Part 1 - Atomes Et Molécules

5/20/2018 Part 1 - Atomes Et Mol cules

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Thorie Atomique

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La Thorie Atomique

Les modles atomique+ Introduction+ Le modle de JJ Thomson+ Le modle de Rutherford

+ Le modle de Bohr+ Le modle de Schrdinger

Les nombres quantitiques / Orbitales atomiques

Les hydrognodes


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Les modles atomiques

Introduction

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Introduction

Depuis lantiquit, on suppose que la matre ne peut tre divise indfiniment,

quil y a une conservation des lments du monde, qui se transforment ou se

combinent selon des processus varis.

Cest de cette supposition que dcoule deux solutions concurrentes de la

dcompositon du monde. Lune prnait lexistance de 4 lments fondamentaux

qui sont le feu, lair, la terre et leau alors que la seconde prnait lexistance

dlments indivisibles, les atomes.

Les atomes taient considrs comme inscables et ils composent la matire

comme les lettres composent un mot.

Latome demeure ce stade un intuition sans confirmation.


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Introduction

Depuis des millnaires, il a t remarqu que les produits se transforment. Cette

transformation sexplicaient de la manire suivante, la terre, lair, le feu et leau(les 4 lments fondamentaux) sassocient ou se dissocient en fonction de

lamour ou de la haine quils se portent, en fonction des atomes crochus.

Au moyen-Age, les alchimistes ont tudi ces transformations et on observ

quelles suivent des rgles bien prcises.

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IntroductionEn 1775, Antoine Laurent Lavoisier (chimiste franais), nonce que: Rien ne se

perd, rien ne se cre, tout se transforme. Il signifie par la que,

! La masse se conserve pendant les ractions chimiques. Les scientifiques

avaient observ que si lon pesait la matire solide avant et aprs la

combustion, on avait une variation de masse qui provenait dun change

avec lair. Une combustion dans une cloche ferme nengendre pas de

modification de lensemble de la masse.

! Les substances se dcomposent en lments, cest lorganisation des ces

lments qui changent lors dune raction.

!Les chimistes ont donc commenc recenser les lments dont sont comoss

toutes les substances et crer une nomenclature spcifique.


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IntroductionAu 19mesiecle, 3 notions ressortent de ces tudes,

! Les corps chimiques sont dcomposables en substances lmentaires

! Les gas sont composs de corpuscules qui volent et sentrechoquent

! Les cristaux sont composs de cellules dont la formes dtermine la formeextrieures du cristal

En 1804, le chimiste et physicien britannique John Dalton mesure les masses des

ractifs et desproduits de raction et en dduit que les substances sont composes

datomes sphriques et identiques pour un lments, mais diffrent dun lment

lautre, notamment pour la masse de ces atomes.

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Introduction

En 1869, le chimiste russe Dimitri Ivanovitch Mendeleev, classe les atomes par

masse croissante et remarque quil y a une priodicit dans leur proprits

chimiques. Il tablit un tableau de classement de ces lments. Les trous de ce

tableau permirent par la suite la dcouverte de nouveaux lments.


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Introduction

Historique des modles de latome.

Dans lhistoire des sciences, plusieurs modles de latome ont t dvelopp, au

fur et mesure des dcouvertes des proprits de la matire. Aujourdhui encore,

on utilise plusieurs modles diffrents. En effet, le modle le plus rcent est assez

complexe et lutilisation de modles plus ancien, ou partiellement faux, plus

simples, facilitent la comprhension.

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Dcouverte de llectron.

Llectricit est connue de puis trs longtemps, les premire observation rsultaient des

effets lis llectricit statique qui peut tre gnre simplement par frottement. Il a t

rapidement dcouvert que llectricit pouvait tre dcompose en deux partie, une

positive et une ngative. Il a t remarqu galement quil existait des interactions entre

des objets chargs. Des forces attractives pour des charges diffrentes (positive et

ngative) et des forces rpulsives entre les charges de mme signe.

De nombreux travaux ont permis dtablir une corrlation entre la force entre deux

charges, et la charge et la distance. Ceci a abouti la loi de coulomb qui dcrit la force

entre deux charges.

F = 1/e Q1Q2/r2

e = constante dilectrique du milieu o se trouve les charges

Q1 et Q2 = charges des particules tudies

R = distance entre les deux charges

F = la force entre les deux charges


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Llectricit permis de raliser une srie dexprience et notamment la ralisation de

dcharge lectrique dans des gaz rarfis. Le principe tait dappliquer une diffrence de

potentiel importante (50 000 volts) entre deux lectrodes situe de part et dautre dune

ampoule de verre. Aucune dcharges na t observ aussi longtemps quun vide partielnait t gnr au sein de lampoule. Une dcharge napparat que lorsquun vide de

lordre de 50 mmHg est gnr. Cette dcharge prsente une couleur diffrente en

fonction du gaz utilis et elle est de plus en plus importante au fur et mesure que la

pression diminue.

Lorsque la pression diminue, la luminosit de la dcharge emplit tous le tube et ensuite

des zones sombres commence appratre et on fini par observer uniquement un

fluorescence du tube de verre lextrmit oppose la cathode.

Il en a t conclut quun rayonnement, que lon a appel rayonnement cathodique, est

gnr, quil interagit avec le gaz prsent dans lampoule.

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Au fur et mesure que la pression diminue, il y a de moins en moins de gaz, do la

disparition de la luminescence, mais provoque la fluorescence de la parois de verre.

Il a t remarqu galement que si un objet est plac entre la cathode et lextrmit du

verre, on observe lombre de cet objet sur la paroi fluorescente. Ces rayons cathodiques

se propagent donc en ligne droite mais ne traversent pas la matire.

Ces rayons cathodique sont dvis de leur trajectoire linaire lorsque lon applique unchamp magntique ou un champ lectrique. Cette dernire observation a permis de

conclure que ce rayonnement est compos de particules charges ngativement.

Si un systme de ples pouvant tourner tait install dans le rayonnement cathodique, ce

dernier se met en mouvement. On bien un faisceau de particules qui transportent de

lnergie.


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Introduction


1675, Jean Picard observe une luminescence verte en agitant un tube de

baromtre. On dcouvrira plus tard que cela est d llectricit statique et aux

vapeurs de mercure1854, Geissler et Plcker, dcouvrent les rayons cathodiques, des rayons verts

luminescent lorsque lon tablit une forte tension lectrique dans une ampoule

dont on a pomp lair (Ils inventent ainsi la lampe dcharge).

1897, JJ Thomson tablit que les rayons cathodiques sont constitus de particules

charges ngativement arraches la matire et dcouvre ainsi llectron. Cest la

premire dcomposition de latome.

1990, Max Planck montre la quantification des changes dnergie dans la

matire

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Introduction


1911, Rutherford bombarde une feuille dor par des particules alpha (noyaux

dhlium) et en dduit que la plupart des particules vont en ligne droite, donc la

matire est pleine de trous, mais certaines sont dvies et mme rebroussent

chemin, donc elles rencontrent des ilts trs concentr de matires charges

positivement. Il en dduit le modle atomique plantaire. Latome est constitu

dun noyau positif trs petit et des lectrons tournent autour de ce dernier.

1913, Niels Bohr runit les concepts de Planck et de Rutherford et propose un

modle atomique quantique. Les orbites des lectrons ont des rayons dfinis, il

nexiste que quelques orbites autorises, ainsi les changes dnergie quantifies

correspondent des sauts entre les orbites dfinies. Lorsque llectron est sur

lorbite la plus basse, il ne peut pas descendre en dessous et scraser sur le

noyaux (aucine explication nest fournie quant au pourquoi de cette impossibilit)


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Introduction


1924, Louis de Broglie postule la dualit onde-corpuscule

1926, Schrdringer modlise llectron comme une onde. Llectron nest donc

plus une boule mais un nuage qui entoure le noyau. Dans ce modles, llectronest stable car il ne pedd pas dnergie.

24

Le modle de JJ Thomson

Le modles de JJ Thomson.

En 1897, JJ Thomson dcouvre llectron, une particule ngative qui peut tre

arrache la matire. Son modle dcrit latome comme un petit nuage positif qui

est parsem dlectrons. Suita sa dcouverte on savait que la matire est

composes de deux parties, une positive, le noyau et une ngative, llectron. Dans

le modle imagin, les lectrons, particules localises, baignent dans une soupe

positive. Ce modle fut invalid par la suite de lexprience de la feuille dor

mene par Rutherford.


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Le modles plantaire de Rutherford.

Lexprience de Rutherford met en vidence que les charges positives du noyau ne

sont pas tales entre les lectrons, mais concentres en de petits points. Il

bombarda une fine feuille dor par un faisceau de particules alpha (particules

lectriques positives). Il observa que les particules taient dvies faiblement, ce

qui ne correspondait pas aux rsultats prvu par le modle de Thomson pour

lequel, elles naurait pas d la traverser.

