaque fréquence, la molécule ne peut avoir qu'une énergie multiple de h. .
Un atome ne peut céder de l'énergie au monde extérieur que par l'intermédiare de photons.
Photon (ou quantum) = plus petite quantité d'énergie qui peut être émise ou absorbée sous forme de rayonnement électromagnétique E = h. .
2.4. L'effet photoélectriqueEn 1905, Albert Einstein admit qu'un faisceau de lumière est un flux de particules (photons) qui se déplacent à la vitesse de la lumière et que chaque photon d'une radiation de fréquence transporte une énergie E = h. .
" Pour un métal donné, l'absorption d'un rayonnement lumineux d'une fréquence égale ou supérieure à une valeur déterminée s'accompagne de l'émission d'électrons ".
Absorption de h.v par un métal et émission d'électron ssi v>v0.
(un photon cède de l'énergie à un électron)
h. = W 0 E cin e−
= h .0 12 mv2 avec {h.= énergie arrivant sur le métal pour un photon.
W 0 = travail d ' extraction = énergie pour s ' arracher au métal.0 = fréquence seuil minimale caractéristique du métal.E cin = énergie cinétique restante que possède l ' électron arraché
Energie minimale pour arracher un électron:
W 0 = E0 = h.0 ⇒ seuil d'excitation ou seuil photo-électrique.
• Si 0 pas de photoémission mais absorption à certaines fréquences.• Si 0 émission d'électrons à ue vitesse de l'énergie cinétique restante h.−h.0 .
5
(1905)
(1901)
2.5. Postulats de BohrLa quantification d'énergie implique que l'électron ne peut se trouver qu'à des distances bien définies du noyau.
Modèle planétaire:
Un électron est une particule de masse m qui circule autour du noyau sur des trajectoires circulaires (= orbites stationnaires) où l'énergie est constante (pas de rayonnement d'énergie). L'électron occupe donc une position stable, il est en équilibre. Il peut émettre ou absorber de l'énergie que lors du passage d'une orbite à une autre.
Postulat:
" Un atome cède de l'énergie par transfert d'un électron d'une orbite stationnaire de niveau énergétique E2 vers une orbite stationnaire de niveau énergétique inférieur E1 par émission d'un photon d'énergie Q: "
Q = h .= E2 − E1
Lors de l'absorption de lumière, la fréquence de la lumière absorbée lorsque l'électron passe d'un niveau énergétique inférieur à un niveau énergétique supérieur est égale à:
=E2 − E1
h
EMISSION: E2 E1 avec E2 > E1 ⇒ énergie négative car E cédée car photons cédés.ABSORPTION: E1 E2 avec E2 > E1 ⇒ énergie positive car apport de photons (voir p7)
Les orbites constituent une série discontinue de niveaux énergétiques (K, L, M, N, ...).
Un électron est à l'état fondamental s'il occupe le niveau énergétique le plus bas correspondant à la stabilité maximale.
Un électron est à l'état excité s'il occupe des niveaux énergétiques supérieurs, il est alors dans un état instable et donc il tend à revenir à l'état fondamental en émettant des photons.
Le retour spontané à l'état fondamental s'accompagne de l'émission de photons.
Il y a plusieurs manières de retomber sur une orbite stable.
1. {Q1 = h.1 = E3−E2 1 =E3−E2
h
Q2 = h.2 = E2−E1 2 =E2−E1
h
2. Q3 = h.3 = E3−E1 3 =E3−E1
h
On a 3 fréquences donc 3 longeurs d'ondes et donc 3 raies.
6
(1913)
Rayons des orbites circulaires de l'électron selon Bohr:
n=1: rK = 0,529.10-10 m = 0,529 ÄEK = -13,59 eV
(1eV = 1,602.10-19 J)
A partir de là on peut déterminer les autres rayons et énergies grâce aux relations suivantes:
rn = r K .n2
En =E K
n2
2.6. Potentiel d'ionisationLe potentiel d'ionisation d'un atome en [eV] est l'énergie à fournir à cet atome pour lui arracher un électron.
