Modèle de l Atome - Laboratoire de Chimie Théorique · Le nombre de neutron N est égal a A-Z A = Z+N L1C001- Structure et Réactivité ... La compréhension de la réaction chimique

Modèle de l’Atome

Découverte des Electrons: particules chargées formant le cortège électronique du noyau

Jean Perrin (F-1870-1942), (modèle planétaire, mise en évidence de la nature matérielle des électrons)Joseph John Thomson (GB-1856-1940) (détermination du rapport e/m 1897)Robert Mullikan (US-1869-1953) (détermination de la charge e de l’électron 1910)

Masse=m= 9,11 10-31kg soit 0,00055 u (unité atomique de masse)Charge = c= -e = -1,60219 10-19 C

Découverte des Nucléons constituant le noyau atomique en 1911 par Ernest Rutherford (NZ-1871-1937) : « la matière est concentrée dans des noyaux laissant

entre eux beaucoup d’espace vide »

Expérience de Rutherford

Ecran de ZnSDétection de l’impact

Feuille d’or

Source Polonium

(particule α chargé positivement)

99% des particules traversent la feuille d’or mais d’autres sont diffusés

Charge fixe (massive) positive qui dévie les particules α , déviation dépendant de la masse du noyau = calcul de la Masse Atomique

Structure de l’’’’Atome

L1C001- Structure et Réactivité

Expérience de Rutherford : la matière est concentrée sous

la forme de « noyaux » chargés positivement

RUTHERFORD/PERRIN : L’ATOME EST CONSTITUÉ D’UN NOYAU CONCENTRANT LA MASSE ET LES CHARGES POSITIVES (PROTON ET NEUTRON) ET D’ELECTRONS GRAVITANT AUTOUR DU NOYAU A GRANDE DISTANCE

Structure de l’’’’AtomeL1C001- Structure et Réactivité

L’atome est l’unité de base en chimie

MODELE PLANETAIRE DE RUTHERFORD -PERRINL’atome est une entité électriquement neutre, constituée d’un noyau chargé positivement et d’électrons chargés négativement en mouvement autour du noyau

Le NOYAU est constitué de nucléons:

Le PROTON porteur d’une charge électrique e = 1,6 . 10-19 CLe NEUTRON charge nulle de masse quasiment identique à celle du proton

C’est l’interaction nucléaire forte qui assure la cohésion du noyau.

Sa portée est très faible (10-15m = 1 fm ( femtomètre)

Le nombre de nucléons d’un noyau est appelé NOMBRE DE MASSE noté A.


Le nombre de proton que contient un noyau est appelé NUMERO ATOMIQUE noté Z

La charge du noyau est donc égale a Z.e => Z est aussi appelé nombre de charge.

Le nombre de neutron N est égal a A-Z A = Z+N


LES NUCLEIDES

Un atome est donc un noyau contenant des protons (Z) et des neutrons (N), avec A= N+Z, et Z électrons

Un Nucléide c’est un élément chimique donc caractérisé par un numéro atomique et un nombre de masse

On le note de la façon suivante:

XA

Z

X est le symbole de l’élément

Nombre de Masse

Numéro Atomique

Nucléide ou élément chimique

Exemple:

Remarque: les nucléides stables vérifient à peu prés A = 2Z soit Z = N C12

6Pu

238

94


C12

6

Carbone

6Ds

248

110

Darmstatium

Cl35

17

Chlore

N14

77

Azote( Nitrogen)

O16

88

Oxygène


ISOTOPIE

Pour un élément X donné, défini par Z, il peut exister plusieurs nucléides. C’est à dire, une mêmevaleur de Z mais une masse atomique , A différente: A’, A". Les atomes sont alors dit isotopes maisil s’agit du même élément car Z est identique.

XA

ZX

A’

ZX

A"

Z

Un seul élément plusieurs isotopes

C12

6

Exemple: le Carbone

C13

6C

14

6

Stable (A= 2Z) Stable Instable décomposition spontanée: radioactif = datation


Les propriétés chimiques (échanges d’’’’électrons, liaisons chimique) dépendent pour l’’’’essentielde la répartition des Z électrons autour du noyau d’où l’importance du Numéro Atomique Z:

-> Des atomes peuvent différer par leur nombre de masse, A, tout en ayant le même Z: Les isotopesauront donc les mêmes propriétés chimiques (d’ou la possibilité de marquage en diagnostic médical)mais aussi la difficulté de les séparer (seule la masse diffère : ultracentrifugation)


Il y a 103 éléments courant mais 110 ont été mis en évidence (même de façon très brève)

Les 92 premiers sont naturels (sauf 43Tc et 61 Pm (prométhium) ). Les autres sont artificiels.

Au cours d’une réaction chimique, les différents éléments chimiques se conservent.

Les CORPS SIMPLES sont constitués d’un seul élément même numéro atomiqueExemple: dioxygène, O2, l’ozone, O3, le dihydrogène, H2 ou le soufre S8

Les CORPS COMPOSES sont constitués d’au moins deux éléments de numéro atomique différent

Exemple: l’eau, H2O, l’eau oxygénée, H2O2, l’ammoniac, NH3 ou le benzène C6H6


Masse Atomique

La masse d’un atome est de l’ordre de 10-27 kg. Cette échelle est mal adaptée aux atomesLes chimistes ont donc proposé une autre unité de mesure

L’Unite de Masse Atomique : U.M.A. (parfois appelé Dalton)

Définition: une uma, u, c’est 1/12 de la masse de l’isotope 12 du Carboneu = 1.6605 x 10-27 kg.

Pour un nucléide contenant A nucléons de masse approximativement 1u, sa masse atomique est de A.u->La masse atomique (m) exprimé en u.m.a est donc égale numériquement et approximativement à A->A l’exception du carbone 12, la masse d’un nucléide n’est jamais un nombre rigoureusement entier (masse relative)

Les Tables donnent les valeurs numériques des masses atomiques des éléments, (masse naturelle), ils’agit de la moyenne pondérées des masses des nucléides (isotopes) composant l’élément.


Masse Moléculaire: c’est la masse d’une molécule, elle s’obtient en additionnant les masses desatomes composant la molécule

Masse Molaire

Le concept de masse atomique,uma, permet de représenter la masse des atomes par des nombresmaniables mais c’est une échelle microscopique difficilement mesurable en pratique.L’observation est au niveau macroscopique, c’est a dire sur les propriétés d’un ensemble d’atomes oude molécules

Le nombre d’Avogadro permet de passer de l’échelle microscopique à l’échelle macroscopique


Pour définir un nombre unique d’atome ou de molécule permettant les comparaisons, le nombre d’Avogadro,NA, a été introduit.

Définition (1): Une mole, (symbole mol) est une quantité ou un ensemble qui contient NA unitéune mole d’H2O = NA molécule d’H2Oune mole d’Ar = NA atome d’Argonon peut parler d’une mole d’électrons, d’ions, de nucléons etc ….