Rutherford image donc un modle plantaire. Latome est constitu dun noyau

positif autour duquel tournent des lectrons ngatifs. Entre le noyau, trs petit par

rapport latome, et ses lectrons, un trs grand vide existe.

Le modle de Rutherford

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Le modle le plus simple pour reprsenter un atome, qui rsulte du modle de

Rutherford, est de la reprsenter comme une sphre indformable. Une molcules

peut donc se voir comme plusieurs boules accoles. On reprsente parfois une

reprsentation clates, les atomes ont reprsents comme de petites boules

espaces, relies par des trait, permettant de faire ressortir les directions

privilgies et de visualiser le nombre de liaisons.

Le modle des sphres dures


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Le modles de Bohr.

Un modle fut dvelopp par Niels Bohr en 1913 partir des proprits mise en

vidence par Planck et Rutherford. Dans ce modle, des sphres dures, latome est

un objet entier, indcomposable. Or on sait depuis le milieu du XIX sicle que lon

peut en arracher des particules portant une charge lectrique ngative, les

lectrons. Dans le modle de Bohr, latome est compos dun noyau charg

positivement, et dlectrons tournant autour. Les rayons des orbites des lectrons

ne puvant prendre que des valeurs bien prcises.

Le modle de Bohr

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Le modles de Bohr.

Le noyau est trs compact, dun diamtre de lordre de cent mille fois plus petit

que le diamtre de latome, il porte une charge positive. Cest aussi la partie la

plus lourde de latome, puisquil reprsente au moins 99.95% de la masse delatome. Les lectrons sont ponctuels et portent une charge ngative.

Cette vision permet de dcrire les phnomnes spectroscopique fondamentaux,

cest--dire le fait que les atomes mettent et absorbent seulement certaines

longueur donde de lumire ou de rayon X

Le modle de Bohr


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Le modles de Schrdinger.

Le modle de Bohr prsente une srie de lacunes qui empchent lexplication de

certains phnomnes et ne prend pas en considration la dualit onde corpuscule

associes aux particules.

Alors que la dualit onde-corpuscule avait t mise en vidence pour le photon,

Louis de Broglie propose une thorie similaire pour llectron, savoir la thorie

sur la nature ondulatoire de llectron.

Ces cette thorie, gnralise par Erwin Schrdinger qui a dbouch sur un

nouveau modle atomique qui permet dexpliquer la stabilit de latome et de

dcrire les observations spectroscopiques.

Le modle de Schrdinger

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Dans ce modle, les lectrons ne sont plus des billes localises en orbite mais des

nuages de probabilits de prsence. La description de llectron comme une bille

rsultait de des observations du monde macroscospique et lextrapolation de ces

observation pour le monde microscopique.

Pour latome le plus simple, savoir latome dhydrogne, compos dun proton et

dun lectron, la densit de probabilit de prsence de llectron ltat

fondamental est donne par la reprsentation suivante.



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La densit de prsence est indique, pour

le plan x,y par la zone grise. Elle est

maximum au centre. La courbe surimposeindique la densit de probabilit radiale en

fonction de la distance r, cest--dire la

probabilit dtre en position r pour toutes

les directions confondues est maximum

pour une distance qui correspond au rayon

de Bohr.

En fonction de ltat quantique de

llectron (fondamental ou excit), ce

nuage peut prendre des formes diffretes.

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Le modle de schrdinger permet dexpliquer:

La stabilit de latome, les charges sont acclres mais elles sont contraintes par

la mcanique quantique

La forme des molcules, orientation prfrentielle des nuages lectroniquesLorganisation des cristaux, le nuages lectronique se comporte comme une

coquille dure

Les effets spectroscopiques. Le nuage ne peut prendre que des formes

dtermines, notamment en ce qui concerne la distance r1 du maximum de densit

au noyau.



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Les hydrognodes

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Les Hydrognodes

Ltude de latome dhydrogne est particulirement intressant parce que cet

atome est la plus simple atome puisquil ne contient quun proton et un

lectron. Le specre lectromagntique de lhydrogne peut par ailleurs tre

interprt dans le cadre du modle de Bohr.

Cette particularit de latome dhydrogne se retrouve galement pour les

hydrognodes.Un hydrognode ou un atome hydrognode est un ion monoatomique ne

possdant quun seul lectron. Il a donc une structure semblable celle de

latome dhydrogne, hormis la charge de son noyau. Cest donc un atome

auquel on a arrach tous les lectrons sauf 1.

La caractristique essentielle de ces ions est davoir un spectre

electromagntique semblable celui de lhydrogne et que ce spectre est

interprtable dans le cadre du modle de Bohr.


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Les Hydrognodes

Introduction.

Lhydrogne est le premier atome de la classification priodique. Il est

compos dun seul lectron dont lnergie ne peut prendre que quelques

valeurs discrtes appels niveaux dnergie. Lorsque llectron passe dun

niveau dnergie lev un niveau dnergie plus bas, il met un photon

dont lnergie correspond la diffrence dnergie entre les deux niveaux

considrs. La lumire mise ne peut donc prendre que quelques valeurs

discrtes. Cest ce que lon apple son spectre.

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Les Hydrognodes

Latome dhydrogne.

Dans le cadre du modle de Bohr, cet atome est modlis par un lectron

tournant autour du proton.

La rotation de cet lectron de charge ngative autour dun proton de chargepositive engendre lapparition de 2 types de forces agissant sur cet lectron.

La force lectrostatique lie la diffrence de charge entre les deux particules

concerne et la force centrifuge lie la rotation d llectron autour du

proton.


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Les Hydrognodes

Linteraction lectrostatique.

Linteraction lectrostatique opre entre le proton de charge positive et

llectron de charge ngative. La force intervenant pour ce type dinteraction

est la force de Coulomb.

F est la force entre les deux charges q1 et q2, distante de r

!0 est la constante dilectrique du vide

F1,2!q1!q2

4!"0r

2

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Les Hydrognodes


Lnergie potentielle qui rsulte de cette interaction lectrostatique est

donne par

Une valeur ngative est donne lnergie potentielle. Par convention, la

rfrence est lnergie potentielle de llectron libre (aucne interaction) qui

est dans un tat dnergie suprieur ltat dnergie de llectron dans un

atome (tat stable = tat de moindre nergie)

Ep!" q1!

q24!"0 r


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Les Hydrognodes


On peut simplifier cette criture en posant

Sachant que q1 = q2. Lacharge de llectron est gale la charge du proton

au signe prt. Donc lquation devient

e2!

q2

4!"0

Ep!"

e2

r

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Les Hydrognodes

La force centrifuge.

Llectron tourne autour dun point central, le proton, selon le modle de

Bohr. Il rsulte de cette rotation un force centrifuge qui est donne par

Pour que le systme soit en quilibre, il faut que les deux forces soient

identiques. On peut donc crire

F!

mv2

r

F!mv

2

r

!

e2

r

2


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Les Hydrognodes

Lnergie cintique.

Lnergie cintique est donne par

Sachant que

On peut crire

Ec!12mv2

mv2

r!

e2

r2

Ec!e

2

2r

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Les Hydrognodes

Lnergie totale de llectron est donne par

Dans son modle, Bohr introduit 2 notions supplmentaire au modle de

Rutherford,

1 Llectron ne rayonne aucune nergie lorsquil se trouve sur une orbite

stabe. Ces orbites stables sont diffrencies et quantifies. Ce sont les

seules orbites sur lesquelles llectron peut se trouver.

2 Llectron ne rayonne ou nabsorbe de lnergie que lors dun

changement dorbite.

E!Ec!Ep!

1

2

e2

r

!

e2

r

!"

1

2

e2

r


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Les Hydrognodes

Les orbites stables sont dfinies telle que le moment cintique ou moment

angulaire (mvr) de llectron vaut

n = entier positif

h = constante de Planck

Nous avions vu que la force centrifuge et la force lectrostatique doivent

squilibrer, donc

ou

mvr! nh2!

mv2

r !

e2

r2

mv

2

r!e

2

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Les Hydrognodes

A partir de ces 2 quations, on peut dterminer la rayon des orbites stables n

ou

or

Donc

mv2

rn!e

2!mvr

n!2!mr

ne2

mvr!nh

2!

!nh

2!!2"mr

ne

2


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Les Hydrognodes

Donc

Ou encore,

Si on pose A0est le rayon de Bohr

!nh

2!!2"mr

ne

2

rn!

n2h

2

4!2me2

rn!a0n

2

a0!h

2

4!2me2

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Les Hydrognodes

Dterminez la valeur du rayon de Bohr et donne linterprtation de

cette valeur.