Il faut donc l'amener à un niveau n =∞ où l'énergie En=∞ = 0 par convention.
Donc pour arracher un électron se trouvant sur l'orbite la plus stable par exemple, il faudra un potentiel d'ionisation égale à:
PI = Q = h . = En=∞−E n=1 =−En=10
[eV ]
PI 0
2.7. Insuffisance du modèle de BohrL’hypothèse d’un électron tournant autour du noyau sur une orbite circulaire est très simple et très séduisante dans son principe. Mais on se rendit compte, peu à peu, que cette théorie simple n’était qu’approchée. Il donne une image trop précise et trop géométrique de l'atome.
• Seulement valable pour des éléments avec un seul électron.• Ne peut pas être expliqué et applicable à des éléments avec plusieurs électrons.• Il ne permet pas d’expliquer l’effet Zeeman, c’est-à-dire le fait que l’atome a un spectre d’émission
beaucoup plus complexe lorsqu’il est soumis à un champ magnétique.• Il ne considère que le seul aspect corpusculaire du phénomène d'émission de lumière.
Une nouvelle théorie a donc été élaborée car on avait besoin d'un nouvel outil mathématique, la mécanique quantique.
7
2.8. Postulat de Louis de BröglieLa lumière présente un double aspect:
• aspect ondulatoire (déplacement d'ondes) phénomèmes liés à sa propagation (Elumineuse conservée).• aspect corpusculaire (déplacement de photons) échanges d'énergie.
Les phénomèmes ondulatoires pourraient expliquer l'existence de niveaux discontinus d'énergie des atomes.
" A toute particule isolée en mouvement est associée une onde dont la longueur d'onde est donnée par la relation fondamentale ":
= hm .v = h
p {m , masse de la particulev , vitesse de la particuleh ,constante de Planckp , quantité de mouvement
Principe d'onde associée qui n'a pas de réalité physique.
2.9. Principe d'incertitude de HeinsenbergIl est impossible de connaître, simultanément et avec précision, la position et la vitesse d'un électron en mouvement autour du noyau L'électron ne peut être localisé.
La précision de la position de l'électron est inversément proportionnelle à celle de sa vitesse.Lorsqu'on gagne en précision sur la mesure de la vitesse, on perd de la précision sur sa position.
Cette absence de pécision dans la localisation de l'électron est la traduction de l'aspect ondulatoire de cette particule (une onde ne peut pas être localisée dans l'espace).
m.v∗Pos h4
On ne peut pas localisé l'électron mais on a une idée de l'endroit où il se trouve, on définit donc une probabilité de présence.
Principe de Born (1926)
"La probilité de présence d'un électron en un point donné de l'espace peut être calculée à partir du carré de l'amplitude de l'onde associée à cet électron ".
∣2∣= densité de probabilité de présence avec x , y , z = fonction d ' onde
orbitale atomique = région de l'espace dans laquelle la probabilité de trouver un électron est non nulle ( volume où il y 95% de chance de trouver un électron à l'intérieur de sa surface).
La probabilité de trouver un électron en un point est nulle !
8
(1927)
(1924)
(Incertitude d'Heinsenberg)
3. Orbitales atomiques et nombres quantiques3.1. Nombres quantiquesCe sont des paramètres fondamentaux qui caractérisent l'orbitale.
• Nombre quantique principal (n)
n 1 numéro de la couche électronique et niveau énergétique. {K :n=1L :n=2M :n=3N :n=4O :n=5P : n=6
• Nombre quantique secondaire (orbital ou azimutal) (l)
0 l n−1 type d'orbitale atomique (=forme). {s : l=0p : l=1d :l=2f : l=3
• Nombre quantique magnétique (m)
−l m l orientation et nombre d'orbitale d'un type donné. Il peut prendre m = 2. l1 valeurs.