Définition (2): 0,012 kg de l’isotope 12C contient NA atome de 12C. C’est une quantité mesuréeNA = 12 10-3/(12 x 1.6605 10-27) = 6,02296 1023≈ 6,023 1023


Définition : La masse molaire est la masse d’une mole d’un corpselle s’exprime usuellement en g/mol

C12

6M ( ) = 12,00 g.mol-1 H

1

1M ( ) = 1,00 g.mol-1

O16

8M ( ) = 16,00 g.mol-1 M ( ) = 35,49 g.mol-1Cl17

De manière générale numériquement M(g.mol-1) )= m (u)

MX (g.mol-1) = NA .mX (g)mX (g) = 1.6605 x 10-24 mX(u) = mX(u)/NA

Masse molaire moléculaire = Somme des masses molaires atomiques

Ex : M(H20) = 2x M(H) + M(O) = 18,005 g/molM(HCl) = M(H) + M(Cl) = 36,493 g/mol


ATOMISTIQUESon but est de décrire la répartition des électrons pour tous les éléments chimiques et d’étudier lesconséquences de cette répartition sur les propriétés physico-chimique des éléments.


L’atome est donc constitué d’un noyau comportant l’essentiel de la matière (caractérisé par A et Z) et de Zélectrons. Des nucléides de même numéro atomique, Z, mais de nombre de masse , A, différent ont les mêmespropriétés chimiques.

L’objet de la chimie, entre autres choses, c’est l’étude de la réactivité des atomes et des molécules (en tantqu’assemblées d’atomes). C’est à dire de la façon dont les atomes ou les molécules réagissent entre eux et sonttransformés au cours de la réaction chimique. Il s’agit de la formation et/ou de rupture de liaison chimiques.

La liaison chimique engage des électrons d’’’’atomes différents. Ainsi lors d’une réaction chimique lescaractéristiques fondamentales de l’atome, c’est à dire la composition du noyau, ne sont pas modifiées, seulela répartition électronique autour du noyau est modifié.

Le modèle atomique de Rutherford est insuffisant pour cette description:

Modèle planétaire : noyau positif entouré d’électrons négatifs. Cela suppose un mouvement des électronsautour du noyau de sorte qu’une force centrifuge s’oppose à l’attraction électrostatique entre le noyau et lesélectrons. Or une particule chargée impliquée dans un mouvement circulaire émet un rayonnement et donc unepartie de l’énergie des électrons serait transformée en énergie lumineuse. Cette perte d’énergie se traduirait parune trajectoire de plus en plus proche du noyau d’où l’impossibilité d’une telle structure.

La compréhension de la réaction chimique nécessite donc une bonne compréhension de l’’’’environnementélectronique (structure et répartition des électrons autour du noyau) des atomes mis en jeu


L’atome est électriquement neutre: il y a autant de protons, Z, que d’électrons

L’électron a une charge exactement opposée à celle du proton sa masse est d’environ 1800 fois plus faible, son rayon est < a 10-18 m (contre 10-15 m pour le proton)

L’essentiel de la masse est donc confiné dans le noyau

Le volume réellement occupé par les particules (noyau + électrons) est environ 10-15 fois plus petit

que le volume effectif de l’atome: le volume réel est donc essentiellement celui occupé par le nuage

électronique

Z Protons

N Neutrons

Z électrons

Nuage électroniqueZone d’évolution des électronsEssentiel du volume

NoyauEssentiel de la masse

Donc Masse Atomique = A = Z+NNuméro Atomique = Nombre de protons =Nombre d’électrons = Z


I-2 Quantification de l’’’’énergie d’un Atome : Théorie Quantique

I-2 1- Spectres des atomes-Diagrammes Energétiques


Dans le modèle de Rutherford, la variation continue de la trajectoire des électrons entraînerait unevariation continue de la fréquence du rayonnement émis du fait du mouvement des électrons.

Le développement, à la fin du XIXème, de la spectroscopie d’émission des atomes a montré un spectred’émission (ou d’absorption) des atomes discontinu présentant des raies caractéristiques de l’atome.

A l’état stable , l’atome est dans son état fondamental, soumis à une décharge électrique dans un tube a vide, il passe dans un état excité. Le retour à l’état fondamental (10-8s) s’accompagne de l’émission d’un rayonnement présentant des raies d’émissions caractéristiques.

Notion de Niveau Energétique et de transition entre ces niveaux

Spectre d’émission de l’Hydrogène



Chaque spectre est caractéristique d’un élément

Deux bandes à 589 et 589,59 nm : utilisé dans les lampes à vapeur de sodium pour éclairage public couleur orangée caractéristique



Spectre d'absorption :En ce qui concerne les spectres d'absorption, on aura comme spectre "le complémentaire" du spectre d'émission, avec en fond le spectre de la lumière utilisée pour réaliser l'expérience (ici de la lumière solaire)Ce spectre est obtenu par irradiation de la matière et l'on observe un spectre de raies sombres sur fond de spectre thermique.


L1C001 Structure et Réactivité Structure de l’’’’Atome

Relation fréquence-longueur d’onde : ν = c/λoù λ est la longueur d’onde en unités de longueur, ν la fréquence en T-1

et C la célérité de la lumière dans le vide (299 792 458 m⋅s-1 arrondi à 3 108 m⋅s-1 )

Visible: 400-800 nm


Spectre des Atomes : cas de l’hydrogène

Le spectre d’émission est constitué de plusieurs séries de raies découvertes par différents chercheurs :

En 1885 : Johann Balmer (CH-1825-1898) dans le Visible En 1906 : Theodore Lyman (US-1874-1954) dans l‘Ultra-violetEn 1908 : Friedrich Paschen (D-1865-1947) dans l’Infra-rouge proche, En 1922 : Frederick Brackett (US-1896-1988) dans l’Infra-rougeEn 1924 : August Pfund ( US-1879-1949) dans l’Infra-rougeEn 1953 : Curtis J. Humphreys (US-1898-1986) dans l’infra-rougeLes suivantes ne sont plus désignées par un nom…



Spectre de raie de l’hydrogène : Série de Balmer

Il montre que les longueurs d’ondes observées de ces raies suivent la relation empirique:

1λ

= K .( - ) avec n > 21

22

1

n2

Cette série présente aussi de nombreuses raies de plus en plus rapprochées lorsque λ décroit jusqu’à la valeur limite λ = 364,7 nm où le spectre devient continu puis disparaît cela correspond à n= ∞…

Donc uniquement 4 raies dans le visible

notation Hα Hβ Hγ Hδ

λ(nm) 656,3 486,1 434,0 410,2

Couleur Rouge Bleu Indigo Violet

Johann Balmer


Spectre des Atomes : cas de l’hydrogène

The spectral series of hydrogen, on a logarithmic scale.

The four visible hydrogen emission spectrum lines in the Balmer series. H-alpha is the red line at the right.