E0= 8.854187 10-12As/Vm (const dilectrique du vide)

q = -1.60217653 10-19C (charge de llectron)

h = 6.6260755 10-34Js (constante de Planck)

m = 9.10938215 10-31kg (masse de llectron)


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Les Hydrognodes

Dterminez la valeur du rayon de Bohr et donne linterprtation de

cette valeur.E0= 8.854187 10

-12As/Vm (const dilectrique du vide)




Le rayon de Bohr correspond au rayon de lorbite de ltatfondamental de latome dhydrogne, ou plus gnralement des

hydrognodes

e2!

q2

4!"0

!2 .307077!10!23

a0!h

2

4!2me

2!52.9"10#

12m!52.9pm

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Les Hydrognodes

Lnergie associe aux orbites stables n est donc dfinie par

or

Donc

En!"1

2

e2

rn

rn!

n2h

2

4!2me

2

En!"

1

2e

2 4!2me

2

n2h

2 !"

4!2me

4

2n2h

2


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Les Hydrognodes

Si on pose

Alors

E1est lnergie de Rydberg

E1= -13.6 eV

1 eV = 1.60217653 10-19J

E1!"4!

2me

2

2n2h

2

En!

E1

n2

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Les Hydrognodes

Dterminez la valeur de lnergie de Rydberg et donne

linterprtation de cette valeur.






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Les Hydrognodes

Dterminez la valeur de lnergie de Rydberg et donne

linterprtation de cette valeur.


q = -1.60217653 10

-19

C (charge de llectron)h = 6.6260755 10-34Js (constante de Planck)


Lnergie de Rydberg (E1ou Rh) correspond lnergie de lorbite deltat fondamental de latome dhydrogne, ou plus gnralement des

hydrognodes

E1!"4!

2me

2

2n2h2 !"2.17967#10

"18J!"13.6eV

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Les Hydrognodes

Les expriences spectroscopiques ont permises de gnrer le spectre

de latome dhydrogne. Ce dernier laspect suivant


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Les Hydrognodes

Ce spectre de lhydrognne nous indique des missions de lumire

des longueurs dondes spcifiques. La prsence dmission pour

uniquement certaines longueurs dondes reflte bien le caractre

quantifi de lmission des lectrons lors du passage dune orbitale

atomique stable vers une autre orbitale atomique stable.

Lmission de lumire traduit le passage dun niveau dnergie vers un

autre niveau de plus basse nergie. Nous avons prcdemment

dtermin la relation nous permettant de calculer les niveaux dnergie

en fonction de n.

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Les Hydrognodes

Le lien entre ces valurs calculable dnergie et lmission de lumire

pour une longueur donde donne est


v = frquence de la lumire

La longueur dondes dun photon est reli la frquence via la vitesse

de propagation de la lumire c.

c = 299792458 m/s (vitesse de la lumire)

E!h!

!!c

!


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Les Hydrognodes

Considrons les transitions de niveaux dnergie n>1 vers n=1.

Sur base de ce que nous venons de voir, calculez les longueur dondes

associes aux transitions vers n=1 depuis n=2,3,4,5,6


c = 299792458 m/s (vitesse de la lumire)

E1 = -2.17967E-18 J = -13.6 eV

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Les Hydrognodes

Considrons les transitions de niveaux dnergie n>1 vers n=1.

Sur base de ce que nous venons de voir, calculez les longueur dondes

associes aux transitions vers n=1 depuis n=2,3,4,5,6

E1 -2.17967E-18

h 6.6260755E-34

c 2.99792458E+08

n En En-E1 Freq

2 -5.44918E-19 1.63475E-18 2.4672E+15 121.5 nm

3 -2.42186E-19 1.93748E-18 2.9240E+15 102.5 nm

4 -1.36229E-19 2.04344E-18 3.0839E+15 97.2 nm

5 -8.71868E-20 2.09248E-18 3.1580E+15 94.9 nm

6 -6.05464E-20 2.11912E-18 3.1982E+15 93.7 nm

Enerige de Rydberg

Constante de Planck

vitesse de la lumire

Long onde

En!

E1

n2


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Les Hydrognodes

Cette premire srie de raies spectrales correspondant la transition

des niveaux dnergie de n>1 vers n=1 est apples srie de Lyman.

De manire similaire, il est possible de calculer les longueurs dondes

des raies spectrales associes aux transitions des niveaux dnergie de

n>2 vers n=2. Cela correspond la srie de Balmer.

Les transitions de n>3 vers n=3 correspond la srie de Paschen

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Les Hydrognodes

Srie de Balmer

E1 -2.17967E-18

E2 -5.44918E-19

h 6.6260755E-34

c 2.99792458E+08

n En En-E2 Freq

3 -2.42186E-19 3.02732E-19 4.5688E+14 656.2 nm

4 -1.36229E-19 4.08688E-19 6.1679E+14 486.1 nm

5 -8.71868E-20 4.57731E-19 6.9080E+14 434.0 nm6 -6.05464E-20 4.84371E-19 7.3101E+14 410.1 nm

Srie de Balmer

Enerige de Rydberg

Constante de Planck

vitesse de la lumire

Long onde


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Les Hydrognodes

Spctre de lhydrogne.

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_ 1


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48/165


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Les modles atomiquesLes limites du modle de Bohr.

Le modle de Bohr, comme nous venons de le voir permet lexplication du

spectre dun systme simple comme latome dhydrogne compos

exclusivement dun proton et dun lectron. Cependant il a t trs vite

constat que des observations ne pouvaient tre explique via ce modle. Parexemple, ce modle ne permet pas,

Dexpliquer lobservation de doublet au niveau de certaines raies

spectrales pour le sodium par exemple. Qui peut tre observ au moyen de

spectrophotomtres de haute rsolution.

Leffet Zeeman, qui est le ddoublement des raies spectrales en prsence

dun champ lectrique ou magntique.

Ces manques ont rapidement conduit au dveloppement dautre thorie pour

latome alors que celui-ci pouvait priori paratre satisfaisant au vue des

explications quil pouvait donner aux observations.

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Les modles atomiquesLatome de Sommerfeld.

Cest Sommerfeld qui tente damliorer le modle de Bohr, par analogie

avec le mouvement des astres. Il admit la possibilit pour llectron de

dcrire des orbites elliptiques. Les orbites circulaires ntant que des cas

particuliers.

Cette nouvelle hypothse ncessite lintroduction dune quantification

supplmentaire afin de pouvoir dterminer les deux demi-axes des orbites

elliptiques (a et b). Donc au nombre quantique principal n, dfinit dans lecadre du modle de Bohr, il introduit un nouveau nombre quantique

secondaire l, tel que b = (l+1)a/n.

Pour toutes valeurs de n (entier positif commenant par 1), l peut prendre les

valeurs entires positives de 0 n-1.

Dans ce cas de figure, quand l=n-1, on constate que b=a, soit une ellipse

dont les deux demi-axes sont identiques, ce qui revient dfinir une orbite

circulaire qui correspond au modle de Bohr.

Ce nombre quantique secondaire l est aussi appel nombre quantiqueazimutal.


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Latome de Sommerfeld.

Associ chaque nombre quantique principal n est donc associ une srie de

nombre quantique secondaire l. Ces deux nombres quantique dfinissent

donc une orbite elliptique. La vitesse des lectrons sur ces orbites elliptiquesvarie, on a donc une variation de lnergie cintique de llectron, qui est

elle aussi quantifi et varie donc par bonds. Ces niveaux dnergies sont de

multiples de h/2pi.

En dautre terme, il a t tabli quun niveau lectronique de nombre

quantique n donn, se subdivise en n-1 sous-niveau, caractris chacun par

un nombre quantique azimutal l qui peut prendre des valeurs entires

comprises entre 0 et n-1.

On pourrait noter ces trajectoires par les deux paramtres n et l mais la

tradition veut que lon utilise un systme o lon fait suivre le nombre

quantique principale dune des lettres s, p, d, f. Celles-ci correspondent

l=1, 2, 3, 4,

64

Les modles atomiquesLatome de Sommerfeld.

Dans le cadre de ltude du spectre de lhydrogne, nous avons observ les

raies associes aux transitions dorbitales atomiques principales

caractrises par le nombre quantique principal n. Nous venons de voir que

la ralit est plus complexe et que contrairement ce que lon pouvait

penser par rapport au modle propos par Bohr, pour chaque nombre

quantique principale, correspond des orbitales caractrise en plus par un

second nombre quantique. Cela revient dir que si n=1, il ny a queunorbitale, si n=2, il devrait y avoir 2 orbitales et donc deux niveaux dnergie,

pour n=3, il doit y avoir 3 orbitales et donc 3 niveaux dnergie.

Exprimentalement, au moyen de spectromtre haute rsolution, il a t

montr quen effet, le passage du niveau n=2 au niveau n=1, il y a un

ddoublement des la raie spectrales, de mme pour le passage de n=3 n=1,

il apparait en ralit un triplet de raies spectrales.