• Nombre quantique magnétique de spin (ms)
ms =±1/2 (spin up and down) spécifie la direction.(origine du dédoublement des raies spectrales)3.2. Forme des orbitales
9
Combinaisons possibles
n 1 0 l n−1 −l m ln = 1 l = 0 m = 0 1 orbitale 1s
n = 2 l = 0 m = 0 1 orbitale 2s
l = 1 m = -13 orbitales 2pm = 0
m = 1
n = 3 l = 0 m = 0 1 orbitale 3s
l = 1 m = -13 orbitales 3pm = 0
m = 1
l = 2 m = -2
5 orbitales 3d
m = -1
m = 0
m = 1
m = 2
n = 4 l = 0 m = 0 1 orbitale 4s
l = 1 m = -13 orbitales 4pm = 0
m = 1
l = 2 m = -2
5 orbitales 4d
m = -1
m = 0
m = 1
m = 2
l = 3 m = -3
7 orbitales 4f
m = -2
m = -1
m = 0
m = 1
m = 2
m = 3
10
3.3. Niveau énergétique des orbitalesEtat fondamental le plus stable, et donc énergie la plus faible: n=1.
• Si l = constante, l'énergie augmente avec n : E1s E2s E3s .• Si n = constante, l'énergie augmente avec l : E 2s E 2p .• Si n et l varient: ∑ nl .
ex: 5s 5 + 0 = 5 et 2p 2 + 1 = 3 ⇒ E2pE5s .Si il y a égalité, c'est la valeur de n qui est déterminante.
3.4. Structure électronique des élémentsIl existe 3 règles:
1. Règle de stabilté : les électrons occupent d'abord les niveaux d'énergie les plus faibles.
2. Principe d'exclusion de Pauli : maximum 2 électrons par orbitale atomique et de spins contraires.
3. Règle de Hund : les électrons occupent d'abord seuls l'orbitale atomique avant de créer des doublets.11
Les coques:
1. 1s2. 2s 2p3. 3s 3p4. 4s 3d 4p5. 5s 4d 5p6. 6s 4f 5d 6p7. 7s 5f 6d 7p
N° Élement Structure électronique Ligne Colonne1 H 1s1 1 Ia2 He 1s2 1 03 Li 1s2 | 2s1 2 Ia4 Be 1s2 | 2s2 2 IIa5 B 1s2 | 2s2 2p1 2 IIIa6 C 1s2 | 2s2 2p2 2 IVa7 N 1s2 | 2s2 2p3 2 Va8 O 1s2 | 2s2 2p4 2 VIa9 F 1s2 | 2s2 2p5 2 VIIa10 Ne 1s2 | 2s2 2p6 2 011 Na 1s2 | 2s2 2p6 | 3s1 3 Ia12 Mg 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3 IIa13 Al 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p1 3 IIIa14 Si 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p2 3 IVa15 P 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p3 3 Va16 S 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p4 3 VIa 17 Cl 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p5 3 VIIa18 Ar 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 3 019 K 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s1 4 Ia20 Ca 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 4 IIa 12
REGLE EMPIRIQUE DE KLECHKOWSKI
21 Sc 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d1 4 IIIb22 Ti 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d2 4 IVb23 V 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d3 4 Vb24 Cr 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s1 3d5 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 4 VIb25 Mn 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d5 4 VIIb26 Fe 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d6 4 VIIIb(1)27 Co 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d7 4 VIIIb(2)28 Ni 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d8 4 VIIIb(3)29 Cu 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s1 3d10 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 4 Ib30 Zn 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4 IIb31 Ga 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p1 4 IIIa32 Ge 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p2 4 IVa33 As 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p3 4 Va34 Se 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p4 4 VIa35 Br 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p5 4 VIIa36 Kr 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 4 037 Rb 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s1 5 Ia38 Sr 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 5 IIa39 Y 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d1 5 IIIb40 Zr 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d2 5 IVb41 Nb 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s1 4d4 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 5 Vb42 Mo 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s1 4d5 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 5 VIb43 Tc 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d5 5 VIIb44 Ru 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s1 4d7 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 5 VIIIb(1)45 Rh 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s1 4d8 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 5 VIIIb(2)46 Pd 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s0 4d10 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 5 VIIIb(3)47 Ag 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s1 4d10 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 5 Ib48 Cd 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5 IIb49 In 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p1 5 IIIa50 Sn 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p2 5 IVa51 Sb 