Chimie Gen CH1 Cours PDF

Bienvenue au cours de B1.1 Ma1ère – Chimie Générale pour les étudiant-e-s en médecine Prof. Rainer Beck EPFL-SB-ISIC 1  Introduc*on Chimie générale Objec&fs: Ø Familiariser les étudiant·e·s av...

Bienvenue au cours de B1.1 Ma1ère – Chimie Générale pour les étudiant-e-s en médecine Prof. Rainer Beck EPFL-SB-ISIC 1  Introduc*on Chimie générale Objec&fs: Ø Familiariser les étudiant·e·s avec les concepts de chimie u"les à la compréhension des phénomènes du vivant et à l’u7lisa7on des technologies qui régissent l’ac7vité humaine moderne Ø Préparer les futur·e·s médecin·s aux enseignements des modules suivants: 36 heures de cours 1 séance de « répé7toire » 7 séries d’exercices online plus séances Q&A 2  Introduc*on Horaire des cours (AMPHIMAX 350) Semaine 1: mercredi 18 septembre 10h15 – 12h00 Cours 1 vendredi 20 septembre 10h15 – 12h00 Cours 2 Semaine 2: mardi 24 septembre 10h15 – 12h00 Cours 3 mercredi 25 septembre 8h00 – 10h00 Cours 4 vendredi 27 septembre 10h15 – 12h00 Cours 5 Semaine 3: lundi 30 septembre 10h15 – 12h00 Cours 6 mercredi 2 octobre 10h15 – 12h00 Cours 7 vendredi 4 octobre 10h15 – 12h00 Cours 8 Semaine 4: lundi 7 octobre 11h15 – 12h00 Cours 9 mardi 8 octobre 8h00 – 10h00 Cours 10 jeudi 10 octobre 8h00 – 10h00 Cours 11 vendredi 11 octobre 10h15 – 12h00 Cours 12 3  Introduc*on Horaire des cours (AMPHIMAX 350) Semaine 5: lundi 14 octobre 10h15 – 12h00 Cours 13 mardi 15 octobre 10h15 – 12h00 Cours 14 mercredi 16 octobre 10h15 – 12h00 Cours 15 Semaine 6: mardi 22 octobre 9h00 – 10h00 Cours 16 mercredi 23 octobre 10h15 – 12h00 Cours 17 Semaine 7: lundi 28 octobre 10h15 – 12h00 Cours 18 jeudi 31 octobre 10h15 – 12h00 Cours 19 Semaine 8: jeudi 7 novembre 8h00 – 10h00 « Répé$toire» 4  Introduc*on Exercices Chimie Générale L'organisa*on: Online sur la plateforme «i-structures» (comme les exercices de physique) h?ps://i-structures.epfl.ch/cours/cours_f.asp?show=unil Séance de ques*ons/réponses : Jeudi 26.9.24, 13:15 – 15:00, Amphimax 350 Les assistants: Julie.e Schleicher, Jean de Montmollin, Mateusz Suchodol 5  Introduction Chimie générale – Lectures complémentaires Chimie générale, Chimie des solu$ons John W. Hill, Pearson John W. Hill, Pearson Chez Payot ou Fnac ou... 6  Introduc*on Chimie générale – Moodle 7  Introduc*on Chimie générale – prérequis arithmé(que, mathéma(que - Ordres de grandeur - Règle de trois, fracOons, puissance ( 2 et 10) - ÉquaOons du 2e degré (3e et 4e degrés simples) - Systèmes de n équaOons linéaires à n inconnues - Logarithmes - FoncOons logarithmiques et exponenOelles - Analyse de foncOons (valeurs aux limites, asymptotes) - NoOons d'algèbre et d'opérateurs - Dérivées, équaOons différenOelles et intégrales simples alphabet grec - abcdefghjklµnprstuwxyz ABCDEFGHJKLMNPRSTUWXYZ 8  Introduc*on Chimie générale – prérequis physique - Système d'unités, conversion d'unités - Force, énergie, puissance - Quan;té de mouvement, moments ciné;que et angulaire - Loi des gaz parfaits (pression, volume, température) - Bases de l’électromagné;sme: charges ponctuelles, loi de Coulomb, énergie électrique, moment dipolaire, champ magné;que, moment magné;que chimie - No;ons d'atome et de molécule - No;on de transforma;on