Les diffrences dnergies entre les orbitales dun mme nombre quantique

principal sont trs proche, do la ncessit dun spectromtre haute

rsolution.


51/165

65



Jusqu prsent, avec le modle de Bohr et les amlioration apportes par le

modle de Sommerfeld, nous avons toujours une reprsentation que lon

qualifi de plane pour latome. A aucun moment on ne sest proccup delorientation dans lespace des trajectoires dcrite par llectron autour du

noyau.

Cette tude, qui a maintenant t confirme mathmatiquement, a t

ralise de manire exprimentale en tudiant le spectre dun atome plong

dans un champ magntique. Dans ce cas de figure, il a t constat que des

raies se dmultiplient. Ceci indique que linfluence du champ magntique

nest pas la mme pour toutes les orbitales de mme valeur de nombre

quantique l. Autrement dit, cela signifie quil existe pour un nombre

quantique l donn diffrentes orbitales qui diffrent les unes des autres parleur orientation dans lespace.

66



Lorientation dans lespace dun orbitale, ou son comportement

vis--vis dun champ magntique sera dfini par un troisime

nombre quantique m (magntique). La mcanique quantique a

montr que ce nombre quantique peut prendre toutes les valeurs

entires comprises entre l et +l.

La forme des orbitales et leurs orientation dans lespace est

rsum dans le tableau suivant


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67


68

Les modles atomiquesLe nombre quantique de spin.

Un quatrime nombre quantique a t introduit suite aux

travaux de Stern et Gerlach.

Dans leur exprience, on vaporise de largent dans une enceinte

o lon a fait le vide. On ralise ainsi un jet dargent qui passe

entre les pices polaire dun aimant. Le faisceau atomique vientensuite frapper un plaque de verre froide sur laquelle largent se

dpose.


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69

Les nombres quantiques

70

Les orbitales atomiques.

Le terme dorbitale atomique est une notion de physique quantique, utilise dans

le modle quantique de latome. Ainsi, dans ce modle, contrairement lancien

modle plantaire de latome, on ne considre plus que les lectrons dun atome

sont en orbite circulaire (ou mme lliptique) autour du noyau, mais occupent demanire probabilistique certaines rgions de lespace autour du noyau. On dfinit

alors comme orbital atomique une zone de lespace o la probabilit de trouver un

lectron autour du noyau est de 95%.

La position dun lectron sur des orbitales atomiques est directement li au niveau

dnergie de llectron. Les orbitales et donc les niveaux dnergie de llectron

sont dfini par une srie de nombres appels nombres quantiques.

Les nombres quantiques / orbitales atomiques.


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71

Les nombres quantiques.

Ltat dun lectron dans un atome est fonction de son nergie, ses mouvements

autour du noyau, la forme de lorbitale sont dfinis par 4 paramtres, les 4

nombres quantiques.

Les indicesn

,l,m

lsont les 3 nombres quantiques dcrivant une orbitale atomiquede llectron. Le quatrime nombre quantique m

sest le spin.

! nest le nombre quantique principal. Il peut prendre toute valeur entire de 1

linfini

! lest le nombre quantique secondaire ou azimutal. Il peut prendre toute valeur

entire entre 0 et n-1

! mlest le nombre quantique tertiaire ou magntique. Il peut prendre toute

valeur entire entrelet l.

! msest le quatrime nombre quantique ou spin. Il ne peut prendre que les

valeurs de +1/2 ou -1/2.


72

En physique des particules, comme en chimie quantique, la configuration

lectronqiue est la rpartition des lectrons dans un atome ou une molcule suivant

leur nergie et leur spin.

Comme les autres particules lmentaires, llectrons est soumis aux lois de la

mcanique quantique et peut avoir un comportement dcrit suivant les situations

comme corpusculaire ou comme ondulatoire. En pratique, ltat quantique dun

lectron particulier est dcrit par une fonction donde traduisant la probabilit pour

llectron de se trouver dans un espace donn. Cette fonction donde est appele

orbitale.

La connaissance de la rpartition des lectrons dans les diffrentes orbitales,

conjointement la connaissance de leur spin permet de dfinr des spins-orbitales.

On dtermine ainsi completement la configuration dun corps tudi.



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73

Il ya plusieurs configurations lectroniques pour un mme atome ou une mme

molcule. Si ltat correspondant la configuration lectronique est celui de la

plus basse nergie, on qualifiera ltat de fondamental. Dans le cas contraire il sera

qualifi dtat exct.

En premire approximation, lnergie lectronique du systme est la somme des

nergies associes chaque lectron qui le compose. Ainsi, pour ltat

fondamental dun systme, la rpartition se fait:

! Par ordre croissant de lnergie associe la spin-orbitale considr

! En cas dgalit dnergie entre spin-orbitale, on place les lectrons dans

les pin-orbitales de spin +1/2 avant de peupler les spins -1/2 (Rgle deHund)


74

Une orbitale atomqiue correpsond un triplet (n,l,m) donn. Ce triplet dfinissant

la gomtrie de lorbitale. Du point de vue quantique, ce triplet correpsond ce

que lon apple un case quantique. Ltat dun lectron dans une orbitale est alors

dfini par son nombre quantique de spin.

En vertu du principe dexclusion de Pauli, il ne peut y avoir 2 lectrons dans le

mme tat quantique, ce qui signifie quau plus 2 lectrons de spin oppos peuvent

occuper une case quantique.



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75

A chaque doublet (n,l) est associ une notation permettant de dcrire le type

dorbitale associe.

! l=0 : Lorbitale est de type s(sharp). Elle est note ns. Elle contient au

maximum 2 lectrons.

! l=1 : Lorbitale est de type p(principal). Elle est note np. Elle contient au

maximum 6 lectrons

! l=2 : Lorbitale est de type d(diffuse). Elle est note nd. Elle contient au

maximum 10 lectrons

! l=3 : Lorbitale est de type f(fundamental). Elle est note nf. Elle contient au

maximum 14 lectrons

! l=4 : Lorbitale est de type g. Elle est note ng. Elle contient au maximum 18

lectrons.


76

Les noms s,p,detfde ces orbitales proviennent dun systme de catgorisation

partir des raies spectrales fondes sur lobservation de leur structure fine, do les

qualificatifs sharp, principal, diffuse et fundamental. Quand les 4 premiers types

dorbitales ont t dcrites, ils furent associs ces 4 type de raies spectrales. La

dsignationgest simplement la suite de fselon lordre alphabtique. Les couches

avec plus de 4 sous-couche sont thoriquement possible mais aucun lment

chimique actuellement connu na dlectron dans une sous-couche g ltat

fondamental.



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77

Les nombres quantiques En rsum

NOMBRE QUANTIQUE PRINCIPAL n

Entier: n= 1,2,3,

Dfinit lnergie de llectron

Dfinit un niveau dnergie, une couche lectronique

NOMBRE QUANTIQUE SECONDAIRE (azimut ou orbital) l

Entier entre 0 et n-1

Dfinit des sous-couches lectroniques:

! s(sharp) pour l=0

! p(principal) pour l=1

!

d

(diffuse) pourl=2

! f(fundamental) pour l=3


78

Les nombres quantiques En rsum

NOMBRE QUANTIQUE TERTIAIRE (magntique) m

Entier: entre letl

Dfinit lorientation de lorbitale atomique

!Pour l=0, m=0 -> une seul orientation, une orbitales et une case quantique

!Pour l=1, m=-1,0,1 -> 3 orientations, 3 orbitales pde mme nergie et 3 cases

quantiques

NOMBRE QUANTIQUE DE SPIN s

Demi-entier: -1/2 et +1/2

Permet de quantifier le moment cintique intrinsque de llectron (mouvement

de rotation sur lui-mme). Il dfinit lorientation de llectron dans un champ

magntique



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79

Afin de rpartir tous les lectrons dun atome dans les diffrentes orbitlaes

atomiques, celle-ci sont classes par nergie croissante et les lectrons sont

rpartis prioritairement dans les orbitales de plus basse nergie. On obtient alors le

rpartition lectronique pour latome dans son tat fondamental.

Cette classification ncessite un calcul rigoureux des nergies des orbitales

atomique dans le cadre de la mcanique quantique. Cependant une approche

simple par les nombres quantiques permet de retrouver lessentiel des rsultats

dans le cas de latome.


80

Pour cette classification, en premire approche, lnergie dune orbitale est

dtermin par le doublet (n,l). En cas dgalit de cette somme pour deux orbitales

diffrentes, lorbitale de plus faible nergie sera celle de n le plus petit.