Spectre d’émission de l’hydrogène:

Toute les séries présentent la même structure: à l’intérieur d’une série , elle décroissent en intensité lorsque λ diminue en même temps qu’elle sont de plus en plus rapprochées

Raie de têtesRaie Limite


Spectre de raie de l’hydrogène:

Johannes Rydberg (SW-1854-1919) et Walter Ritz (CH-1878-1909) montrèrent en 1888 que les longueurs d’onde de toutes les raies pouvaient se mettre sous la forme :

n et m sont deux entiers positif tel que m > n

λ(n,m) est la longueur d’onde correspondant à la transition entre les niveaux n et m

σnm = ν nm (nombre d’onde) est la fréquence de transition entre les niveaux n et m (en m-1 ou cm-1)

Rh est appelé constante de Rydberg = 109737,3 cm-1

Série de Lyman n = 1 UV λlim = 91 nmSérie de Balmer n = 2 UV + Visible λlim = 364,3 nmSérie de Paschen n = 3 IR proche λlim = 820 nmSérie de Brackett n = 4 IR λlim = 1460nm Série de Pfund n= 5 IR λlim = 2280nmSérie de Humphreys n= 6 IR λlim = 3283nm (trouve en 1953)

Dans chaque série , m> n, caractérise une raie


Spectre de raie de l’hydrogène:

Raie limite

Raie de tête


Niels Bohr (DK-1885-1962) propose en 1913 une théorie permettant de lever les contradictions du modèle de Rutherford et d’expliquer le spectre de l’hydrogène. Cette théorie est en fait l’application directe de la théorie quantique, introduite par Max Planck ( D-1858-1947), au problème de la structure atomique.

De nombreux phénomènes liés à l’interaction Rayonnement-Matière, ne peuvent alors être expliqué

Notamment l’effet Photo-Electrique en 1887 décrit par Heinrich Hertz (D-1857-1894) avec une plaque métallique qui soumise à une lumière émet des électrons dont la quantité dépend de l’intensité lumineuse.

e-

λ < λ0

A la fin du XIXe , la Physique distingue deux domaines

La matière, faite de corpuscules matériels et qui suit les lois de la mécanique newtonnienne

Le rayonnement, lumière, présentant un caractère ondulatoire et obéissant aux lois de l’électromagnétisme (Maxwell)

Niels Bohr


Les échanges d’énergie entre la lumière et la matière ne sont pas continus mais discontinus. Ils ont lieu pour des valeurs discrètes de l’énergie.

Max Planck: Les échanges d’énergie lors de l’interaction rayonnement-matière se font en

absorbant ou en émettant des quantités d’ énergie nε, où n est un entier et ε une quantité d’énergie élémentaire: un quantum d’’’’énergie

L’accord théorie-expérience est obtenu en admettant que pour un rayonnement de fréquenceν (ou de longueur d’onde dans le vide , λ) le quantum d’énergie vaut :

ε = h.ν = hc/λ h est la constante de Planck (h = 6,63 10-34 J.s)c est la vitesse de la lumière dans le vide (3,0. 108 m.s-1)

Albert Einstein (D-CH-US1879-1955) en 1905 suppose que le rayonnement monochromatique defréquence ν est constitué de grains d’’’’énergie de masse nulle, se déplaçant dans le vide à la vitesse

de la lumière c et possédant une énergie ε= hν.

Il explique ainsi le phénomène photo-électrique.

La lumière est ainsi considérée comme un faisceau de particules qui seront appelés photonsdès 1920.

I-2 Quantification de l’’’’énergie d’un Atome : Théorie Quantique

I-2-2 Introduction des 5 nombres quantiques (n, l, ml, s et ms)



Modèle de Bohr

Pour rendre compte de la discontinuité des spectres d’émission de l’Hydrogène, Bohr suggère :

-2: Chaque orbite correspond à une valeur déterminée de l’énergie de l’électron: celle-ci ne peut donc varier de façon continue : E est quantifiée donc discontinue

-3: Il n’existe pour chaque atome qu’un certain nombre de niveau d’énergie permis

-1: Les électrons des atomes ne peuvent se mouvoir que sur des orbites privilégiées

Sur une orbite donnée l’électron n’émet, ni n’absorbe d’énergie : état stationnaire

IE2-E1I = hν si E2 > E1 absorption d’un rayonnement si E2 > E1 émission d’un rayonnement

S’il passe d’un niveau E1 à un niveau E2 il y a absorption (ou émission) d’un rayonnement de fréquence

E1

E2


L’énergie totale W est la somme de1) de l’énergie cinétique, Ec (liée à la vitesse de l‘électron) 2) l’énergie potentielle, Ep (liée à l’interaction électrostatique entre l’électron (charge -e) et le noyau (charge +Ze) séparés par une distance r)

1 e2

Le terme d’énergie potentielle Ep = - x4πε0 r

1 e2

m0 v2/r = x 4πε0 r2

1 e2

W = - 1/2 m0v2 = - x4πε0 2r

1 Ze2

Hydrogénoïdes (1e-, Z protons) W = - x4πε0 2r

Le calcul des niveaux d’energie est basé sur la mécanique classique: le noyau est fixe. L’électron de masse m0 gravite autour sur une trajectoire circulaire de rayon r avec une vitesse v

W = 1/2 m0v2 + Ep

On obtient donc l’énergie d’un niveau électronique dans l’atome d’hydrogène

A l’’’’équilibre, la force d’attraction électrostatique, qui attire l’électron, est égale à la force centrifuge, qui l’éloigne

= -Ep/r => Ep = - m0v2


Donc E = f(r), comme r varie continuement, E aussi si il n’y a pas la quantification

Sur une orbite donnée l’électron n’émet ni n’absorbe d’énergie : état stationnaireS’il passe d’un niveau E1 a un niveau E2 il y a absorption (ou émission) d’un rayonnement de fréquence

IE2-E1I = hν si E2 > E1 absorption d’un rayonnement si E2 < E1 émission d’un rayonnement

Les électrons des atomes ne peuvent se mouvoir que sur des orbites privilégiées

Le moment cinétique orbital, σ, de l’électron est quantifié (il ne peut prendre que certaines valeurs discrétes)

σ = m0rv = n (h/2π)


1 e2

W = - 1/2 m0v2 = - x4πε0 2r

Les trajectoires stables de l’électron sont donc des cercles de rayons r tel que

rn=n2.a0 n entier ≥ 1

m0e2/4πε0r = n2h2/(4π2r2)

donc m0v2 = e2/4πε0r

On introduit la condition de quantification : m0vr = nh/2π

=> (m0v)2 = m0e2/4πε0r

=> m0v = nh/(2πr)

a0 est appelé le rayon de Bohr et vaut 0,59 pm (1 picomètre = 10-12m)

On peut donc calculer les rayons des orbites

=> r = n2 (ε0 h2/πm0e2) = n2 . a0

= > m0e2/ε0 = n2h2/(πr)


L’énergie des niveaux, quantifiée par l’intermédiaire de r, est alors donnée par

1 e2 e2 1 En = - x = - x

4πε0 2rn 8πε0 .a0 n2

Transition de n1 à n2:

∆E = En2-En1= -13,6x (1/n22 - 1/n1

2) eV

1 En = - 21,76 10-19 x (J)

n2

1 En = - 13,6 x (eV)

n2


Cas des Hydrogénoïdes:

