Chapitre 1 Atomistique et Tableau périodique PDF

Université Libanaise Faculté des Sciences (Section I) CHIMIE GENERALE C 1100 Dr. Rami AL AKOUM 2021-2022 1  Chapitre I : Atomistique et Classification Périodique des Eléments  Chapitre II : Liaisons Chimiques et Hybridation  Chapitre III :...

Université Libanaise Faculté des Sciences (Section I) CHIMIE GENERALE C 1100 Dr. Rami AL AKOUM 2021-2022 1  Chapitre I : Atomistique et Classification Périodique des Eléments  Chapitre II : Liaisons Chimiques et Hybridation  Chapitre III : Thermodynamique Chimique  Chapitre IV: Cinétique Chimique 2 Dr R. AL AKOUM  Hypothèse de Dalton  Le modèle de Thomson  Le modèle de Rutherford  Le modèle atomique de Bohr  Le spectre de l’hydrogène  Le modèle quantique 3 Dr R. AL AKOUM 1- Hypothèse de Dalton (1807): La matière d’éléments chimiques 118 éléments (94 éléments ont été identifiés sur Terre dans le milieu naturel). Chaque élément est constitué d’atomes identiques. L’atome est la plus petite particule indivisible de la matière. 4 Dr R. AL AKOUM 1- Hypothèse de Dalton (1807): La matière Composés chimiques: résultent de la combinaison de deux ou de plusieurs éléments chimiques. Ces composés sont formés des molécules. Une molécule est constituée de deux ou plusieurs atomes. 5 Dr R. AL AKOUM 1- Hypothèse de Dalton (1807): Une réaction chimique est un réarrangement ou une réorganisation des atomes. AB + CD AD + CB AgNO3 + KCl AgCl + KNO3 6 Dr R. AL AKOUM 2- Particules constitutives de l’atome: Atome Proton (p): Neutron (N): Électron (eˉ):  charge positive  charge nulle  charge négative  m = 1,67.10-27 Kg  m = 1,67.10-27  m= 9,1.10-31 Kg  e = +1,6.10-19 C Kg  e = -1,6.10-19 C e = 0 Millikan Chadwick Thomson mP = 1837×meˉ 7 Dr R. AL AKOUM 3- L’atome: a- Représentation de l’atome: A ZX Z = nombre de protons = numéro atomique A = nombre de masse = nombre de protons + nombre de neutrons A=Z+N 8 Dr R. AL AKOUM 3- L’atome: b- Isotopes: Parfois on trouve plusieurs atomes de même Z mais de A différents, ces atomes sont appelés Isotopes. 12 13 14 6C 6C 6C Comment les particules ( p+, nº, e-) sont-elles réparties dans l’atome ? 9 Dr R. AL AKOUM  4. Modèle de Thomson  J.J. Thomson propose le premier modèle de l’atome : le «Plumpudding».  Les électrons chargés négativement baignent dans un milieu continu chargé positivement.  Il a aussi pu déterminer le rapport charge/masse (en regardant le mouvement de l’électron dans un champ 10 électromagnétique. Dr R. AL AKOUM 4. Modèle de Thomson D’après Thomson l’atome est une sphère positivement chargée sur laquelle sont distribuée les particules négativement chargées. 11 Dr R. AL AKOUM 5. Modèle de Rutherford  Expérience de Rutherford Qu’est ce qu’il a observé? 12 Dr R. AL AKOUM 5. Modèle de Rutherford Observations:  La plupart de particules  traverse la feuille d’or sans ou sous faible déviation.  Très peu de particules  sont réfléchis vers l’arrière. 13 Dr R. AL AKOUM 5. Modèle de Rutherford Conclusions:  Les atomes ne sont pas des sphères pleines assemblées de façon compacte.  La structure de l'atome est équivalente à un système planétaire où le noyau joue le rôle du Soleil, et les électrons celui des planètes.  Le noyau chargé positivement contient la majorité de la masse de l'atome.  