Le remplissage des orbitales par nergie croissante est souvent appel Principe

dAufbau et la rgle de classement des orbitales Rgles de Klechkowski

Compte tenu des rgles, les lectrons se rpartissemnt dans les orbitales danslordre suivant:

1: 1s 5: 3p 9: 5s 13: 4f 17: 5f

2: 2s 6: 4s 10: 4d 14: 5d 18: 6d

3: 2p 7: 3d 11: 5p 15: 6p 19: 7p

4: 3s 8: 4p 12: 6s 16: 7s 20: 5g



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81

La configuration lectronique est intimement lie la structure de la table

priodique. En effet, les proprits chimiques de chaque atome sont largement

dtermin par larrangement des lectrons dans la couche externe de latome

(couche de valence).

Exceptions:

Lapproche utilise par les nombres quantiques souffre dun certain nombre de

lacunes. Comme nous lavons vu, elle ne constitue quune approche simplificatrice

de la mcanique quantique. Des exceptions apparaissent aux niveau de certain

mtaux de transition et des lanthanides.


82

Exceptions:

Une sous-couche moiti remplie conduit une configuration de spin maximal, ce

qui lui confre une certaines stabilit en vertu de la rgle de Hund (maximalisation

du moment de spin).

Le chrome une structure [Ar]3d54s1et non [Ar]3d44s2. En effet, ici le moment

de spin pour le chrome est +1/2 pour 3d5et +1/2 pour 4s1au lieu dtre 0 pour 3d4

et 0 pour 4s2

Un autre point remarquable concerne les sous-couches pleines. Par exemple le

cuivre la structure [Ar]3d104s1et non [Ar]3d94s2



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83

Remplissez le tableau suivant en fonction des nombres quantiques

principal (n) et secondaire (l)

n =

0 1 2 3 4 5 6

1

2

3

4

5

6

7

l=


84

Remplissez le tableau suivant en fonction des nombres quantiques

principal (n) et secondaire (l)

n =

0 1 2 3 4 5 6

1 s

2 s p

3 s p d

4 s p d f

5 s p d f g

6 s p d f g h

7 s p d f g h i

l=



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85

Mthode de remplissage via cette table:

n =

0 1 2 3 4 5 6

1 s

2 s p

3 s p d

4 s p d f

5 s p d f g

6 s p d f g h7 s p d f g h i

l=


86

Donnez la structure lectronique des atomes suivants:

Carbone (Numro atomique 6)

Aluminium (Numro atomique 13)

Gallium (Numro atomique 31)



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87

Donnez la structure lectronique des atomes suivants:

Carbone (Numro atomique 6)

Aluminium (Numro atomique 13)

Gallium (Numro atomique 31)

1s2 2s2 2p2

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

[Ar] 3d10 4s2 4p1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6[Ar] =


88

Une autre nomenclature existe pour caractriser les couches lectronique des

atomes. Chaque couche lectronique est symbolise par des lettre successives en

partant de la couche la plus proche du noyau.

! La premire couche est la couche K, n=1

! La seconde est la couche L, n=2

! Ensuite la couche M, n=3

! Ensuite la couche N, n=4

! Ensuite la couche O, n=5

! Ensuite la couche P, n=6

! Ensuite la couche Q, n=7



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89

Il existe un moyen de savoir combien dlectron peuvent se placer sur chaque

couche. Ce nombre est donn par 2n2.

Ainsi, la couche M, pour n=3 peut contenir 18 lectrons

La couche N, pour n=4 peut contenir jusque 32 lectrons

Une couche qui est remplie par lensemble des lectrons quelle peut contenir est

appele couche sature.

Rappel, en plus des couches que nous venons de voir, il ne faut pas oublier

lexistence des sous-couches s, p, d, f, g qui possdent chaque leur propre nombre

dlectron.


90

Cette reprsentation en couche K, L, M, N, O, P permet une autre reprsenation de

la structure lectronique des atomes.

Par exemple, le sodium qui possde le numro atomique 11, la structure atomique

peut se reprsenter par

(K)2(L)8(M)1

Cette reprsentation prsente cependant la particularit davoir parti du

Potassium puisque lon va commencer remplir une nouvelle couche alors que la

couche prcdente nest pas encore remplie. Le potassium (numro atomique 19)

la structure

(K)2(L)8(M)8(N)1 et pas (K)2(L)8(M)9



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Les orbitales molculaires.

Principes gnraux de la liaison chimique.

Prcdemment, nous avons tudi latome en le supposant place

dans des conditions idales, cad isol de ses voisins et soustrait toute influence potentiel du monde qui lentoure.

La ralit est diffrente, un atome subit presque toujours

linfluence de la part de son entourage, des interactions diverses

pouvant entrainer des modifications de sa coque priphrique.

Ainsi un atome peut sunir un ou plusieurs voisins pour

constituer des difices tels que des molcules, des rseaux

cristallins,

Les proprits de ces difices atomiques seront fonctions de la

nature des atomes constituants ldifice, mais aussi des liens qui

les unissent. Le problme fondamental de la chimie sera donc les

liaisons chimiques et la formations des difices molculaires et

ioniques.

Lorsquils sunissent leurs voisins, les atomes obissent un

principe fondamental : Ils essayent daugmenter leur stabilit,celle-ci correspondant une diminution globale de leur nergie.

1

E Atomes

Molcules

Formation de la liaison


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Si on regarde parmi les lments du tableau priodique, on a

constat que certains lments restent toujours isols. Ce sont les

lments du groupe VIIIa, les gaz inertes.

Quel est la particularit des ces lments ?

Ces lments ont une structure lectronique telle que la coque

priphrique est compltement remplie, ce qui conduit

lhypothse suivante :Au cours de la formation des liaisons

chimiques, les atomes essayent de complter leur coque

priphrique de manire acqurir une structure lectronique

dun gaz inerte.

Ltude des combinaisons chimiques des atomes dans les dificesioniques et molculaire montre que cette structure de gaz inerte

nest pas toujours atteinte aprs la formation des liaisons, mais on

relve dans la majorit des atomes que latmosphre lectronique

ne prsente plus dlectrons clibataire.

On peut donc dire en premire conclusion, que le nouvel

arrangement lectronique form aprs liaison doit donner lieu

un difice plus stable que celui constitu par les atomes pris demanire individuel. La formation des liaisons chimiques

saccompagne donc dune diminution de lnergie totale dun

systme.

De plus ltude des combinaisons chimiques permet de dduire

dautres principes gnraux de la liaison chimique :

- Les forces des liaisons qui existe entre les atomes est

dorigine lectrique.

- Dans la formation des liaisons, les lectrons priphriquesjouent un rle prpondrant.

- Ltablissement de la liaison entraine des modifications de la

situation dun ou de plusieurs de ces lectrons priphriques

aboutissant soit au transfert dun de ces lectrons, soit la

2


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mise en commun de deux lectrons pour former des doublets

lectroniques.

Nous allons dcrire 3 types de liaisons extrmes :

- La liaison ionique : elle assure la cohsion des atomes

mtalliques et non mtalliques des composs comme NaCl,CaF2,

- La liaison atomique ou covalente : elle assure la stabilit

dans les corps simple tels que H2, Cl2, , dans certains

cristaux et dans la plupart des liaisons organiques.

- La liaison mtallique : elle assure la cohsion des mtaux

purs et de leurs alliages ltat solide et ltat liquide.

Ces diffrents types de liaisons existent ltat pur danscertaines substances, mais dans la plupart des cas, la liaison de 2

atomes est extrmement complexe et particulire au cas envisag.

La liaison ionique.

La formation des difices atomiques peut rsulter dun transfert

dlectrons, cad des atomes peuvent cder ou capter un ou

plusieurs lectrons. Ils se transforment alors en ions (positifs oungatifs) dont la structure lectronique est plus stable et dans la

plupart des cas comparable la structure dun gaz inertes.

Les ions positifs (cations)

La formation des ions positifs pour certains lments (dit

lectropositifs) est li leur aptitude perdre 1 ou plusieurs

lectrons.

La quantit dnergie ncessaire lextraction dun lectron dun

atome est mesure par son potentiel dionisation.- Plus le potentiel dionisation est lev, plus llectron et

difficile arracher de latome neutre par consquence plus

stable est la coque lectronique laquelle appartient cet

lectron.

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- Plus ce potentiel dionisation est faible, plus il est facile

dextraire un lectron de latome neutre et donc plus facile

sera la formation du cation correspondant.

Exemples : les potentiels dionisation des alcalins premire

colonnes du tableau priodique.Li 5.37 eV Rb 4.16 eV

Na 5.13 ev Cs 3.38 eV

K 4.32 ev

Le P.I. des alcalins (1er colonne) diminue lorsque lon descend

dans la famille. Cette rgle est gnrale pour tous les groupes

(toutes les colonnes)

La formation des cations est de + en + facile lorsque le nombre decouches lectroniques augmente. Plus latome est lourd, plus les

lectrons priphriques sont loigns du noyau, leur niveau

nergtique est plus lev et lattraction effectue par le noyau est

faible.

Pour rappel, la force qui maintient les lectrons autours du noyau

est la force lectrostatique, qui diminue avec le carr de la

distance.