Atome à Z protons mais où il ne reste plus qu’un seul électron: on remplace alors la charge du noyau par +ZeAu lieu de +e dans l’atome d’hydrogène


En fait le modèle de Bohr présente encore des insuffisances, (impossibilité de traiter des atomes plus lourds à plusieurs électrons) même si il a pu confirmer les théories de la quantification de l’énergie de Planck

De plus l’introduction de la quantification était arbitraire et le modèle basé sur la mécanique classique

Nécessité d’une théorie plus complète basée sur la nature ondulatoire des particules Physique Quantique

Dualité onde-corpuscule et Mécanique Quantique

-En 1923 : Louis de Broglie ( F-1892-1987) postulat : élestrons associés aux ondes λ = h/mv

-En 1925 : Wolfgang Pauli ( AU-1900_1958) prinicpe d’exclusion

-En 1926 : Erwin Schrödinger ( AU-1887-1961) équation d’onde

- En 1926 : Paul Dirac (GB-1902-1984) théorie atomique

-En 1932 : Werner Heisenberg (D-1901-1976) théorie des perturbations . résonance

r


Dualité Onde- Corpuscule

La théorie de la RELATIVITE RESTREINTE développé par Albert Einstein est basée sur la dualité onde-corpuscule, elle permet d’associer à une particule de masse m et de quantité de mouvement p (produit de la masse par la vitesse) une Energie, E telle que

E2=m2c4 +c2p2

Pour la particule au repos p = 0 et E = mc2

Pour un photon , m = 0 et donc E = cp =hν=hc/λ avec λ = h/p

Dans l’égalité λ = h/p: λ, la longueur d’onde est reliée à l’aspect ondulatoirep la quantité de mouvement (lié à la masse: m.v) est reliée a l’aspect corpusculaire

Pour aller plus loin, si on peut représenter une onde comme un faisceau de particules, on peut aussi représenter un faisceau de particules comme une ondeCe concept a été généralisé par Louis de Broglie, en 1924, pour les électrons , neutrons et protons

Application: la nature ondulatoire de l’électron a permis de concevoir la microscopie électroniquecelle du neutron, la diffraction et diffusion de neutron pour la caractérisation des matériaux

Pour une particule de masse m et de vitesse v on peut y associer une onde

λ(photons) = 400 à 700 nm λ (électrons) = environ 0,001 nm

R pratique (photons) = 500 nm R pratique (électrons) = 0,2 nm



Quelques Notions

Mécanique Classique: Caractéristique du monde macroscopiqueA tout moment on connaît précisément et simultanément les grandeurs caractéristiques d’un système (coordonnées d’espace (x,y,z), vitesse et quantité de mouvement (Energie cinétique) p= mv

Pour voir et étudier des petites particules, il faut envoyer un rayonnement de très courte longueur d’ondeC’est à dire de l’ordre de grandeur des particules et donc de grandes énergies (E = hc/λ) ce qui perturbe la particule et donc modifie ses propriétés !

Mécanique Quantique: Caractéristique du monde submicroniqueOn ne peut pas connaître simultanément et avec précision la vitesse et la positionde la particule par exemple de l’électron gravitant autour du noyau

Principe d’incertitude d’Heisenberg:

∆x.∆p ≥ h/2π

Ceci n’est donc pas compatible avec la mécanique classique qui suppose (sur une trajectoire) de connaître précisément position et vitesse (modèle de Bohr)

L1C001 Structure et Réactivité


L’électron est une onde (De Broglie) dont l’énergie est quantifié (Bohr)

Dans un mouvement périodique (circulaire oscillant autour d’un point d’équilibre), sous l’action d’un champ de forces duquel la particule ne peut s’échapper: une onde doit retourner à son état initial au bout d’un nombre entier de longueur d’onde:

2πr = nλ

λ

Et comme λλλλ = h/m0v on retrouve la quantification de Bohr (m0vr = nh/2π)

Dans la représentation quantique:chaque électron est une onde et son état est représenté par une fonction d’onde:

Ψ (x,y,y,t) qui est solution de l’équation de Shrödinger (E énergie totale du système, V énergie potentielle)

-h2/(8π2m0)∆Ψ +VΨ =EΨ


Louis de Broglie Erwin Schrödinger


Ψ n’a pas de signification physique mais elle contient toute l’information accessible concernant la particule

Elle permet ainsi de calculer l’énergie de l’électron et sa probabilité de présence dans une région donnée de l’espace.

Mécanique Quantique : Description Statistique de la Particule

A la notion classique de localisation on substitue la notion statistique de probabilité de présence

xy

z dz

dxdy

La probabilité de présence de l’électron dans un élément de volume d3v = dx.dy.dz entourant le point m : la « chance » de trouver l’électron dans cet élément. Elle dépend de Ψ(x,y,z)2

d3P = Ψ(x,y,z)2.dx.dy.dz

La probabilité de trouver l’électron dans un volume V est donc

P(V) = ∫x∫y∫zd3P avec ∫espaced3P = 1


x= r sin θ cos ϕy= r sin θ sin ϕz = r cos θ

x

y

z

M

r

θ

ϕ

La résolution de l’équation nécessite de passeren coordonnées polaires (séparation des variables)

Ψ(r, θ,ϕ) = R(r). Θ(θ) .Φ(ϕ)

Pour H, l’ équation de Schrödinger ne peut être résolue que pour certaines valeurs de E (valeurs propre)

E = - (m0e4 / 8ε02h2) .(1/n2) = -13,6/n2 (eV)

On retrouve l’énergie des niveaux électroniques de l’atome de Bohr

(bien que les modèles soit différents)

Le nombre entier, n, introduit dans l’expression de E est appelé

nombre quantique principal = 1,2,3,4 ….

Ψ(r, θ,ϕ) = R(r). Θ(θ) .Φ(ϕ) dépend en fait de 3 nombres quantiques n, l, m qui décrivent l’électron et qui apparaissent lors de la résolution de l’équation

Ψn,l,m(r, θ,ϕ) = Rn,l(r). Θl,m(θ) .Φm(ϕ)


Orbitales Atomiques

En mécanique quantique , on ne peut décrire la trajectoire de l’électron, on ne connaît que des densités de probabilités dans une certaine région de l’espace autour du noyau

Toute les régions de l’espace où pour un électron donné cette densité est maximale forme l’Orbitale Atomique

On définit comme Orbitale Atomique une zone de l’espace où la probabilité de trouver un électron autour du noyau est de 95%

Ainsi pour l’atome d’hydrogène dans son état fondamental la probabilité Dr (probabilité radiale) de trouver l’électron est maximal pour r = a0.


Dans l’expression de l’orbitale atomique Ψn,l,m(r, θ,ϕ) = Rn,l(r). Θl,m(θ) .Φm(ϕ)Il y a

une partie Radiale Rn,l(r).une partie Angulaire Θl,m(θ) .Φm(ϕ)

Pour une même valeur de En, il y a plusieurs orbitales atomiques qui diffèrent par la valeur des nombres quantiques, n, l, m.