Entre le noyau et les électrons il y a du vide. 14 Dr R. AL AKOUM 5. Modèle de Rutherford Inconvenients: Il a essayé d’expliquer son modèle en se basant sur les lois de la physique classique (physique de Newton), mais il est tombé sur des contradictions: 1- Quand une particule chargée se déplace sur une trajectoire circulaire et elle est soumise à une force attractive, elle rayonne puis elle perd de l’énergie. De cette façon l’e- se rapproche progressivement du noyau et il tombe 15 dessus. Chose impossible. Dr R. AL AKOUM 5. Modèle de Rutherford Inconvenients: 2- Comme l’énergie diminue continuellement alors la fréquence du rayonnement devrait être continue , donc on devrait avoir un spectre continu. Mais l’expérience donne un spectre discontinu. 16 Dr R. AL AKOUM 6. Modèle de Bohr 6.1- Spectre continu et Spectre discontinu. A- Spectre continu: La décomposition de la lumière blanche par un prisme donne des surfaces continues de différentes couleurs dans la région visible. 17 Dr R. AL AKOUM 6. Modèle de Bohr 6.1- Spectre continu et Spectre discontinu. B- Spectre discontinu: Quand les atomes d’hydrogène sont soumis à une haute énergie , ils donnent aussi une lumière polychromatique. Cette lumière peut être décomposée par un spectrographe où l’on obtient plusieurs séries des raies spectrales (spectre discontinu): 1 série dans l’UV 1 série dans le visible 3 séries dans l’IR 18 Dr R. AL AKOUM 7. Théorie Quantique  Chaque ligne spectral correspond a un rayonnement monochromatique de fréquence  et de longueur d’onde  bien déterminée. 𝐂 Avec = (C = vitesse de la lumière = 3×108 m/s)   Le nombre d’onde ( = 1/) de toutes les raies données par l’hydrogène répondent à l’ équation : 𝟏 𝟏 𝟏 = = 𝐑 𝐇( 𝟐 − 𝟐)  𝐧𝟏 𝐧𝟐 19 Dr R. AL AKOUM 7. Théorie Quantique 1 1 1 = = RH( 2 − 2)  n1 n2   = nombre d’onde ( en m-1)   = longueur d’onde (en m)  RH = cste de Rydberg = 109677,8 cm-1 propre pour l’H.  n1 et n2 sont des nombres quantiques. n2 >n1: si n1 = 1 alors n2 = 2,3,4,… n1 = 2 alors n2 = 3,4,5,… 20 Dr R. AL AKOUM 8. Modèle de Bohr Il s’est basée sur la théorie quantique de Planck L’ énergie est transportée par la lumière sous forme des graines ou paquets énergétiques qui s’appellent Photons. L’expression mathématique de la théorie de Planck: E = n.h. Avec: n= nombre des photons h = Cste de Planck = 6,63.10-34J.s  = fréquence en Hz ou s-1 E = énergie des photons 21 Dr R. AL AKOUM 8. Modèle de Bohr Caractéristiques d’un photon:  masse = 0  Vitesse = vitesse de la lumière = 3.108m/s  Energie = h. Théorie quantique: Théorie classique Considère que la lumière Considère que la lumière possède un caractère possède une nature corpusculaire: ondulatoire: C= .  Il s’agit du transport de Il s’agit de sa propagation l’énergie. dans l’espace (réflexion, réfraction…) 22 Dr R. AL AKOUM 9. Hypothèses de Bohr 1- Les électrons d’un atome se déplacent sur certaines orbites, chaque orbite correspond à un niveau d’énergie. L’énergie de l’électron est quantifiée c’est-à-dire qu’elle ne peut prendre que certaines valeurs déterminées. noyau e- orbite Modèle de Bohr 23 Dr R. AL AKOUM 9. Hypothèses de Bohr 2- Au cours de son déplacement sur une orbite, l’électron ne rayonne pas (son énergie reste cste), il s’y stationne, c’est pourquoi ces orbites sont dites orbites stationnaries. Chaque orbite stationnaire est caractérisée par son rayon et son énergie. État fondamental L’état fondamental correspond à l’énergie minimale (l’orbite la plus proche du noyau). 