F = Q1Q2 / 4 Pi E0 r^2

Comme il est possible denlever 1, 2 ou 3 lectrons la plupart des

atomes, on peut dterminer le potentiel de 1er ionisation (M-->

M+) de 2me ionisation (M+--> M++) et de 3me ionisation (M+

+--> M3+)

Le potentiel de 2meionisation des alcalins est

Li 75.2 eV Rb 27.36 eVNa 47.29 ev Cs 23.40 eV

K 31.81 ev

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On constate que le potentiel de seconde ionisation est, pour cette

famille, beaucoup plus important que le potentiel de premire

ionisation. Pratiquement, cette seconde ionisation pour les alcalins

ne se fait pas.

POURQUOI ??Ceci est en fait li la difficult de briser une structure

lectronique particulirement stable telle que celle dun gaz inerte

(les ions alcalins M+ possdent tous configuration lectronique

du gaz inerte qui le prcde dans le tableau priodique).

Regardons maintenant le potentiel dionisation des lments de la

deuxime ligne du tableau priodique.

Li 5.37 eV N 14.51 eV

Be 9.30 eV O 13.57 eV

B 8.28 eV F 17.46 eV

C 11.24 eV

On constate que le potentiel de premire ionisation diminue de

droite gauche dans une priode. La formation des cations

monovalents est donc plus facile pour les atomes se trouvant dansla partie gauche du tableau. En effet, la charge du noyau diminue

dans ce sens donc lattraction lectrostatique est moindre.

On constate aussi des irrgularits dans la diminution des

potentiels dionisation pour une priode, ceci est li au type

dorbital auquel appartient llectron. Ceci sera revu lors de

lanalyse du tableau priodique.

Pour quun atome puisse se transformer en cation, il faut non

seulement quon puisse lui arracher facilement un ou plusieurslectrons, mais il faut que le cation form corresponde une

structure lectronique stable cad une configuration lectronique

laquelle correspond un potentiel dionisation lev. Ces structures

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stables sont plus facilement atteintes pour les lments dans la

partie gauche du tableau.

Les lments les plus lectropositifs sont donc ceux situ dans le

coin infrieur gauche du tableau priodique, soit les corps simples

mtalliques.

Exemple de formation de cations :

Sodium: Na ; Z=11 : 1s1 2s2 2p6 3s1

Le sodium a un PI relativement bas, il perdra donc facilement

un lectron pour avoir la configuration lectronique

1s1 2s2 2p6Cette structure est la mme que la structure du Non, gaz inerte

Calcium: Ca ; Z=20 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Les deux premiers potentiels dionisation du Ca sont

relativement faibles, en fournissant au calcium lnergie

correspondant la somme des deux PI, on pourra former Ca++

avec la structure lectronique1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Cette structure est identique la structure lectronique de largon

gaz inerte

Les cations correspondants aux lments de la premire et de la

deuxime colonne du tableau et le Al3+ ont la configuration

lectronique du gaz inerte qui les prcde. Mais certains cations

nont pas la configuration dun gaz inerte. Par exemple

Sn (Z=50) : (Kr) 4d10 5s2 5p2 va devenir Sn2+ avec la

configuration

(Kr) 4d10 5s2

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Cu (Z=29) : (Ar) 3d10 4s1 va devenir Cu+ avec la

configuration

(Ar) 3d10

En fait, les structures ns2 et ns2 np6 nd10 sont des

structures lectroniques stables, mais un degr moindre que pourles gaz inertes.

Les ions ngatifs (Anions).

La formation des ions ngatifs par certains lments est lie

laptitude de ces atomes capter un ou plusieurs lectrons sur leur

niveau priphriques, donc lnergie mise en jeu lors de ce gaindlectrons.

Laffinit lectronique est lnergie qui est libre lorsquun

lectron supplmentaire vient se fixer sur la coque externe dun

atome.

Exemple:

F : -3.45 eV Br : -3.36 eVCl : -3.61 eV I : -3.06 eV

L'affinit lectronique est de + en + ngative lorsque l'on parcourt

cette famille du bas vers le haut. Or une affinit lectronique

fortement ngative correspond une grande stabilit de l'anion

form, par consquence, un caractre lectrongatif nettement

marqu.

Affinit lectronique de la deuxime priode:Li : -0.54 eV N : -0.2 eV

Be : 0 eV O : -1.46 eV

B : -0.3 eV F : -3.45 eV

C : -1.25 eV

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Le caractre lectrongatif augmente de la gauche vers la droite et

le nombre d'lectrons a acqurir pour avoir la configuration

lectronique du gaz rare diminue.

Les lments lectrongatifs sont situs dans la partie droite dutableau, les non mtaux.

Remarquons que si on veut former un ions porteur de 2 charges

ngatives, le premier lectrons capt donne naissance un ion

mono ngatif qui va alors repousser les lectrons ultrieurs. Il

faudra donc apporter de l'nergie pour ajouter un deuxime

lectrons.

Exemple : O= : +7.28 eV S= : +3.44 eV

De mme que pour les cations, les ions porteurs de charge

ngatives ont la structure lectronique stable d'un gaz inerte.

Exemple:

Fluor(F ; Z=9) : 1s2 2s2 2p5F + 1 e- ! F- avec 1s2 2s2 2p6 comme le Non

Soufre(S ; Z=16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

S + 2 e- ! S= avec 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 comme

l'argon

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Mcanisme de formation des liaisons ioniques

Prenons comme exemple la formation du NaCl, soit la liaison entre

le sodium Na et le Chlore Cl

Na ; Z=11 1s2 2s2 2p6 3s1 P.I. = 5.14 eV

Cl : Z=17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 A.E. = -3.62 eV

En fournissant au sodium une nergie gale son potentield'ionisation, cet lment va perdre son lectron priphrique.

Na ! 1 e- + Na+ (Na+ similaire au Ne)

Si le chlore se trouve dans le voisinage immdiat, il pourra fixer

l'lectron perdu par le sodium et donner naissance un anion stable

Cl + 1 e-!

Cl- (Cl- similaire Ar)

Ce transfert d'lectron aboutit la formation de 2 ions de signes

opposs.

Na + Cl ! Na+ + Cl-

Na ! Na+ + 1 e- consomme 5.14 eV

Cl + 1 e- ! Cl- fournit 3.62 eV

Donc globalement, la formation des ions sodium et chlore

ncessite une nergie de 1.52 eV par atome, soit 146.64 kJ/mole

d'ions Na+ et Cl-

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La transformation des atomes spars de Na et de Cl en ions Na+

et Cl-, isol les uns des autres est donc un processus

endothermique, donc qui ncessite un apport d'nergie. C'est donc

un processus non spontan d'un point de vue nergtique.

Cependant, une fois les ions forms, il faut les rapprocher pour

constituer la paire Na+Cl-

Le rapprochement des deux ions ainsi form va engendrer une

interaction de type lectrostatique dont l'nergie potentielle est

donne par:

Ep = -1/4PiE0 Q^2/r (avec comme convention

que Ep = 0 pour r infini)

La distance entre les deux ions a t mesure et donne 2.36 10-10m.

On peut donc calculer cette nergie potentielle qui tend stabiliser

le systme. Cette nergie est de -6.11 eV par paire ionique.

Globalement donc on peut dire que la formation des deux ions

nous coute en nergie 1.52 eV auquel on ajoute l'nergie de

stabilisation due l'interaction lectrostatique, soit -6.11 eV. Le

bilan est donc de -4.59 eV.Cela signifie donc que l'ionisation des atomes coupl l'interaction

lectrostatique donne un bilan favorable d'un point de vue nergie.

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82/165

i l

'

-

1


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84/165

l . : - -

l - 1 1 l

l

;lq

.-


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lype

drhybridatton

XoEbFe

d'olbital.es

AeprCsentatlondans

I

t

espace

E:.

de

coDposd

3D ou dP

2

,t80'


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Le tableau priodique et la

nomenclature

Le tableau priodique et

la nomenclature

1.Introduction

2.Les atomes

3.

Le tableau priodique

4.La nomenclature


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Le tableau priodique et la

nomenclature

Introduction

Les atomes et les molcules

Introduction.

Depuis de nombreuses annes, on a cherch classifier les composes

chimiques et plus particulirement les lments consitutifs de la matire

(particules lmentaires).

La classification universellement reconnue actuellement pour les atomes est le

tableau priodique de Mendeleev.

Linvention du tableau priodique est souvent attribue Dimitri Ivanovich

Medeleev (1869), qui a commenc la construction dune telle table de

classement. Mme si la prsentation de ce tableau fortement chang par

rapport aux travaux de Mendeleev, le principe du classement est toujours le

mme.


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Introduction.

Mendeleev a formul explicitement en quoi son tableau constituait un outil

d'analyse thorique des proprits de la matire :

1. Les lments chimiques, lorsqu'ils sont ordonns par masse atomiquecroissante, montrent une priodicit de leur proprits chimiques.