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p3 5 Va52 Te 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p4 5 VIa53 I 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p5 5 VIIa54 Xe 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 5 055 Cs 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s1 6 Ia56 Ba 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 6 IIa57 La 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f0 5d1 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 6 IIIb58 Ce 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f2 6 /59 Pr 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f3 6 /60 Nd 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f4 6 /61 Pm 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f5 6 / 13
62 Sm 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f6 6 /63 Eu 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f7 6 /64 Gd 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f7 5d1 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 6 /65 Tb 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f9 6 /66 Dy 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f10 6 /67 Ho 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f11 6 /68 Er 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f12 6 /69 Tm 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f13 6 /70 Yb 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 6 /71 Lu 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d1 6 /72 Hf 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d2 6 IVb73 Ta 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d3 6 Vb74 W 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d4 6 VIb75 Re 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d5 6 VIIb76 Os 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d6 6 VIIIb(1)77 Ir 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d7 6 VIIIb(2)78 Pt 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s1 4f14 5d9 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 6 VIIIb(3)79 Au 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s1 4f14 5d10 !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! 6 Ib80 Hg 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6 IIb81 Tl 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p1 6 IIIa82 Pb 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p2 6 IVa83 Bi 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p3 6 Va84 Po 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p4 6 VIa85 At 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p5 6 VIIa86 Rn 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 6 087 Fr 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s1 7 Ia88 Ra 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 7 IIa89 Ac 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f0 6d1 !!!!!!! 7 IIIa90 Th 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f0 6d2 !!!!!!! 7 /91 Pa 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f2 6d1 !!!!!!! 7 /92 U 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f3 6d1 !!!!!!! 7 /93 Np 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f4 6d1 !!!!!!! 7 /94 Pu 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f6 6d0 7 /95 Am 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f7 6d0 7 /96 Cm 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f7 6d1 !!!!!!! 7 /97 Bk 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f9 6d0 7 /98 Cf 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f10 6d0 7 /99 Es 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f11 6d0 7 /100 Fm 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f12 6d0 7 /101 Mv 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f13 6d0 7 /102 No 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f14 6d0 7 / 14
103 Lr 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f14 6d1 7 /104 Rf 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f14 6d2 7 IVb3.5. Tableau périodique
Familles (colonne) : éléments qui présente la même couche électronique externe.
Ia: structure externe: n s1 (alcalins)IIa: structure externe: n s2 (alcalino-terreux)IIIa: structure externe: n s2 n p1 (terreux)IVa: structure externe: n s2 n p2 (carbonides)Va: structure externe: n s2 n p3 (azotides)VIa: structure externe: n s2 n p4 (sulfurides)VIIa: structure externe: n s2 n p5 (halogènes)0: structure externe: n s2 n p6 (gaz inertes) la couche externe est complétement remplie = STABLE.
Périodes (ligne) : éléments d'une même coque électronique.
1: niveau 1s 2 électrons max. 2 éléments.2: niveaux 2s et 2p 2 + 6 = 8 électrons max. 8 éléments.3: niveaux 3s et 3p 2 + 6 = 8 électrons max. 8 éléments.4: niveaux 4s, 3d et 4p 2 + 10 + 6 = 18 électrons max. 18 éléments.5: niveaux 5s, 4d et 5p 2 + 10 + 6 = 18 électrons max. 18 éléments.6: niveaux 6s, 4f, 5d et 6p 2 + 14 + 10 + 6 = 32 électrons max. 32 éléments.