chimique - Équa;on chimique: nota;on →,←,↗,↓,(s), (l), (g) - Stœchiométrie: équilibrage d'équa;ons chimiques simples, calculs de volume de réac;fs, applica;on de la loi des gaz parfaits 9  ConcepTests applicaOon: Information sur http://clickers.epfl.ch/etudiants pointsoluOons h]ps://parOcipant.turningtechnologies.eu Session ID: genchem Participation anonyme Guest (ne pas mettre votre nom) Exemple: Votre langue maternelle est ? A. Français B. Allemand C. Italien D. Autre  Introduc*on « La chimie », c’est quoi? 11  Module 1 La chimie, c’est la science de la composition, des propriétés et des transformations de la matière 12  Introduc*on Pourquoi étudier la chimie? 13  Introduc*on La chimie, c’est la science « centrale » Matériaux Physique Ingénierie Chimie Géosciences Médecine Sciences de la vie 14  Introduc*on Pourquoi l’étude de la chimie est-elle nécessaire au futur·e médecin ? Le monde est composé d’atomes et de molécules. La vie est un ensemble de réac*ons chimiques. Dans chaque cellule du corps humain, il y a des centaines de réactions chimiques. nutri$on, respira$on ↔ thermodynamique enzymes ↔ catalyse système nerveux ↔ électrochimie chimie organique ↔ pharmacologie pH sanguine ↔ équilibres acides / bases, système tampon tests médicaux ↔ chimie analy$que température du corps ↔ ciné$que chimique 15  Introduc*on Au menu de ce cours de chimie générale: 1. Structure atomique (méthode scientifique) 2. Tableau périodique des éléments 3. Liaison chimique (covalente, ionique...) 4. Forces intermoléculaires (phases de la matière) 5. La réaction chimique (stoechiometrie) 6. Thermodynamique (enthalpie, entropie, enthalpie libre) 7. Équilibre chimique, principe de Le Chatelier 8. Acides et bases, solutions tampons, titrations 9. Électrochimie 10. Formation des complexes 11. Solutions aqueuses, propriétés colligatives 12. Cinétique chimique 13. Chimie analytique 16  CH1: Structure atomique Objectifs d’apprentissage UE 1: Structure de l’atome Contenu : – Structure de l’atome : découverte de la structure atomique comme exemple de la méthode scientifique. Model atomique moderne : noyau, couches, sous-couches et orbitales électroniques, fonctions d’ondes, raies spectrales d’hydrogène, modèle quantique de Bohr pour hydrogène, règle de Hund. Objectifs : – Comprendre que la méthode scientifique est basée sur l'adaptation des modèles théoriques aux dernières découvertes expérimentales. – Appliquer le modèle de Bohr pour l'atome d'hydrogène pour le calcul du spectre d'émission et d'absorption de l'hydrogène. – Décrire la structure électronique de l’atome d’hydrogène. – Identifier les valeurs possibles des nombres quantiques n, l, m, s. – Connaître la forme des orbitales électroniques s, p, d, f. – Déterminer le nombre d’électrons de valence des éléments. 17  CH1: Structure atomique Structure atomique  CH1: Structure atomique Structure atomique - développement historique Rappel de la méthode scientifique: observations modifier/écarter hypothèse/théorie prédiction expérience pour tester théorie non résultat en accord avec oui la théorie ? 