2.

Les lments qui ont des proprits chimiques semblables ont ou bien desmasses atomiques semblables (osmium, iridium, platine par exemple) ou

bien des masses atomiques croissant de faon arithmtique (potassium,rubidium, csium par exemple).

3.

La disposition des lments ou des groupes d'lments dans la table parmasse atomique croissante correspond leur valence et est en rapport,

dans une certaine mesure, avec leurs proprits chimiques.


Introduction.

4. Les lments les plus abondants dans le milieu naturel sont ceux qui ont la

plus faible masse atomique.

5. La valeur de la masse atomique dtermine les proprits des lmentschimiques.

6. La masse atomique de certains lments devrait parfois tre revue, car le

tableau est plus cohrent en rarrangeant certains lments typiquement, letellure sans tenir compte de leur masse atomique exprimentale.

7. On doit s'attendre dcouvrir des lments inconnus au moment de la

publication de ce tableau, par exemple des lments analogues l'aluminium etau silicium, avec une masse atomique comprise entre 65 et 75.

8. Il est possible de prdire certaines proprits des lments partir de leur

masse atomique.


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Les atomes


Les Atomes.

Le tableau priodique tel que connu actuellement prsente lintrt dorganiser

les lments chimiques de tel sorte que leurs proprits physicochimiques

puissent tre largement prdites par leur position dans le tableau. Ces

proprits voluent diffremment selon que lon se dplace horizontalement ou

verticalement dans le tableau.

Une priode dsigne une ligne du tableau. Elle correspond au replissage des

couches lectroniques de latomes avec les lectrons. Elle correspond aussi

laugmentation de la masse atomique, donc du nombre de protons et neutrons

ainsi que du nombre dlectrons


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Les Atomes.

Un groupe dsigne une colonne du tableau priodique. Chaque groupe

possde des proprits bien distinctes des groupes voisins. Cela provient du

fait de la structure lctronique externe similaire pour tous les atomes dun

mme groupe. Un nom est donne chaque groupe

Mtaux alcalins : 1ercolonne Groupe 1 ( lexception de lhydrogne)

Mtaux Alcalino-Terreux : 2me

colonne Groupe 2

Cristallogne : 14mecolonne Groupe 14 (terme peu utilis)

Pnictogne : 15mecolonne Groupe 15 (terme peu utilis)

Chalcogne : 16mecolonne Groupe 16 (terme peu utilis)

Halognes : 17mecolonne Groupe 17

Gaz rares : 18mecolonne Groupe 18


Les Atomes. Groupe 1 Mtaux Alcalins.

Hormis l'hydrogne, les lments du premier groupe du tableau priodique

constituent la srie des mtaux alcalins. Il s'agit de mtaux peu denses de

couleur argente et bas point de fusion, plutt mous temprature ambiante,

formant des composs ioniques avec les halognes et chimiquement trs

ractifs ils ragissent violemment avec l'eau pour donner des hydroxydes quisont des bases fortes de sorte qu'on ne les trouve jamais sous forme

lmentaire dans le milieu naturel.

Le mot alcalin provient, via le mot d'emprunt alcali, de l'arabe al-qilysignifiant la

soude.


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Les Atomes Groupe 1 Mtaux Alcalins.


Les Atomes Groupe 1 Mtaux Alcalins.

Leur configuration lectronique est caractrise par la prsence d'un lectron

unique externe, facilement perdu pour retrouver la configuration du gaz noble de

la priode prcdente : les mtaux alcalins forment donc trs facilement des

cations. Ils ont toujours le potentiel d'ionisation le plus bas de leur priode ; le

second potentiel d'ionisation est en revanche trs lev, en raison de la

configuration lectronique de gaz rare des cations alcalins.

L'hydrogne, avec son lectron solitaire, devrait normalement appartenir au

groupe des mtaux alcalins. Toutefois, la perte de cet lectron requiert davantage

d'nergie que pour les autres lments du groupe 1. L'hydrogne n'est pas non

plus mtallique aux conditions normales de temprature et de pression : il ne

devient mtallique qu'aux pressions trs leves


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Les Atomes Groupe 2 Mtaux Alcalino-Terreux.

Les lments de cette srie possdent deux lectrons dans leur couche de

valence, et leur configuration lectronique la plus stable s'obtient par la perte de

ces deux lectrons pour former un cation doublement charg.


Les Atomes Groupe 17 les halognes.

On les trouve sous forme de molcules diatomiques dans la nature. Les

halognes possdent 7 lectrons dans leur couche lectronique la plus extrieure

et donc leur configuration lectronique la plus stable se fait par gain d'un lectron.

Lorsqu'ils gagnent cet lectron, ils forment un ion ngatif appel ion halognure.

Comme pour la plupart des groupes du tableau priodique, les proprits

physiques des groupe 17 (groupe des halognes) varient progressivement du

haut vers le bas du groupe : pour les halognes, leur temprature de fusion et leur

temprature d'bullition crot en mme temps que la polarisabilit de leur cortge

lectronique : plus cette polarisabilit est grande, plus grande est l'nergie requise

pour rompre les liaisons intermolculaires permettant les changements d'tats du

plus condens au moins condens.


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Les Atomes Groupe 17 les halognes.

Dans cette famille, les lments ragissent avec des mtaux pour former des

composs ioniques tels que NaCl et LiF. Les halognes ragissent aussi avec des

non-mtaux pour former des composs covalents. La raison pour laquelle les

halognes sont trs ractifs est explique par le fait que les lments de ce

groupe doivent juste gagner un lectron pour remplir leur orbitale de valence et

ainsi complter loctet. Ceci peut tre fait de deux faons :

Gagner un lectron provenant venant dun mtal, pour former un ion ngatif tandis

que le mtal formera un ion positif

Partager un lectron avec un non-mtal pour former une liaison covalente

En se dplaant de haut en bas dans ce groupe, il y a une augmentation du rayon

atomique et une diminution de llectrongativit.


Les Atomes Groupe 18 les Gaz rares.

Aux conditions normales de temprature et de pression, ce sont des gaz

monoatomiques incolores et inodores quasiment dpourvus de ractivit

chimique, dont les points de fusion et d'bullition sont spars de moins de 10 C

pression atmosphrique.

On appelle gaz nobles les lments chimiques du groupe 18. Ils sont en fait

gnralement appels gaz rares usage consacr par le dictionnaire en

raison de leur faible prvalence historique comme substance chimique, bien que

cela soit plutt impropre car ils sont relativement abondant dans lunivers


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Les Atomes Groupe 18 les Gaz rares.

La difficult mettre en vidence une chimie des gaz nobles provient de leur

configuration lectronique : les sous-couches de leur couche lectronique externe

sont en effet compltes, avec respectivement deux et six lectrons, de sorte qu'il

ne leur reste pas d'lectron de valence disponible pour tablir une liaison chimique

avec un autre atome, en vertu de la rgle de l'octet. C'est ce qui explique leur

inertie chimique, inertie totale pour le non, quasi totale pour l'hlium et l'argon

mais plus relative pour le krypton et surtout le xnon, dont on a isol plusieurs

centaines de composs.

Les atomes et les molculesLes Atomes Les Isotopes

Les lments chimiques sont identifis dans le tableau priodique par leur numro

atomique, qui reprsente le nombre de protons que contient leur noyau, mais il

peut exister plusieurs atomes diffrents pour un mme lment chimique, diffrant

les uns des autres par le nombre de neutrons dans leur noyau. Dans la mesure o

ces atomes occupent la mme case dans le tableau priodique, ils sont dits

isotopes avec une tymologie issue du grec ancien signifiant au mme

endroit.

Les isotopes d'un lment ont gnralement exactement les mmes proprits

chimiques, car leur configuration lectronique est identique. Mais la masse du

noyau tant diffrente, on observe un effet isotopique d'autant plus prononc que

l'atome est lger. C'est notamment le cas pour le lithium 3Li, l'hlium 2He (du point

de vue de ses proprits physiques) et surtout l'hydrogne 1H.


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Le tableau priodique


Le Tableau Priodique

Comme nous lavons vu, le tableau priodique reprsente une classification des

atomes en fonction dune srie de proprit telles que la masse, le nombre

dlectron, llectrongativit, lnergie dionisation,

Outre cette classification, le tableau priodique nous donne une sriedinformations utiles. Les informations disponibles au niveau du tableau

priodique peuvent varie dun tableau lautre, mais en rgles gnrales on

retrouve les mmes types de donnes.


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Les lments du tableau priodiques apparaissent dans celui-ci sous forme de

cadre.