La configuration électronique externe détermine les propriétés chimiques des éléments.
15
Bloc d
Bloc s
Bloc f
Bloc p
4. Liaisons chimiques
Les éléments créent des liaisons pour essayer d'augmenter leur stabilité, donc une diminution de leur énergie. processus spontané énergie minimale le système évolue vers une saturation de la couche externe (aspect des gaz inertes).⇒ saturation de la coque périphérique.
Les atomes liés présentent une plus grande stabilité que les non-liés.
Les gaz inertes ne se lient pas car ils sont déja stable au maximum (déjà énergie minimale).
Moyens: • Transfert d'électron• Mise en commun d'électron formation d'un doublet électronique.
Types de liaisons: • Liaisons ioniques = tranferts d'électrons• Liaisons covalentes = mise en commun d'électrons• Liaisons métalliques4.1. Liaison ionique
4.1.1. Formation des cations
La formation des cations demande de l'énergie (énergie positive car apportée).
Nag Z=11
énergie Nag+
même structure que Z=10
1e-
• Potentiel d'ionisation P.I : énergie en [eV] nécessaire pour arracher un électron à un atome isolé à l'état gazeux.
Cag Cag + 1e- (potentiel de première ionisation P.I1 )
Cag+ Cag
++ 1e- (potentiel de deuxième ionisation P.I2 )
P.I toujours positif ⇒ endothermique.
• Caractère électropositif croissant : élément de type métallique qui donne des cations plus facilement.
Augmente vers le bas car le numéro de la période augmente et donc on est de plus en plus loin du noyau, par conséquent l'énergie d'attraction est moins grande effet d'écran moins grand.
Si l'atome est petit, les électrons sont retenus solidement.Si l'atome est gros, l'attraction électronique est moins forte.Le potentiel d'ionisation varie donc en sens inverse de la dimension des atomes
16
(1 eV = 1,602.10-19 J = 3,83.10-20 cal)
(perdre un ou plusieurs électrons pour obtenir un cation de structure électronique stable donc PI élevée)
PI plus faible → plus facile à extraire l'électron.PI plus élevée → plus difficile à extraire l'électron.
PI augmente en sens inverse
4.1.2. Formation des anions
La formation des anions donne de l'énergie (énergie négative car libérée).
Cl g 1e- Cl g- énergie
• Affinité électronique A.E : énergie dégagée lors de l'addition d'un électron supplémentaire à un atome gazeux neutre.
A.E négative ⇒ exothermique. (la seconde affinité peut parfois être positive ! )
• Caractère électronégatif croissant : L'électronégativité E.N est la tendance d'un atome a s'attirer des électrons quand il est combiné
dans un composé.
Le rayon diminue et l'affinité devient de plus en plus négative de gauche à droite et de bas en haut. Corps simples non-métalliques.
4.1.3. Formation d'un réseau ionique
1 élément métallique et 1 élément non-métallique.
NaCl Na+ Cl-
Il y a donc apport de l'énergie du potentiel d'ionisation de Na (énergie positive) et libération de l'énergie de l'affinité électrique de Cl (énergie négative).
Le bilan nous donne: 5,13−3,11 0 bilan positif énergie à fournir endothermique.
Lors de la formation du NaCl, il y a rapprochement desdeux ions.Lors de ce rapprochement, on récupère de l'énergieappelée énergie réticulaire U 0 en [kJ . mole−1]
4.1.4. Cycle de Born-Haber
principe fondamental de la Thermodynamique: la transformation est indépendante du chemin suivi, elle dépend uniquement de l'état initial et de l'état final.