24 Dr R. AL AKOUM 9. Hypothèses de Bohr 3- L’électron rayonne quand il subit une transition d’une orbite (niveau énergétique) à une autre. La lumière émise est telle que : ΔE = E2 – E1 = h.  n2 Absorption Émission n1 Voir figure 25 Dr R. AL AKOUM 9. Hypothèses de Bohr 26 Dr R. AL AKOUM 9. Hypothèses de Bohr Rayon de l’Orbite: La mécanique classique permet de r calculer les rayons des orbites (supposées circulaires) ainsi que leurs énergies. n2 n2 r = 𝐊 = a0. Z Z K = 0,529 A˚ (A˚ = Angstrom) = 0,529.10-10 m = rayon de la première orbite de Bohr Pour l’atome d’hydrogène (Z = 1) 27 Dr R. AL AKOUM 9. Hypothèses de Bohr Energie de l’e-: L’énergie de l’électron d’un atome d’hydrogène (Z = 1) dans un niveau énergétique n : 𝟏𝟑,𝟔 E(eV) = - 𝟐 𝐧 (Z-1)+ pour les hydrogénoides: ZX 𝟏𝟑,𝟔.𝐙 𝟐 E(eV) = - 𝐧𝟐 Exemples: Li2+, C5+ ….. 3 6 28 Dr R. AL AKOUM 10. Explication d’un spectre atomique par la théorie de Bohr Quand un électron d’un atome subit une transition de l’orbite n2 à l’orbite n1 (n2 > n1), un rayonnement sous forme d’un photon est émis. L’énergie de ce photon est : h.C E = En2 - En1 = h =  n2 Et n1 1 𝟐 1 1 = RH𝐙 ( 2 − 2)  n 1 n2 Pour l’hydrogène : Z=1 29 Dr R. AL AKOUM  Le spectre d’émission de l’hydrogène contient 5 séries de raies.  Les longueurs d’onde calculées sont en accord avec celles déterminées expérimentalement. (IR) (IR) (IR) (visible) (UV) 30 Dr R. AL AKOUM  Le spectre d’émission de l’hydrogène contient 5 séries de raies. 31 Dr R. AL AKOUM Remarques: La théorie de Bohr s’applique seulement sur l’atome d’hydrogène et les hydrogénoïdes A (Z−1)+ (éléments contenant 1 seul e-). Z D’où la nécessité d’une théorie plus générale (pour les espèces polyélectroniques) qui se base sur la mécanique ondulatoire. 32 Dr R. AL AKOUM 11. Théorie de De Broglie L’électron est une particule qui possède, à la fois, des propriétés ondulatoires et corpusculaires. Pour chaque particule en mouvement, De Broglie a associé une onde de longueur , telle que : 𝐡 = 𝐦.𝐕 m = masse de la prticule en Kg V = vitesse de la prticule en m/s h = cste de Planck = 6,63.10-34 J.s 33 Dr R. AL AKOUM 12. Effet Photoélectrique: Aspect corpusculaire de la lumière  D’après Hertz (1887) l’éjection d’électrons à la surface d’un métal irradiée nécessite une lumière de courte longueur d’onde c.à.d. de fréquence élevée (E=h = hC/)  Lénard (1899) a énoncé : 1- Le nombre d’électrons émis est proportionnel à l’intensité du rayonnement. 2- L’énergie cinétique des électrons émis ne dépend que de la fréquence du rayonnement, pas de son intensité. 3- L’émission d’électrons est instantanée dès que est supérieure à une fréquence seuil 0 caractéristique du métal irradié. 34 Dr R. AL AKOUM 12. Effet Photoélectrique: Aspect corpusculaire de la lumière hν E = E0 + EC 𝟏 𝐡 = 𝐡𝟎 + 𝐦𝐕 𝟐 𝟐 surface d’un métal  L’énergie E0 est nécessaire pour amener l’électron à la surface du métal.  L’excédent est l’énergie cinétique de l’électron. 35 Dr R. AL AKOUM 13. Principe de la base de la mécanique quantique: Selon De Broglie et Schrödinger, on pouvait assimiler le mouvement de l’eˉ lié à un noyau à une onde stationnaire qui entoure le noyau. La probabilité de présence de l’e- et de son énergie E autour du noyau atomique est donné par l’équation de Schrödinger :  = fonction d’onde E = énergie totale de l’électron V = énergie potentielle de l’électron 36 Dr R. AL AKOUM 13. Principe de la base de la mécanique quantique: Le calcul de 2 permet de déterminer la probabilité de présence de l’e- autour du noyau. Dans la résolution de l’équation de Schrödinger on introduit les nombres quantiques : n, ℓ et mℓ. Leur ensemble (n, ℓ, mℓ) détermine une orbitale atomique représentée par :  (n, ℓ, mℓ) 37 Dr R. AL AKOUM 13. Principe de la base de la mécanique quantique: Les Nombres Quantiques a) Nombre quantique principal "n" : Il définit la taille de l’orbitale et l’énergie qui lui est associée. n = 1, 2, 3,… b) Nombre quantique secondaire " ℓ " (azimutale): Il détermine la forme du domaine de l’espace où il y a une grande probabilité de trouver l’e-. 