19  CH1: Structure atomique Premières lois et découvertes en chimie Antiquité grecque (450 av. J.C.) - Democritus: atomes = particules indivisibles Échelle macroscopique (1790-1860) - Conservation de la matière (Lavoisier) - Rapport constant (Proust, Gay-Lussac) - Notion d’atome (Dalton) Échelle microscopique (1897-….) - Découverte de l’électron (Thomson) - Découverte du noyau (Rutherford) - Modèle quantique et ondulatoire de l’atome (Bohr, Schrödinger) 20  CH1: Structure atomique L’expérience de Lavoisier Na2S + CdCl2 CdS + 2NaCl Antoine Lavoisier sulfure de sodium chlorure de cadmium sulfure de cadmium chlorure de sodium Chimiste Français (1743-1794) http://fr.wikipedia.org/wiki/Antoine_Lavoisier 21  CH1: Structure atomique (1790) Loi de Lavoisier : conservation de la matière Antoine Lavoisier: chimiste français, « père » de la chimie moderne La masse est conservée pendant des transformations chimiques dans un système fermé. => Dans une réaction chimique, la matière ne peut pas être créée ou détruite. « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme » http://fr.wikipedia.org/wiki/Antoine_Lavoisier 22  CH1: Structure atomique (1797) Joseph Proust: la loi des proportions définies Tous les échantillons d’un composé donné ont la même composition, c’est-à-dire que les proportions, selon la masse, des éléments en présence sont identiques dans tous les échantillons. Joseph Proust Chimiste Français (1754 - 1826) Par exemple: 18.0 grammes d’eau (H2O) con;ennent toujours 16.0 g of oxygène et 2.0 d’hydrogène 23  CH1: Structure atomique (1803) John Dalton, loi des proportions multiple Soit deux ou plusieurs composés formés des deux mêmes éléments. Les masses d’un des éléments qui se combinent avec une masse donnée de l’autre élément forment un rapport dont les termes sont de petits nombres entiers. John Dalton Exemple: CO et CO2 Chimiste anglais (1766 – 1844) 12 g de carbone réagissent avec 16 g d’oxygène pour former le monoxyde de carbone 12 g de carbone réagissent avec 32 g d’oxygène pour former le dioxyde de carbone 32 g d’oxygène 2 = 16 g d’oxygène 1 24  CH1: Structure atomique (1803) John Dalton, théorie atomique Ø Les éléments sont composés de petites particules semblables et indivisibles, les atomes. Ø Les atomes d’un élément sont différents des atomes d’un autre élément. Ø Les atomes ne peuvent être créés, détruits ou transformés. Ø Les composés se forment par combinaison d’atomes d’éléments différents dans des rapports simples. Ø Dans un composé, le nombre relatif et la nature des atomes constitutifs sont constants. 25  CH1: Structure atomique (1897) J.J. Thomson – Découverte de l’électron (Prix Nobel de Physique en 1906) Rayonnement cathodique Cuivre = Cu Or = Au Argent = Ag vide J.J. Thompson (1856 – 1940) Rayonnement indépendant du métal utilisé comme cathode ! charge de l’électron: e = -1.602 x 10-19 Coulomb masse de l’électron: me = 9.11 x 10-31 kg 26  CH1: Structure atomique Modèle de Thomson pour l’atome "plum pudding" model Particule de charge négative: électrons Boule de charge positive 27  CH1: Structure atomique (1910) Expérience de Rutherford (découverte du noyau) Diffusion des particules a (He2+) Écran scintillant A: majeure partie des Ernest Rutherford particules a traversent la (1871 – 1937) feuille d’or sans dévia;on B: Une particule a sur 20’000 (He2+) était déviée à plus de 90o 28  CH1: Structure atomique Expérience de Rutherford (1910) Incroyable, disait Rutherford. « C’est comme si vous aviez tiré sur un morceau de papier avec un obus qui serait revenu vers vous » Les observations de Geiger et Marsden étaient incompatibles avec le modèle de Thomson. => Rutherford propose alors un nouveau modèle de l’atome. 