17
Na (s)½ Cl2 (g)
Na (g)½ Cl2 (g)
Na (g)Cl (g)
Na+ (g)Cl (g)
Na+ (g)Cl- (g)NaCl
Chaleur molaire de sublimation du Na
Chaleur molaire de dissociation du Cl2
( x ½ )
Potentiel d'ionisation du Na
Affinité électronique du Cl
Énergie réticulaire U0
Chaleur de réaction directe
# Les liaisons covalentes sont formées par des éléments d'E.N semblables.# Les liaisons ioniques sont formées par des éléments d'E.N différentes.EN augmente en sens inverse
4.2. Liaison covalente Liaison chimique par mise en commun d'électrons.
Il y a superposition d'une partie des orbitales créant ainsi une zone où va augmenter la probabilité de présence des électrons mis en communs orbitale moléculaire liante σ (dans l'axe des deux noyaux).
⇒ Lorsqu'on approche deux atomes, il y a recouvrement des orbitales atomiques aboutissant à la formation d'une orbitale moléculaire liante.
Ce rapprochement conduit à la formation de deux niveaux énergétiques correspondant à une orbitale moléculaire liante σ et une orbitale moléculaire anti-liante σ*.
Ex: H2 a pour structure électronique 1s2 .
L'édifice formé est stable si le nombre d'électrons liants est supérieur au nombre d'électrons anti-liants..Le nombre de laisons = ½ (nombre d'électrons liants – nombre d'électrons anti-liants)
La diminution d'énergie résultant de la présence d'un électron sur une orbitale moléculaire liante est exactement compensée par l'augmentation d'énergie due à l'électron sur le niveau anti-liant.
Il y a deux types de recouvrements possibles:
• Recouvrement coaxial: recouvrement suivant l'axe qui joint les deux atomes liaisons σ
• Recouvrement latéral: recouvrement où les axes sont parallèles liaisons π
18
(densité électronique élevée)
(densité électronique nulle)
Emax → pas stable
Emin → stable
→ ces liaisons concernent des orbitales p,d ou f (jamais les orbitales s) d'atomes qui sont déjà liés par une orbitale moléculaire σ.
4.2.1. Ordre de remplissage des orbitales moléculaires
La structure électronique des molécules s'obtient en procédant de la même manière que pour l'établissement de la structure électronique des atomes.
Ordre pour les molécules homonucléaires biatomiques légères jusqu'à N2 (Z=7):
1s 1s* 2s 2s
* 2px =2py 2pz 2px* =2py
* 2pz*
A partir de O2 (Z=8), il y a permutation des niveaux 2px , 2py ,et 2pz .
1s 1s* 2s 2s
* 2pz 2px =2py 2px* =2py
* 2pz*
19
E
4.2.2. Molécules homonucléaires biatomiques
Lors de la formation d'une liaison covalente entre deux atomes identiques, le partage des électrons se réalise de manière équitable.
L'orbitale moléculaire est symétrique par rapport au plan médian de la droite joignant les deux noyaux.
Le doublet est donc placé à égale distance.
⇒ Liaison covalente pure ou parfaite.
4.2.3. Molécules hétéronucléaires biatomiques
Lors de la formation d'une liaison covalente entre deux atomes différents, le partage des électrons se réalise généralement de manière non-équitable.
La répartition des électrons de liaison est généralement dissymétrique.
Cette dissymétrie résultent de la différence du pouvoir d'attraction électronique des atomes.
polarisation de la liaison.
⇒ Liaison covalente polarisée.
Eletronégativité = tendance qu'à un élément à s'attirer vers lui le doublet électronique commun de la liaison covalente polarisée.
Le doublet commun de la liaison covalente polarisée est attiré par l'atome ayant la plus grande électronégativité.Cet atome devient dès lors porteur de charge négative et en cas de rupture, peut se transformer en ion négatif. L'électronégativité est donc la tendance pour un atome à se charger négativement.