0 ≤ ℓ ≤ n−1 38 Dr R. AL AKOUM 13. Principe de la base de la mécanique quantique: Les Nombres Quantiques Pour n = 1 ℓ=0 orbitale 1s (forme sphérique) ℓ=0 orbitale 2s Pour n = 2 ℓ=1 orbitale 2p (forme ellipsoïdale) ℓ=0 4s ℓ=0 3s ℓ=1 4p Pour n = 3 ℓ=1 3p Pour n = 4 ℓ=2 4d ℓ=2 3d ℓ=3 4f 39 Dr R. AL AKOUM 13. Principe de la base de la mécanique quantique: c) Nombre quantique magnétique " mℓ " Il définit l’orientation de l’orbitale dans l’espace par rapport à celle des autres orbitales de l’atome. − ℓ ≤ mℓ ≤ ℓ z Pour K: n = 1 ℓ=0 mℓ = 0  (1,0,0) y x 1s : Forme sphérique 40 Dr R. AL AKOUM 13. Principe de la base de la mécanique quantique: c) Nombre quantique magnétique " mℓ " ℓ=0 mℓ = 0 (2,0,0) une orbitale 2s Pour L: n = 2 ℓ=1 mℓ = -1 (2,1,-1) mℓ = 0 (2,1,0 ) Trois orbitales mℓ = 1 (2,1,1) 2px 2py 2pz 2px 2py 2pz 41 Dr R. AL AKOUM 13. Principe de la base de la mécanique quantique: ℓ=0 mℓ = 0 3,0,0 Orbitale 3s mℓ = -1 3,1,-1 Trois orbitales ℓ=1 mℓ = 0 3,1,0 n=3 3px 3py 3pz mℓ = +1 3,1,1 mℓ = -2 3,2,-2 mℓ = -1 3,2,-1 Cinq orbitales ℓ = 2 mℓ = 0 3,2,0 3dxy 3dxz 3dyz mℓ = +1 3,2,1 mℓ = +2 3,2,2 42 3dx2-y2 3dz2 Dr R. AL AKOUM 13. Principe de la base de la mécanique quantique: ℓ=0 mℓ = 0 1 orbitale « 4s » ℓ=1 mℓ = -1, 0, +1 3 orbitales dans « 4p » n=4 ℓ=2 mℓ = -2, -1, 0, +1, +2 5 orbitales dans « 4d » ℓ=3 mℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7 orbitales dans « 4f » 43 Dr R. AL AKOUM 13. Principe de la base de la mécanique quantique: d) Nombre quantique de spin " ms " C’est une des propriétés magnétiques propre à l’e-: ms = + ½ ms = − ½ Remarque: Dans un atome donné, deux électrons ne peuvent pas être caractérisés par le même ensemble de nombres quantiques n, ℓ, mℓ et ms. 44 Dr R. AL AKOUM 14. La Configuration Electronique: C’est la répartition des électrons dans les différentes sous-niveaux d’énergie ou sous couches. 3 principes à respecter : Principe d’exclusion La règle de Hund de Pauli Principe de stabilité maximale 45 Dr R. AL AKOUM 14. La Configuration Electronique: 1- Principe d’exclusion de Pauli : Une orbitale atomique peut comporter aux max deux électrons qui doivent être de spins opposés. Ou 2- La règle de Hund : Dans une sous-couche électronique, les électrons occupent le plus grand nombre d’orbitales atomiques possibles. Exemple : S’il on a 2eˉ sur les orbitales p : On a 3 possiblités : La plus favorable 46 Dr R. AL AKOUM 14. La Configuration Electronique: 3- Principe de stabilité maximale : A l’état fondamental, les e- occupent les niveaux énergétiques les plus bas. Diagramme énergétique 3.a- Cas de l’Hydrogène et des hydrogénoides (1 seul e-): 𝟏𝟑,𝟔.𝐙 𝟐 L’énergie dépend uniquement de n: E(eV) = - 𝐧𝟐 3s 3p 3d Energie 2s 2p 1s 47 Dr R. AL AKOUM 14. La Configuration Electronique: 3.b- Cas des atomes polyélectroniques: Il y aura répulsion entre les e- et l’ énergie dépend de n et ℓ, Avec aussi une différence d’E des sous couche d’une même couche. Energie 48 Dr R. AL AKOUM 14. La Configuration Electronique: 3.b- Cas des atomes polyélectroniques: Pour écrire la configuration électronique d’un atome polyélectronique, on applique la règle de KLESCHKOWSKY: 49 Dr R. AL AKOUM 14. La Configuration Electronique: Applications:  La configuration électronique du phosphore15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Ξ [10Ne] 3s2 3p3 10 électrons de cœur Couche de valence (5 électrons de valence)  La configuration électronique du sodium 11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 