29  CH1: Structure atomique Modèle de Rutherford pour l’atome électrons Atome: minuscule noyau central où gravitent des électrons. Le noyau contient toute la charge positive ainsi que la majeure partie de la masse atomique. À l’échelle atomique, la matière est constituée de “vide”. (Imaginons un atome de la taille d’un stade de football: le noyau aurait la taille d’une mouche au centre de ce stade). Noyau 30  CH1: Structure atomique La taille d’un atome Noyeau Volume ≈ 1 fm d’électron(s) (10-15 m) Diamètre: ≈ 1 Ångstrom 1 Å = 10-10 m 31  CH1: Structure atomique Les atomes d’un élément symbole chimique nombre C de masse 12 nom Carbone numéro 6 atomique Les éléments sont représentés par un symbole d'une ou deux lettres, dont la première est toujours en majuscule. C est le symbole du carbone. Tous les atomes d'un même élément ont le même nombre de protons, appelé numéro atomique. Il s'écrit en indice AVANT le symbole. 6 est le numéro atomique du carbone Le nombre de masse est le nombre total de protons et de neutrons dans le noyau d'un atome. Il est écrit en exposant AVANT le symbole. 32  CH1: Structure atomique Spectrométrie de masse échantillon gazeux champ magné$que accéléra$on ionisa$on Francis W. Aston (1877-1945) Prix Nobel 1922 sépara$on 33  CH1: Structure atomique Les isotopes Les isotopes sont des atomes d'un même élément ayant des masses différentes. Les isotopes ont le même nombre de protons et d’électrons, mais un nombre différent de neutrons. C C 12 13 6 6 abondance naturelle: ≈ 99% ≈ 1% masse atomique du carbone naturel: 0.98892 x 12 + 0.01108 x 13 = 12.011 uma (Dalton) uma = unité de masse atomique = 1/12 x masse de 12C = 1.66054 x 10-27 kg masse atomique MA: !" = $ %! & '! pi = abondance isotopique ! mi = masse de l’isotope 34  CH1: Structure atomique Rappel: la mole, la constante d’Avogadro et la masse molaire Définition: Une mole est une quantité de matière contenant autant d’entités élémentaires (atomes ou molécules) qu’il y a d’atomes dans exactement 12 g de l’isotope 12C. 12 g de 12C contiennent NA = 6.0221476 x 1023 atomes (NA = constante d’Avogadro) Une mole d’une substance pure contient NA d’entités élémentaires. masse molaire 35  CH1: Structure atomique Rappel: la concentration des espèces en solution Molarité: Pour une solu;on (liquide ou gazeuse), on exprime la quan;té de soluté (substance dissoute) présent dans le solvant par sa concentra;on. Ceci est indiqué par des parenthèses carrées: nombre de moles [soluté] = en mol/dm3 molarité M volume de solution la concentra;on s'exprime aussi en mol/L = M (1 L = 1 dm3) Molalité: nombre de moles [soluté] = en mol/kg molalité m masse du solvant (m est indépendant de la température, mais pas M) 36  CH1: Structure atomique Limitations du modèle d’atome de Rutherford Il n’apporte aucune base d’interprétation pour la diversité des propriétés des éléments (métaux, non-métaux, gaz inertes…) ni pour leur couche de valence. Il ne permet pas de justifier la discontinuité des spectres d’émission des atomes (spectre discontinu ou de raies). Spectre continu Spectre discontinu (en émission) Spectre discontinu (en absorption) 37  CH1: Structure atomique Raies spectrales de l’hydrogène atomique spectre visible de H Johann Jacob Balmer 1825-1896 MathémaOcien suisse n λn(nm) et professeur de gymnase à Bâle 3 656 Hα 4 486 Hβ 1 ⎛1 1 ⎞ ⎡⎣ nm −1 ⎤⎦ = R ⎜ − 2 ⎟ n>2 5 434 Hγ λn ⎝4 n ⎠ 6 410 Hδ « La série de Balmer » 7 365 Hε R = 1,0967 x 107 m-1 … …  CH1: Structure atomique Raies spectrales de l’hydrogène atomique Johannes Rydberg 1854-1919 En 1888, Johannes Rydberg trouve une formule encore plus générale qui prédit toutes les transitions d’hydrogène RH = 1,0967 x 107 m-1 « constante de Rydberg » Problème : Aucune théorie connue ne peut expliquer le spectre d’hydrogène  CH1: Structure atomique (1913) Le modèle quantique de Bohr pour l’atome H En 1913, Niels Bohr un physicien danois, a proposé un modèle atomique capable de reproduire le spectre d’hydrogène selon la formule de Rydberg. Pour y arriver, Bohr a dû abandonner la physique classique en faisant une série d'hypothèses sur l'atome d'hydrogène. obits d’électron Niels Bohr (1885 – 1962) Prix Nobel 1922 noyau Modèle classique Modèle de Bohr 40  CH1: Structure atomique Modèle quantique de Bohr pour l’atome H Dans un atome, un électron peut occuper seulement certaines orbites «sta(onnaires» ! Le moment angulaire « l » de l’électron (le moment cinétique L = r! × p! ) est quantifiée l = nh/(2π) => orbites autorisées n = 1,2, … Par conséquent, l’énergie de l’électron est aussi quantifiée hR∞ c 13.6 eV En = − 2 =− n n2 Les changements d’énergie d’un électron ne peuvent s’effectuer que par sauts discontinus entre les orbites ⎛ 1 1⎞ ΔE = −13.6 eV ⎜ 2 − 2 ⎟ ⎝ n f ni ⎠ => L’absorption et l’émission de la lumière sont quantifiées. 41  CH1: Structure atomique Modèle quantique de Bohr pour l’atome H 1 1 ∆" = −13.6 )* & " − " 3 2 = 13.6 eV & 0.139 = 1.89 )* ℎ4 2= = 656.3 89 (Hα) ΔΕ hc ΔE = hν = [h: constante de Planck (h= 6.626 10-34 Js)] λ 42  CH1: Structure atomique Modèle de Bohr (pour l’hydrogène) Radiations émises par des atomes d’hydrogène excités −13.6 eV En = ⎛ 1 1⎞ n2 ΔE = −13.6 eV ⎜ 2 − 2 ⎟ ⎝ n f ni ⎠ 43  CH1: Structure atomique Limitation du modèle de Bohr Explique que les spectres des atomes avec un seul électron (H, He+, Li2+) N’explique pas la structure fine des spectres de H, …. 2 2 44  CH1: Structure atomique Le modèle ondulatoire de l’atome Équation de Schrödinger (1927):  ψ (r,t) = E ψ (r,t) H Ĥ = opérateur de l'énergie (Hamiltonien) = une fonction d’onde replace la Ψ trajectoire précise Erwin Schrödinger prix Nobel de Physique 1933 Un électron peut être décrit comme une onde aussi bien que comme une particule. Interprétation de Ψ: Ψ2 = densité de probabilité de présence de l’électron 2 P∝ ψ  CH1: Structure atomique Différences entre le modèle de Bohr et le modèle ondulatoire Modèle de Bohr Ondulatoire L’électron est décrit L’électron est décrit par une comme une particule avec fonction d’onde Ψ liée à la une trajectoire précise. probabilité de présence. Lois de la mécanique Lois de la mécanique classique selon Newton. quantique selon Schrödinger. Case quantique: définit Orbitale: définit à la fois le seulement le niveau niveau d’énergie et la d’énergie de l’électron probabilité de présence de l’électron. 