Ceci implique que le niveau d’Energie En est dégénéré

n quantifie l’’’’énergie de l’’’’électron

n est le nombre quantique principal

n>0 il définit l’énergie moyenne de l’électron situé dans la couche électronique correspondante


l est le nombre quantique secondaire ou azimutal

0 ≤ l ≤ n-1

Il quantifie la valeur du moment cinétique, σ, de l’électron dans la couche n correspondanteIl correspond a une sous couche électronique au sein de la couche principaleIl caractérise la forme des orbitales atomiques

Pour chaque valeur de n, il y a n valeur de l

A chaque niveau d’énergie (couche) correspond donc n sous couches

m est le nombre quantique magnétique

-l≤ m ≤+l

Il caractérise la projection du moment cinétique orbital sur l’axe z

Le triplet n, l, m définit complètement l’orbitale atomique Ψn,l,mn>0 0 ≤ l ≤ n-1 -l≤ m ≤+l


Etat de l’Atome d’hydrogène

Etat définit par un triplé n,l,m Ψn,l,m

Pour n = 1 couche K un seul état possible pour l’électron

Pour n = 2 couche L 4 état possible pour l’électron le niveau est dégénéré

Pour n = 3 couche M 9 état possible pour l’électron le niveau est dégénéré

Il y a en fait pour le niveau n , n sous niveau lcontenant 2l+1 (0 ≤ l ≤ n-1) état soit n2

étatLa dégénérescence du niveau est n2

Il y a n2 orbitales atomiques avec un niveau d’énergie En (= -13,6 /n2 (eV))


Diagramme énergétique de l’atome d’Hydrogène 11H

l=0 l=1 l=2 l=3 l=4

Nombre quantiquePrincipal

E(eV) = -13,6 /n2

n=∞

n=5n=4

n=3

n=2

n=1

Ionisation

1s

2s

3s

4s

5s

2p

3p

4p5p 5d 5f 5g

3d

4d 4f

-13,6

-3,4

-1,5

-0,85-0,54

Diagramme énergétique de l’atome d’Hydrogène 11H



Représentation spatiale des orbitales atomiques

Chaque électron est donc localisé dans un volume de l’espace (orbitale atomique) ou la probabilité de le trouver est très élevé

Remarque : La probabilité de présence de l’électron est non nulle prés du noyau

en 1937 Alvarez a observé le phénomène de capture de l’électron par le noyau qui

s’explique bien dans le cas du modèle quantique mais pas dans celui de Bohr

Chaque orbitale est caractérisée par 3 nombres quantiques (qui apparaissent lors de la résolution de l’équation de Shrödinger): n, l et m

Pour l’atome d’hydrogène l’électron est délocalisé dans un volume de l’espace qui malgré tout est fini: pour r > 3a0 la probabilité de trouver l’électron 1s est très faible on parlera ici d’une orbitale sphérique



Il est important pour comprendre la formation des molécules de représenter spatialement les OA.

x

y

z

M

r

θ

ϕ

Ce sont des orbitales atomiques de symétrie sphérique

(on privilégie la représentation angulaire, elle permet de préciser la direction de l’espace où la probabilité de trouver l’électron est la plus forte( donc de localiser l’électron )

c’est primordial pour comprendre la formation des liaisons chimiques et la forme des molécules

Orbitale type sLes fonctions d’ondes 1s et 2s ne dépendent que du rayon r



Orbitale type p

Les fonctions d’ondes 2p ne dépendent que du rayon r de θ et de ϕ

ce sont des orbitales atomiques directionnelles:

Orbitales px, py et pzPour px : symétrie de révolution autour de l’axe Ox

yOz est un plan d’antisymétrie (changement de signe de l’orbitale)yOz est un plan nodal : px s’annule en O

Pour un électron décrit par l’orbitale px la probabilite de présence est maximale selon l’axe x et nulle selon les axes y et z ainsi que sur le noyau c’est une ORBITALE DIRECTIONELLE



Orbitale type d

d : l=2 m= -2,-1,0,1,2 donc d-2,d-1,d0,d1,d2 (dx2-y2,dz2 , dxy, dyz, dyz)

Pour dx2-y2, la probabilité de présence est maximale selon les axes x, y et pour dz2 selon l’axe z

Pour dxy, dxz et dyz la probabilité de présence est maximale selon la bissectrices des axes x, y et z


Etat Quantique de l’électron

On a vu , n, l et m (des fois noté ml)

Il existe un 4éme nombre quantique Le nombre quantique de spin s

Il est lié aux propriétés magnétiques de l’électron (due à la rotation de l’électron sur lui même)(expérience de Otto Stern et Walther Gerlach (1921))

N

S

Hydrogene

Il y a donc pour l’atome d’hydrogène un moment magnétique (parallèle ou antiparallèle au champ): le spinCe moment est en fait porté par l’électron de l’atome d’hydrogène indépendamment de l’OA (moment intrinsèque)

On a définit le nombre magnétique de spin ms qui ne peut prendre que des valeurs comprise entre -s et +spar saut d’une unité

L’état quantique de l’électron dans une entité chimique est entièrement décrit par la donnée du quadruplet (n, l,ml et ms) les trois premiers définissent son énergie et l’Orbitale Atomique

le quatrième, ms , son état magnétique

Ex: l’électron s = 1/2 donc deux valeurs de ms -1/2 et +1/2 (on parle du spin de l’électron)


Etat Quantique de l’électron

On a vu , n, l et m (des fois noté ml)

Il existe un 4éme nombre quantique Le nombre quantique de spin s

Il est lié aux propriétés magnétiques de l’électron (due à la rotation de l’électron sur lui même)expérience de Otto Stern et Walther Gerlach (1921)


Représentation moderne de l’atome

Selon leur état (représenté par les 4 nombres quantiques) l’électron évolue dans une zone

d’espace appelés Orbitale Atomique (zone de plus grande probabilité de présence), ΨΨΨΨn,l,m

l est le nombre quantique secondaire ou azimutal

0 ≤ l ≤ n-1 Pour chaque valeur de n, il y a n valeur de l

Il quantifie la valeur du moment cinétique, σ, de l’électron dans la couche n correspondanteIl correspond à une sous couche électronique au sein de la couche principaleIl caractérise la forme des orbitales atomiques

A chaque niveau d’énergie (couche) correspond donc n sous couche

m est le nombre quantique magnétique

-l≤ m ≤+l Il caractérise la projection du moment cinétique orbital sur l’axe z

Le nombre quantique de spin s l’électron s = 1/2 donc deux valeurs de ms -1/2 et +1/2 (on parle du spin de l’électron)

n est le nombre quantique principal

n>0 il définit l’énergie moyenne de l’électron situé dans la couche électronique correspondanten quantifie l’énergie de l’électron Pour l’hydrogène E = -13,6/n2 (eV)


Hydrogénoïdes

Pour les hydogénoïdes (1 seul électron mais noyau différent de celui de H : Z>1)Tout ce que l’on a vu est vrai pour les orbitales

En = - 13,6 Z2/n2 (eV)