Ξ [Ne] 3s1 La configuration électronique de 11Na+ : 1s2 2s2 2p6 Ξ [Ne] 50 Dr R. AL AKOUM 14. La Configuration Electronique: La configuration électronique de 28Ni : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 Ξ [Ar] 4s2 3d8 C’est un élément irrégulier La configuration électronique de 22Ti : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 Ξ [Ar] 4s2 3d2 La configuration électronique de 22Ti2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 Ξ [Ar] 3d2 Remarque: Dans le cas d’un élément de transition, l’arrachement des e- se fait d’abord sur s puis sur d. 51 Dr R. AL AKOUM 14. La Configuration Electronique: Exceptions à la règle de KLESCHKOWSKY:  La configuration électronique de 29Cu : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 X La configuration correcte est: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10  Plus stable  La configuration électronique de 24Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 X La configuration correcte est: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5  Plus stable 52 Dr R. AL AKOUM 1. Introduction: Mendeleïev a classé les éléments chimiques par ordre croissant des masses atomiques allant:  De la gauche vers la droite  Du haut vers le bas 53 Dr R. AL AKOUM Ligne = Période: Colonne = Groupe: même nombre de couche même nombre d’eˉ de mais le nombre des e- valence mais le nombre externes est différent. des couches varie. 54 Dr R. AL AKOUM Le tableau périodique est formé de 7 lignes (Périodes) et de 18 colonnes appelées (groupes). 55 Dr R. AL AKOUM  2. Propriétés de l’atome: 2.1- Rayon atomique C’est la distance la plus probable entre le noyau et les e- périphériques. n2 r=𝐊 Avec K = rayon de Bohr = 0,529A˚ Z Variations du Rayon atomique: Même ligne (période): r quand Z r Même colonne (groupe): quand Z r  56 Dr R. AL AKOUM  2. Propriétés de l’atome:  Comparaison entre le rayon atomique et le rayon ionique Chez les anions, chargés négativement, le R(ionique) > R(atomique) et augmente si la charge augmente, car plus les électrons sont nombreux, plus les couches se remplissent et donc les électrons sont plus éloignés du noyau. Pour les cations c’est l’inverse. 57 Dr R. AL AKOUM  2. Propriétés de l’atome: 2.2- Energie d’ionisation « I » C’est l’énergie minimale qu’il faut fournir pour arracher un électron de la couche de valence d’un atome considéré isolé à l’état gazeux. X (g)  X+ (g) + 1e- Variations de l’E.I: Même ligne (période): quand Z  I  I Même colonne (groupe): quand Z  I  58 Dr R. AL AKOUM 2. Propriétés de l’atome: 2.2- Energie d’ionisation « I » EXCEPTIONS:  En passant du Gr. II Gr. III: I diminue car la nature de l’orbitale change. 2s2 ( sphérique) 2s2 2p1 (ellipsoïde)  En passant du Gr. V Gr. VI : I diminue car: N : 1s2 2s2 2p3    + : 1s2 2s2 2p2   7 7N moitié remplie O : 1s2 2s2 2p4    8O+ : 1s2 2s2 2p3    8 La formation du cation N+ nécessite beaucoup plus d’E que O+ 59 Dr R. AL AKOUM  2. Propriétés de l’atome: 2.3- Energie du 2eme ionisation « I2 » C’est l’énergie minimale nécessaire pour arracher un électron d’un cation monochargé obtenu après la première ionisation. X+ (g)  X2+ (g) + 1e- I2 est toujours plus élevée que I1 60 Dr R. AL AKOUM  2. Propriétés de l’atome: 2.4- Affinité Electronique« A.E » C’est la quantité d’ énergie dégagée à la suite de la capture d’un électron pour un atome Y isolée a l’ état gazeux pour _ donner Y. _ Y (g) + 1e-  Y (g) Variations de l’A.E.: Sur une même ligne (gr III gr VII) l’A.E. augmente. Plus AE est grande, plus la stabilité de l’anion Xˉ est grande. 61 Dr R. AL AKOUM