46  CH1: Structure atomique Les quatre nombres quantiques L’état d’un électron dans un atome (énergie, région d’espace) est défini par quatre nombres quantiques n l ml ms (principal) (secondaire) (magnétique) (spin) niveau moment angulaire orientation d’énergie (forme) dans l’espace n≥1 0 ≤ l ≤ n-1 -l < ml < l + 1/2 Principe d’exclusion de Pauli: Dans un atome, il ne peut exister deux électrons possédant quatre nombres quantiques identiques. 47  CH1: Structure atomique Les fonctions d’onde Ψnlm pour l’électron dans un atome H Cas général: 2 Ψ n,l,ml (r, θ , φ ) Pn,l,ml (r, θ , φ ) = Ψ n,l,ml amplitude de probabilité densité de probabilité L’état fondamental n=1, l=0, ml = 0: 1 Ψ1,0,0 = 3/2 e−r/a0 π a0 Orbital 1s:  CH1: Structure atomique La distribution de probabilité radiale 4πr2 Ψ2 (r) 4πr2dr = élément de volume 1 Ψ1,0,0 = 3/2 e−r/a0 π a0 Toutes les orbitales (s comprises) ont une probabilité nulle au noyau, car r=0. Le terme r2 domine pour petites valeurs de r ; le terme e-r domine pour les grandes valeurs de r.  CH1: Structure atomique Les orbitales s,p,d,… (les fonctions d'ondes Ψn,l.m) l = 0, orbitale atomique s l = 1, orbitales atomiques p Nuage sphérique dont la densité diminue Nuage avec deux lobes de part et d’autre lorsque la distance au noyau augmente du noyau. Trois orientations perpendiculaires possibles (px, py, pz). l = 2, orbitales atomiques d Formes plus complexes. Pas de densité électronique au niveau du noyau. 50  CH1: Structure atomique La structure électronique de l’atome d’hydrogène Les valeurs d’énergie et orbitales n = 1, 2, 3 possibles pour l’atome H 0 - 1.5 eV E=-E0/9 n=3 l=0 l=1 l=2 m=0 m=-1 m=0 m=1 m=-2 m=-1 m=0 m=1 m=2 - 3.4 eV E=-E0/4 n=2 l=0 l=1 E = -E0/n2 m=0 m=-1 m=0 m=1 E0 = 13.6eV n = 1,2,3.. l = 0,1,2..n-1 - 13.6 eV E=-E0 n=1 m = -l,-l+1..l-1,l l=0 m=0 E  CH1: Structure atomique Couches, sous-couches et orbitales Nombres d’électrons : 2n2 Spin ms: ±1/2 5e-·2 = 10e- 6e- 18e- 2e- 6e- 8e- 2e- 2e- 2e- 52  CH1: Structure atomique Répartition des électrons autour du noyau Répartition en couches n = 1, 2, 3,… et sous couches (s, p, d,…) Le remplissage des couches et sous-couches se fait selon la séquence d’énergie croissante (principe de construction =>Aufbau) 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d Liaisons chimiques Ce sont les électrons de la couche externe Les électrons occupant la couche ayant la plus grande valeur de n Quelques exemples C (carbone), Z = 6 N (azote), Z = 7 O (oxygène), Z = 8 1s22s22p2 1s22s22p3 1s22s22p4 4 électrons de valence 5 électrons de valence 6 électrons de valence 58  CH1: Structure atomique Structure électronique des ions Anions: Br → Br - [Ar] 4s2 3d10 4p5 + e- → [Ar] 4s2 3d10 4p6 S → S2- [Ne] 3s2 3p4 + 2e- → [Ne] 3s2 3p6 N → N3- [He] 2s2 2p3 + 3e- → [He] 2s2 2p6 Ca;ons: Na → Na+ [Ne] 3s1 → [Ne] + e- Mg → Mg2+ [Ne] 3s2 → [Ne] + 2e- Al → Al3+ [Ne] 3s2 3p1 → [Ne] + 3e- Métaux de transition: Fe → Fe2+ [Ar] 3d6 4s2 → [Ar] 3d6 + 2e- Fe → Fe3+ [Ar] 3d6 4s2 → [Ar] 