Soit xi le coefficient d'électronégativité = coefficient numérique qui donne la valeur de l'attraction exercée par l'atome i sur le doublet commun.
Pauling affirme que l'énergie de résonnance ΔAB est d'autant plus élevée que la différence xA – xB est plus élevée.
∣x A−xB∣= AB
Cette méthode de calcul ne fournit que des différences de coefficients d'électronégativité, par conséquent pour attribuer un coefficient d'électronégativité à chaque élément, on fixe xF = 4 .
20
B est plus électronégatif que A
E.N ↑
Echelle de Pauling
Liaison covalente pure: électronégativités semblables.Liaison covalente polarisée: électronégativités différentes.
Pour qu'une molécule soit dipolaire, elle faut qu'elle ait des laisons polarisées.
La polarisation de la liaison entre A et B est symbolisée par: A − B−
= déplacement du doublet commun vers l'élément le plus électronégatif
Cette notation permet de faire la différence avec le symbolisme A+ B- qui impliquerait le transfert complet d'un électron de A vers B.
Il est possible d'estimer le caractère ionique de la liaison covalente polarisée en évaluant le déplacement .
4.2.4. Principe d'hybridation
• Hybridation sp 3 de l'atome de carbone
C Z=6 : 1s2 |2s2 2p x1 2p y
1 à l'état fondamental.
Activation d'un électron de 2s sur 2pz ⇒ Cactivé : 1s2 | 2s1 2p x1 2p y
1 2pz1
Formation de 4 orbitales hybridées sp3 d'énergie supérieure à partir des orbitales 2s, 2px, 2py, et 2pz.
21
2s
2p
2s
2p
sp3
• Hybridation sp 2 de l'atome de carbone
C Z=6 : 1s2 |2s2 2p x1 2p y
1 à l'état fondamental.
Activation d'un électron de 2s sur 2pz ⇒ Cactivé : 1s2 | 2s1 2p x1 2p y
1 2pz1
Formation de 3 orbitales hybridées sp2 d'énergie supérieure à partir des orbitales 2s, 2px, et 2py. L'orbitale 2pz reste intacte après hybridation, elle échappe à l'hybridation.
• Hybridation sp de l'atome de carbone
C Z=6 : 1s2 |2s2 2p x1 2p y
1 à l'état fondamental.
Activation d'un électron de 2s sur 2pz ⇒ Cactivé : 1s2 | 2s1 2p x1 2p y
1 2pz1
Formation de 2 orbitales hybridées sp d'énergie supérieure à partir des orbitales 2s et 2px. Les orbitales 2py et 2pz restent intactes après hybridation, elles échappent à l'hybridation.
22
2s
2p
2s
2p
sp2
2pz
2s
2p
2s
2p
sp
2pz2py
L'hybridation consiste donc en une recherche mathématique de nouvelles combinaisons des fonctions orbitales atomiques devant déboucher sur la formation des liaisons les plus stables.On observe une redistribution de l'énergie aboutissant à des niveaux énergétiques identiques pour les orbitales concernées.Les orbitales atomiques correspondant à ces niveaux identiques sont appelés orbitales hybrides.
L'hybridation est un phénomène au cours duquel des orbitales de types différents acquièrent la même énergie, la même forme, et se répartissent de façon symétrique dans l'espace.
4.3. Liaison covalente dativeUn seul partenaire fournit le doublet assurant la liaison, il est appelé DONNEUR.L'autre est alors appelé ACCEPTEUR.
• Pour être donneur, il faut posséder au moins un doublet libre sur la coque externe.• Pour être accepteur, il doit exister des niveaux inoccupés d'orbitales atomiques d'énergie suffisamment
basse sur la coque externe.
La liaison établie se comporte comme une liaison covalente classique polarisée (étant donné la différence d'électronégativité des deux éléments).4.4. Liaison métalliqueLes liaisons métalliques sont des liaisons délocalisées.Elles ne sont pas dirigées.
23