Approximation: Effet d’écran l’attraction du noyau sur un électron est diminué de la répulsion entre les électrons:

Les électrons internes (plus proche du noyau) font ECRAN sur l’électron externe (qui est moins attiré) : tout se passe comme si la charge du noyau, Z, était plus faible

On définit pour chaque électron une Charge Nucléaire Effective Z*Ex C: (Z=6) : Z*(1s) = 5,67 Z*(2s) = 3,22

Atomes Poly-électroniques

Il y a plusieurs électrons donc les interactions à prendre en compte sont celles entres les électrons et le noyau. Mais aussi celles entre les électrons

Ex :Helium 24He : 2 électrons, 2 protons et 2 neutrons

Le potentiel V = V1 +V2+V12 (interaction électron 1-noyau, électron 2-noyau, électron1-électron2)

On ne sait pas résoudre analytiquement l’équation de Shrödinger

I-2 3-Energie électronique des atomes : cas général


Diagramme énergétique d’un atome poly-électronique

L’énergie d’un électron est calculée en fonction de Z*: E(eV) = -13,6 Z*2/n2

Contrairement à l’atome d’hydrogène E(2s) ≠ E(2p) car l’écrantage des électrons sur l’orbitale 2p par les électrons 1s est plus fort que celui des électrons sur l’orbitales 2s du fait de la forme des orbitales

Les niveaux d’’’’énergie dépendent donc a la fois de n et de l

Resserrement des niveaux lorsque n augmente il y a alors un recouvrement entre les niveaux des couches successives E(4s) < E(3d)


Avec n on retrouve la notion de couche électronique

Désigné par K, L, M, N.. (n = 1,2,3,4..)

Le terme de sous-couche désigne un niveau (n,l)

La couche L (n=2) est constitué de deux sous couches : 2s et 2p Chaque sous couche comprend une ou plusieurs orbitales atomiques (une par valeur possible de ml)s : (l=0 ) un seule OA p (l= 1) Trois OA d(l=2) 5 OA

L’état quantique de l’électron dans une entité chimique

est entièrement décrit par la donnée du quadruplet (n, l,ml et ms)

les trois premiers définissent son énergie et l’Orbitale Atomique, le quatrième ms son état magnétique

I-2 4-Configuration électronique d’un atome dans son été fondamental


Configuration électronique d’’’’un Atome

n, l, ml définissent l’OA, ms définit l’état de spin = -1/2 ou +1/2 :

donc une OA ne peut contenir que deux électrons

Le remplissage des niveaux électroniques d’un atome à l’état fondamental doit obéir à une règle fondamentale de la mécanique quantique:

Principe d’’’’exclusion de Pauli: Deux électrons d’’’’un même atome ne peuvent avoir les 4 même nombres quantiques


Configuration électronique d’un Atome : Règle de Remplissage

Une orbitale atomique ne peut contenir plus de deux électrons : une sous couche 1s (qui correspond à une OA) ne peut contenir que 2 électrons : ils ont la même énergie (même , n, l et ml) mais sont décrit par un nombre de spin, ms, différent : leur spin sont antiparallèles ou appariés

Deux électrons (1,0,0,1/2) et (1,0,0,-1/2)

Une sous couche s aura au plus 2 électrons (1 OA)Une sous couche p aura au plus 6 électrons (3 OA)Une sous couche d aura au plus 10 électrons (5 OA)

Une sous couche qui contient le maximum d’électrons permis est dite saturéeLa couche de niveau n contiendra au maximum 2n2 électrons

1s

ms= 1/2 ms=- 1/2

E

Ainsi la couche M (n=3) comprendra au maximum 18 électrons:

2 sur la sous couche 3s6 sur la sous couche 3p10 sur la sous couche 3d


Configuration électronique d’’’’un Atome : Règle de Remplissage

En 1962 : Régle de Vsevolod Klechkowski (R-1900-1972) ou principe d’ Aufbaupermet de trouver la configuration électronique d’un atome dans son état fondamental

Dans l’état fondamental, l’énergie de l’atome est minimale

Cela correspond à une occupation des niveaux d’énergie électronique les plus bas

1-Dans un atome poly électronique, l’ordre de remplissage des sous couches (caractérisées par n,et l) correspond à la somme (n+l) croissante

2-Quand deux sous couches ont la même valeur pour la somme n+l, la sous couche qui est occupée la première est celle dont le nombre quantique principal, n, est le plus petit.



l0 1 2 3

n

1

2

3

4

5

6

7

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

(n+l)

2p

3p

4p

5p

6p

7p

3d

4d

5d

6d

4f

5f

(1)

(2)

(3)

(4)

(5)

(6)

(7)

(3)

(4)

(5)

(6)

(7)

(8)

(5)

(6)

(7)

(8)

(7)

(8)



Répartition des électrons dans les orbitales atomiques

Atome de numéro atomique Z < 6E

E

E E

E E E

(ms = 1/2)

He : (Z= 2) 1s2 (les deux électrons sont appariés : sous couche 1s saturé)

Li: (Z=3) 1s2 2s1 les deux valeurs de ms sont possiblesl’électron non apparié est dit célibataire

Be (Z= 4) 1s2 2s2 les deux sous couches sont saturées = > électrons appariés

B (Z=5) 1s22s22p1 (les trois OA de la sous couche 2p ont la même énergie)

H: (Z = 1) 1s1



Carbone Z= 6 1s22s22p2

E EE

Le principe de Pauli n’impose aucune relation entre les spins: le niveau d’énergie est dégénéré

?

Régle de Hund : Quand un niveau d’énergie est dégénéré et que le nombre d’électrons n’est pas suffisant pour saturer le niveau, l’’’’état de plus basse énergie est obtenu en utilisant le maximum d’’’’OA: les spins des électrons non appariés étant parallèles

Carbone Z= 6 1s22s22p2

E Les spins ont naturellement tendance a être parallèles :

Pour obliger deux électrons à avoir des spins opposés il faut

fournir de l’énergie au système



I-3- Classification Périodique des éléments

Plus d’une centaine d’éléments chimiques connus

Rapidement l’idée d’un inventaire a vu le jour

(1787) Lavoisier et Claude Berthollet (F-1748-1822) listent les 33 éléments alors connus

En 1807 le concept des triades basés sur les analogies de propriétés : alcalino-terreux (Ca, Sr, Ba)alcalins (Li, Na, K) et halogènes (Cl, Br, I)

On voit alors apparaître la notion de famille chimique et la notion de périodicité dans les propriétés chimiques des éléments

Les premiers modèles datent de 1862 basés sur le concept de la Masse Atomique croissante et regroupement par famille de propriétés chimiques voisines en partant de l’élément le plus léger (1865)


Classification Périodique

En 1869 Dmitri Mendeleïev (R-1834-1907) propose un classement établie par ordrecroissant des masses atomiquesDans un tableau à 7 colonnes et qui rend compte de la périodicité des propriétéschimiques des éléments en particulier de leur Valence

Pour tenir compte de la périodicité il inverse des éléments (Te M 127,6 avant I126,9…) mais surtout Il laisse libre des cases qui lui permettent de prédire lespropriétés des éléments manquants tels que Ga, Sc, ….