3d5 + 3e- On enlève d’abord les électrons ayant le plus grand n puis le plus grand l 59  CH1: Structure atomique Un exercice pour conclure ce 1er chapitre Écrire la configuration électronique à l’état fondamental des atomes suivants : 19F , 23Na, 28Si, 59Co, 75As A A = nombre de masse = #protons + #neutrons Z X Z = numéro atomique = #électrons = #protons 19 9 F 9 électrons: 1s 2 2s 2 2 p 5 ≡ [ He ] 2s 2 2 p 5 23 11 Na 11 électrons: 1s 2 2s 2 2 p 6 3s1 ≡ [ Ne ] 3s1 28 14 Si 14 électrons: 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3p 2 ≡ [ Ne ] 3s 2 3p 2 59 27 Co 27 électrons: 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 ≡ [ Ar ] 4s 2 3d 7 75 33 As 33 électrons: 1s2 2s 2 2 p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4 p3 ≡ [ Ar ] 3d 10 4s 2 4 p3 60  ConcepTest 1 Des 5 affirmations de Dalton; combien sont encore reconnu comme valides aujourd'hui ? 1. Les éléments sont composés de petites particules identiques et indivisibles, les atomes. 2. Les atomes d’un élément sont différents des atomes d’un autre élément. 3. Les atomes ne peuvent être créés, détruits ou transformés. 4. Les composés se forment par combinaison d’atomes d’éléments différents dans des rapports simples. 5. Dans un composé, le nombre relatif et la nature des atomes constitutifs sont constants. ❌ 1. tous ❌ 2. aucune ❌ 3. deux ✅ 4. trois  ConcepTest 2 L’énergie de l‘état fondamental (n=1) d’un atome H est de -13.6 eV. L’énergie nécessaire pour l’excitation à l’état n=2 est de: n=2 -13.6/4 eV ⎛ 1 1⎞ ❌ 1: 1/2 · 13.6 eV ΔE = −13.6 eV ⎜ 2 − 2 ⎟ ⎝ n f ni ⎠ ✅ 2: 3/4 · 13.6 eV 1 1 ∆" = −13.6 )* − 2! 1! ❌ 3: 1/4 · 13.6 eV 3 = - 13.6 eV 4: -3/4 · 13.6 eV 4 ❌ n=1 -13.6 eV Module 1 2  ConcepTest 3 Comparez l'énergie d’un photon émis par un atome H pour la transition entre n=2 et n=1 à celle pour la transition entre n=3 et n=2 ? ⎛ 1 1⎞ ❌ 1. La première est plus petite d’un facteur 5/27 ΔE = −13.6 eV ⎜ 2 − 2 ⎟ ⎝ n f ni ⎠ 1 1 ✅ 2. La première est plus grande d’un facteur 27/5 ∆" = −13.6 )* ! − ! 2 3 ❌ 3. La première est plus grande d’un facteur 9/4 5 =− - 13.6 eV 36 ❌ 4. Aucune idée! 3 − 4 = 3 ' 36 = 27 5 4'5 5 − 36 Module 1 3  ConcepTest 4 Lequel de ces diagrammes représente correctement un état fondamental ? 1s 2s 2p ❌ A) 1: 1s 2s 2p ❌ 2: B) 3: 1s 2s 2p ✅ C) Module 1 4  ConcepTest 5 Parmi les configurations électroniques suivantes, lesquelles ne sont pas possibles ? 1. n=3, l=2, ml=-2 2. n=3, l=1, ml=0 3. n=3, l=0, ml=-1 4. n=3, l=2, ml=0 5. n=3, l=3, ml=-2 1: 2 et 4 2: 1 et 3 ✅ 3: 3 et 5 4: 4 et 5 Module 1 5  ConcepTest 6 Concernant les orbitales et nombres quantiques, identifier la proposition correcte en tenant compte des règles de Hund. A) Les quatre nombres quantiques sont des nombres entiers ✅ B) Un maximum de 6 électrons peuvent se trouver dans la sous-couche électronique 3p C) Pour un nombre quantique principal n = 3 le nombre quantique angulaire l peut prendre 2 valeurs différentes D) Une sous-couche électronique comprend les orbitales ayant les mêmes valeurs de l et m Module 1 6  CH1: Structure atomique Question d’examen: 1. A, B 2. A, C, D 3. B, C, D ✅ 4. B, C 5. C, D 7  CH1: Structure atomique Exemple d’une question d’examen 1) A, C 2) B, C 3) A, B ✅ 4) B, C 5) C, D 8