Numro Atomique Z

Structure lectronique

Configuration lectronique

Nom



Masse atomique

Symbole

Electrongativit

Point dbullition

Point de fusion

Densit

Etats doxydation


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Evolution des masses atomiques:

Comme dj dcrit, la masse augmente avec laugmentation du numro

atomique Z lorsque lon progresse au niveau du tableau. Cependant ce critre

de masse nest pas le critre prpondrant puisquil existe des exceptions

lvolution des masses.

LArgon a une masse de 39.95 et le Potassium une masse de 39.10, or le

potassium se retrouve aprs lArgon. Il en est de mme pour le Cobalt et le

Nickel, le Tellurium et lIode.



Remplissage des couches lectroniques:

Au fure et mesure de la progression dans le tableau priodique, on augmente

le nombre dlectron. Le remplissage des couches atomiques suit des rgles de

remplissage bien dfinies (Rgles de Hund Principe dexclusion de Pauli).

Cependant ces rgles qui ne sont quapproximative, puisque ne dcoulant pas

dune analyse rigoureuse de la thorie quantique des niveaux dnergie,

prsente des imperfections et des exceptions apparaissent (Voir Chapitre sur la

structure atomique).


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Potentiel dionisation:

Le potentiel dionisation dun atome ou dune molcule est lnergie quil faut

fournir un atome neutre pour lui arracher un lectron. Plus gnralement, la

nime nergie d'ionisationest l'nergie requise pour arracher le nime lectron

aprs que les n!1 premiers lectrons ont t arrachs.

Lnergie dionisation augmente lorsque lon se dplace de gauche droite dans

une ligne du tableau priodique, puis diminue brusquement lorsque lon passe

dune ligne la ligne suivante. De manire gnrale lnergie dionisation

diminue lorsque lon descend le long dun colonne du tableau.




La diminution de lnergie dionisation lorsque lon descend une colonne du

tableau priodique provient du fait que les rayons atomiques augmente

fortement et que linteraction lectrostatique entre le noyau et llectron diminue.

Il est donc plus ais darracher un lectron.

Cette explication est lie une reprsentation simplifie de la structure dun

atome (Modle de Bohr)


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Les variation de lnergie dionisation le long dune ligne du tableau priodique

est quelque peu plus complexe. Elle fait intervenir des notion lie la structure

lectronique proprement dite de latome ainsi quaux rgles de remplissage des

couches et sous couches lectronique de latome.

Voyons lexplication qualitative qui peut en tre donn sur base dun exemple

concret de valeurs dnergie dionisation.





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Le tableau prcdent donne les nergies dionisation pour chaque lments de

la seconde ligne du tableau priodique et ce pour chaque lectron se trouvant

dans la couche lectronique la plus externe de latome, ainsi que lnergie

requise pour extraire le premier lectron aprs que tous ceux de la couche

lectronique externe aient t enlevs.

On constate, si on regarde lnergie dionisation associe un lement, que

cette dernire augmente au fure et mesure que lon veut arracher un lectron

supplmentaire




Cette augmentation sexplique aisment en sachant que larrachage successif

des lectrons est de plus en plus difficile puisque linteraction lectrostatique

augmente. On dsquilibre la charge totale du systme de plus en plus au fire et

mesure que lon enlve des lectrons.

Il faut remarquer galement que cette augmentation est progressive jusqu ce

que le dernier lectron de la couche externe est enlev. Ensuite un saut

important des valeurs dnergie dionisation est observ. En effet, dans ce cas

de figure, on va arracher un lectron dun couche plus proche du noyau et pour

laquelle linteraction lectrostatique est plus forte.


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Ce saut important de la valeur de lnergie dionisation permet davoir une

indication du nombre dlectrons qui se trouve dans la couche externe de

latome (ou couche de valence).

La progression de lnergie dionisation associ au premier lectron arrach pour

les diffrents lments dun mme ligne nvoluent pas de manire rgulire.

Ceci provient de la stabilit relative du systme associ au remplissage

successif des couches et sous-couches lectroniques de latome. Sans entrer

dans les dtails de la structure lectronique, lajout dlectron va dans certains

cas engendrer une stabilit.




Le passage du Sodium au Magnsium correspond au remplissage dune sous

couche, ce qui pour effet de stabilis le systme. Il est donc plus difficile

darracher un lectron du Magnsium que du Sodium. Lors du passage du

Magnsium laluminium, on commence le remplissage dune nouvelle souscouche. Larrachage de cet lectron est donc plus facile que l arrachage dun

lectron du Magnsium do la rduction de lnergie dionisation. Le

remplissage de cette nouvelle sous couche engendre une augmentation de la

stabilit du systme jusqu lajout de 3 lectrons au total (Phosphore). Lajout

dun quatrime lectron naugmente plus la stabilit, do la sensible rduction

de lnergie dionisation observe pour le soufre.


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Affinit lectronique:

Laffinit lectronique est lnergie change suite la capture dun lectron par

un atome. Par exemple le passage de Cl Cl-.

Lvolution de cette proprit lorsque lon se dplace dans le tableau priodique

est moins claire que ce qui a t vu pour le potentiel dionisation. Il existe en effet

plus dirrgularit lorsque lon tente dexpliquer lvolution de cette proprit au

moyen dun modle semi-classique tel que le modle de Bohr.

Cependant, laffinit lectronique est gnralement grande en valeur absolue

pour les petits atomes car les lectrons sont plus prs du noyau et donc

lattraction avec ce dernier est plus forte.



Electrongativit:

Llectrongativit dun lment est une grandeur qui caractrise sa capacit

attirer les lectrons lors de la formation dune liaison chimique avec un autre

lment. Il existe diffrentes chelles dlectrongativit. Lchelle la plus

couramment utilise est lchelle de Pauli.

Lorsque lon se dplace dans le tableau priodique, llectrongativit augmente

lorsque lon se dplace de gauche droite le long dune ligne du tableau

priodique et augmente lorsque lon se dplace de bas en haut le long dune

colonne du tableau priodique.


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Electrongativit:

Llectrongativit la plus importante est donc associe au Fluor (valeur de 4),

alors que llectrongativit la plus basse est donne par le Francium.

En rgle gnrale, on peut dire,

Plus un atome est petit, plus llectrongativit est grande

Les gas rares nont pas dlectrongativit


La nomenclature


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Les atomes et les molculesLa nomenclature

Dfinition:

La nomenclature est lensemble des rgles qui permettent de donner un nom

une molcule. Son nom est compos de 3 parties:

Le prfixe : fonction secondaire

Le nom : structure de base

Le suffixe : fonction principale

Il faut distinguer le nom donn une molcule et la manire dont on crit cette

molcule. Les rgles ne sont pas les mmes.


Lors de lcriture de la molcule, on commence par le compos le moins

lectrongatif. Une autre faon de voir est de dire que lon commence par la

cation (ion positif) et ensuite lanion (ions ngatif).

Na Cl

Electrongativit: 0.9 3.0

Cation Na+ Anion Cl-


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Lorsque lon a un sel double, on classe en fonction de ltage doxydation

(correspond au nombre de charges portes) croissant. Si il y a le mme tage

doxydation, on classe par numro atomique croissant.

K Mg F3Etage doxydation: + 1 + 2

Cations Anion

K Na CO3Etage doxydation: + 1 + 1

Cations Anion

Numro atomique: 19 11


Li NH4 CO3Etage doxydation: + 1 + 1

Cations Anion

NH4 Mg PO4Etage doxydation: + 1 + 2

Cations Anion


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Dans le cas de sels dacide hydrogn, lhydrogne est plac en dernier de

lensemble des cations.

K H CO3

Cations Anion

Na NH4 H PO4

Cations Anion


Pour ce qui est du nom dun compos, on procde de la manire suivante,

Les composs binaires ou composs forms de deux lments ont des noms qui

commence par llment le plus lectrongatif avec le suffixe ure et ensuite

le second lment.

Na Cl = Chlorure de Sodium

Electrongativit: 0.9 3.0


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On peut gnralement dterminer quel est l'lment lectropositif en consultant

le tableau priodique. Les lments qui sont situs sur une mme range du

tableau priodique et qui ont un nombre atomique plus petit prsentent un tat

d'oxydation plus positif. Pour les lments d'un mme groupe priodique,

l'lment qui a le nombre atomique le plus lev prsente l'tat d'oxydation le

plus positif.


Pour les tages doxydation, on peut se rfrer aux rgles suivantes:

1.

L'tat d'oxydation de tous les lments est zro.

2.

L'tat d'oxydation de l'oxygne est -2 dans tous ses composs

l'exception des peroxydes, comme H2O2 et Na2O2.

3.

L'tat d'oxydation de l'hydrogne est +1 dans tous les composs,

l'exception de ceux o il est combin des mtaux. Dans ce dernier cas,

l'tat d'oxydation est -1.

4.

Tous les autres tats d'oxydation sont slectionns de faon telle que la

somme algbrique des tats d'oxydation soit gale la charge nette

porte par la molcule ou l'ion.


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Documents

Part 1 - Atomes Et Molécules