Ces éléments seront découvert par la suite d’où le succès de sa classification

La découverte des gaz rares en 1894-1900 amena les chimistes et physiciens à ajouter une nouvellecolonne

C’est la découverte de la structure de l’atome (charge du noyau) qui permis une explication rationnelle dutableau périodique la place dans le tableau dépend du numéro atomique (les propriétés chimiques étantliés aux électrons)

Connaissance de la configuration électroniques de l’atome



Les inversions sont en fait justifiéespuisque le classement moderne se faità partir de Z et non de la masse

Co Ni Te I

M 58,93 58,71 127,6 126,9

Z 27 28 52 53



H He

BLi CBe NeFON

SiAlNa Mg ClSP Ar

1s11s2

1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s22p1 1s2 2s2p2 1s22s22p51s22s22p41s22s22p3 1s22s22p6

[Ne]3s1 [Ne]3s2 [Ne]3s23p1 [Ne]3s23p2 [Ne]3s23p3 [Ne]3s23p6[Ne]3s23p5[Ne]3s23p4

1 2

3 4 5 76 8 9 10

11 12 13 14 15 16 17 18

Une ligne s’’’’appelle une période

Les éléments d’’’’une même colonneont des propriétés chimiques voisines.

Ils forment une famille

Famille Famille Famille Famille

desdesdesdes

halogèneshalogèneshalogèneshalogènes


desdesdesdes

gaz «gaz «gaz «gaz « raresraresraresrares »»»»

ou noblesou noblesou noblesou nobles


desdesdesdes

métaux métaux métaux métaux

alcalinsalcalinsalcalinsalcalins

(sauf H)(sauf H)(sauf H)(sauf H)

Dans une colonne, les atomes ont le même nombre d’électrons

sur la couche externe

• Les atomes d’une même colonneforment, dans une molécule, le même

nombre de liaisons covalentes.Ex: H2O et H2S

• Les atomes d’une même colonne donnent des ions

stables ayant la même charge.Ex: Cl- et F-

1

2 14 15 16 17

18

13



Les éléments sont rangés de gauche à droite par ordre croissant de numéro atomique Z

La classification actuelles se présente sous la forme d’un tableau de 7 lignes (les périodes)et 18 colonnes : les éléments chimiques d’une même colonne constituent une famille chimique et ontdes propriétés chimiques voisines car le comportement chimique est liés aux électrons externes dits devalence

La ligne représente une période = une valeur donnée de n (Energie Moyenne) En = - 13,6 Z2/n2 (eV)

La colonne une terminaison électronique identique qui définit la famille chimique ou le groupe1 ns1 alcalins, 2 ns2 alcalino-terreux 7 ns2np5 halogènes ….


Classification Périodique : Structure par Bloc

Le comportement chimique est déterminé par les électrons périphériques (les plus externes)

Classification = Remplissage par Bloc dont le nombre dépend de la dernière sous couche occupée définiepar le nombre quantique secondaire, l.

Bloc s : corps simples tous des métaux très facilement oxydables ( perte d’un électron) (2 cases)

Bloc d : corps simples correspondant à des métaux (évolution peu marquée des propriétés) (10 cases)

Bloc p : corps simples de nature beaucoup plus variée (métaux, non métaux ) et corps simple de structurevariée (atome ou molécule tel que O2 I2…) grandes variation des propriétés chimiques d’une colonne àl’autre (6 cases 3 OA de type p)

Bloc f lanthanides et actinides peu d’évolution des propriétés (14 cases 7 0A de type f)


Classification Périodique : Structure par Période et Colonne

L’ordre de remplissage du tableau suit les règles de Klechkowki, Hund et Pauli

Quand une couche est complète on a définit une période (ligne) la colonne définissant la famille chimique

L1C001 Structure et RéactivitéStructure de l’’’’Atome

Classification Périodique : Structure par Période et Colonne

Colonne même propriétés chimiques remplissage identique de la couche externe

I II III IV V VI VII VIII

ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2 np4 ns2np5 ns2 np6

Alcalins alcalino halogènes gaz nobleterreux

Dans la partie gauche du tableau on distinguera les métaux (caractérisés par leurs tendances à perdredes électrons pour former des cations (Na -> Na+ + e-) et à acquérir la configuration électronique du gazrare qui les précède (plus stable car la couche est saturée)

Dans la partie droite on aura les non métaux (halogènes entre autres) qui ont tendance à former desanions en gagnant un électron pour acquérir la configuration du gaz rare qui le suit (Cl+ e- -> Cl-)

La séparation entre non métaux et métaux se fait par une diagonale passant par les élémentsB, Si (Ge, As) Sb, Te : ces éléments sont des semi-métaux

Métaux : bon conducteur, malléables, ductiles oxydes basiques avec un point de fusion élevéNon Métaux: isolants, cassant oxydes basiques avec bas point de fusionSemi-métaux: la conductivité augmente avec la température, cassants , oxydes amphotères (acide et basique)


Remarque : H et He sont à part de ces grands ensembles He en tête des gaz rares (1s2 ) et H n’est pas un alcalin mais 1s1


I-4- Evolution de quelques propriétés à travers le tableau


Classification Périodique : Evolution des Propriétés des Atomes

Evolution du rayon des atomes

La détermination rigoureuse n’est pas possible du fait de la délocalisation des électrons

Rayon covalent = c’est celui d’un atome dans une molécule homonucléaire

R est une fonction croissante de nPour n fixé, r est une fonction décroissante de Z

r(Α)

On appelle rayon atomique covalent (ou unicovalent) la moitié de la longueur d’une liaison simple entre deux atomes de cet élément (distance internucléaires)

Ex Cl-Cl d = 1, 98 Å => r(Cl) = 0, 99 Å

Cette valeur est caractéristique de l’atome et se conserve dans une molécule de type AB

A-B d = r(A) + r(B)



r(Α)

Le volume de l’atome est déterminé par les dimensions des OA des électronsde la couche externe (e- de valence), or la grandeur de l’OA est fixe d’abord par n

Chaque fois que l’on passe à une nouvelle période le volume croit brusquement

Au sein d’une même ligne (n fixé) il y a contraction des OA lorsque croit la charge du noyau en raison des forces attractives de coulomb. le fait d’ajouter un électron supplémentaire fait augmenter Z d’une unité alors que la constante d’écran varie peu (l’électron supplémentaire est au dernier niveau)



Rayon ionique

C’est le rayon de l’ion engagé dans une liaison

LE RAYON D’UN CATION (charge >0) est toujours nettement plus petit que celui de l’atome(la perte d’un électron s’accompagne d’une diminution de l’effet d’écran et donc d’une augmentationde l’attraction des autres électrons par le noyau)

LE RAYON D’UN ANION (charge <0) est toujours nettement plus grand que celui de l’atome(le gain d’un électron entraine une augmentation de l’effet d’écran et donc une diminution de l’attraction des électrons par le noyau)



Energie de première ionisation: (Potentiel de 1ère ionisation IE)

C’est l’énergie nécessaire pour extraire, à l’atome gazeux isolé, l’électron le plus externe(c’est le potentiel qu’il faut appliquer à une charge e- pour l’envoyer à l’infini)

M(gaz) M+(gaz) + e- (IE en eV ) ∆H = Ei >0

(1eV /atome = 23,06 kcal/mole = 9,65 104 J/mole)

Ionisation multiple si l’atome possède plusieurs électrons, il existera plusieurs potentiels d’ionisation,mais IE augmente avec le nombres d’électronsL’énergie de première ionisation est toujours la plus faible



Dans une famille , une colonne, le potentiel d’’’’ionisation varie avec Z`

IE augmente dans une période des alcalins aux gaz nobles (de gauche à droite du tableau)car charge du noyau augmenteIE diminue quand n augmente dans une famille (de haut en bas de la colonne)car le rayon atomique augmente



L’ordre de grandeur de l’énergie de première ionisation est de 10-20 eV



Énergies d'ionisation successives en kJ/mole pour la troisième période

Élément Premier Second Troisième Quatrième Cinquième Sixième Septième

Na 496 4 560Mg 738 1 450 7 730Al 577 1 816 2 881 11 600Si 786 1 577 3 228 4 354 16 100P 1 060 1 890 2 905 4 950 6 270 21 200S 999.6 2 260 3 375 4 565 6 950 8 490 27 107Cl 1 256 2 295 3 850 5 160 6 560 9 360 11 000Ar 1 520 2 665 3 945 5 770 7 230 8 780 12 000

(1eV /atome = 23,06 kcal/mole = 9,65 104 J/mole)

L’ionisation multiple est très coûteuse en énergie surtout l’arrachement du dernier électron

IE augmente dans une période des alcalins aux gaz rares



Attachement Electronique = Affinité Electronique , A.E.

C’est l’énergie libérée par la réaction de capture d’un électron par un atome gazeux-A.E.

M (gaz) + e- M -(gaz) ∆H = - A.E. (eV/at ou J/mole)

Les conventions thermodynamiques impliquent qu’une énergie libérée doit être comptée négativement

Les halogènes ns2np5 captent spontanément un électron pour atteindre la structure stable du gaz rare leplus proche ns2np6

Réaction exothermique qui libèrent de l’énergie et leur affinité électronique est donc positive

Cl(gaz) + e- Cl-(gaz) ∆H = - 3,61 eV donc A.E.= 3,61 eV

Au contraire un alcalinoterreux (ns2 ) couche saturée n’a pas tendance à attirer un électronLa réaction n’est pas spontanée et il faut lui apporter de l’énergie (réaction endothermique) donc l’affinitéélectronique est négative

Mg(gaz) + e- Mg-(gaz) ∆H = +0,3 eV donc A.E.= -0,3 eV



L’affinité électronique est une grandeur expérimentale difficile a déterminerOn ne peut dégager que des tendances (avec de nombreuses irrégularité)

AE <0 AE >0Alcalins halogènes

Alcalins : passage aux alcalino-terreux ns1 à ns2 on sature la couche : stabilisation => AE >0

Colonne de l’Azote : on passe de ns2np3 (sous couche à moitié remplie spin maximal) à ns2np4 souscouche incomplète mais diminution du nombre de spin : déstabilisation => AE <0



Exception des gaz rares



Affinité Electronique



La configuration électronique ns2np6 (gaz noble) sera considérée comme une référence de stabilité

= > les éléments chimiques auront un comportement chimique qui les conduit à cette configuration (règlede l’octet) surtout valable dans cette seconde période où les e- d n’interviennent pas

Règle de l’Octet: Au cours de leur transformation chimique, les atomes de numéro atomique Zsupérieurs ou égaux à 5 évoluent de façon à avoir huit électrons (un octet) sur leur couche externe.

C’est ce comportement que l’on retrouve dans la variation de l’AE (affinité électronique) et de IE(énergie de première ionisation)



Electronégativité :

C’est un concept lié à la formation d’une liaison chimique entre deux atomes A et B différents

L’AE et IE différent d’un atome à l’autre, dans la molécule AB les deux atomes n’ont pas la même aptitudeà attirer les électrons de la liaison (mise en commun de deux électrons)

L’electronégativité , noté χ, traduit la capacité d’un élément à attirer les électrons dans un doublet de liaison

Un élément attracteur est dit électronégatif et possède une valeur de χ élevée

Un élément donneur est dit électropositif et possède une valeur de χ faible



Plusieurs méthodes ont été proposées pour déterminer cette grandeur

Il existe donc différentes échelles d’électronégativité

Echelle de Mulliken:

Il définit l’électronégativité comme la moyenne arithmétique de l’énergie de première ionisation et del’affinité électronique

χM (X) = 1/2 (IE(X)+ AE(X))

Comme IE et AE varient de manière similaire dans le tableau périodique on a facilement la variation de χM (X)

χM (X)



Interprétation

On considère deux réactions compétitives

(1) A+ B -> A+ + B- ∆H1 = IE(A) -AE (B)

(2) A+ B -> A- + B+ ∆H2 = IE(B) -AE (A)

Si A est plus électronégatif que B, il attire le doublet et sera donc plus négatif et donc laréaction aura lieu selon (2) ce qui suppose

∆H2 < ∆H1 c’est à dire IE(B) -AE (A) < IE(A) -AE (B) donc χB <χA

En fait plus χA -χB augmente plus la liaison est dissymétrique



Electronégativité : Echelle de Pauling (la plus couramment utilisée par les chimistes)

Elle est basée sur les données thermodynamiques relatives aux énergies de liaison. Un coefficient c égal à 4 ayant été attribué a l’atome le plus électronégatif, le Fluor, F.

Son modèle repose sur les énergies de dissociation DAB de la molécule hétéronucléaire AB, comparées à celles (plus faibles) des molécules homonucléaires AA et BB, respectivement DAA et DBB

Dans l’échelle de Pauling, la différence d’électronégativité entre A et B , ∆χp = χp(A)-χp(B) est égale à

I χp(A)-χp(B) I= 0,102 [DAB-(DAA.DBB )1/2 ] 1/2 D en kJ./mol



Evolution de l’électronégativité dans la classification (comme IE et AE)

La variation est la même quelquesoit l’échelle

Un élément de faible électronégativité aura tendance à former un cation : c’est le cas des métauxUn élément de forte électronégativité aura tendance à former un anion : c’est le cas des non métaux

Dans la molécule AB si les électronégativités sont voisines, la liaison sera covalente (CH)Dans la molécule AB si les électronégativités sont très différentes, la liaison sera ionique (NaCl)

Tout élément oxyde un élément d’électronégativité inférieure (C brûle dans l’oxygène)Parenté diagonale : ressemblance des propriétés chimiques car même électronégativité (Li et Mg brulent à l’air)

Documents

Modèle de l Atome - Laboratoire de Chimie Théorique · Le nombre de neutron N est égal a A-Z A = Z+N L1C001- Structure et Réactivité ... La compréhension de la réaction chimique