Copie de 2.0-2.8 Chimie 4U 2021 PDF

Unité 2 - Structures et propriétés  2.0 Évolution du modèle atomique Démocrite : atomos : atome : petites sphères indivisibles John Dalton (1809) : - petites sphères indivisibles - différentes sortes de sphères pour différentes sortes d’atomes Joseph Thomson (1897) :...

Unité 2 - Structures et propriétés  2.0 Évolution du modèle atomique Démocrite : atomos : atome : petites sphères indivisibles John Dalton (1809) : - petites sphères indivisibles - différentes sortes de sphères pour différentes sortes d’atomes Joseph Thomson (1897) : - découverte de l’électron - sphère positive avec des particules négatives (é) - modèle pain aux raisins Ernest Rutherford (1911) / Hantaro Nagaoka (1904) : - expérience de la feuille d’or (voir p.166) - quelqu’un entre 1911 et 1913 détermine que le noyau est positif - le modèle est instable car les é en spirale autour du noyau devraient perdre de l’énergie sous forme de rayonnement et tomber sur le noyau. Jusqu’ici (avant le modèle de Bohr) : -On sait que les électrons émettent de la lumière quand ils sont stimulés par l’électricité (ex. Néon). -On peut identifier un élément par l’ensemble des longueurs d’ondes de lumière que l’élément produit (le spectre de raies d’un élément). DÉMO : boîte de rayonnement https://www.youtube.com/watch?v=0LO646odrII Neils Bohr (1913) : -combine le modèle Rutherford et Nagaoka avec ses observations des spectres et crée le modèle (planétaire) d’orbites pour les é -son modèle n’explique pas les atomes à plus d’un é -quantum : montant spécifique d’énergie entre 2 orbites  This Is Not What an Atom Looks Like  Les limites du modèle de Bohr Il peut seulement expliquer le spectre de raies de l’hydrogène ou ions à un électron. Il ne peut pas expliquer les spectres de raies des autres atomes. Les orbites (niveau d’énergie ) ne coïncident pas avec la multitude de raies que les autres éléments émettent.  Il faut expliquer : – les nombreuses lignes des spectres de plusieurs atomes – Les écarts entre les lignes spectrales 1ère idée : l’écart d’énergie entre les niveaux d’É est grand dans chaque niveau, il pourrait y avoir des sous-niveaux ayant leur propre énergie Louis de Broglie(1924): La matière a des propriétés semblables à celles des ondes. Il invente une équation pouvant calculer la longueur d'onde de n'importe quel objet (gros ou minuscule). En 1927, il observe un phénomène de diffraction (propriété d'onde) pour des électrons. Concept d'onde corpusculaire https://www.youtube.com/watch?v=_vt9P0n KCWo Max Plank: La matière, au niveau atomique, ne peut qu’absorber ou émettre que des quantités discrètes (fixes) d’énergie = quantum Albert Einstein: Les photons de lumière sont des paquets d’énergies quantifiées (quantum) Werner Heisenberg (1927) Invente le principe d'incertitude: il est impossible de connaître au-delà d'un certain degré la position et le moment d'un objet (Énergie et moment[=mxv]) – Ex. : si on connaît avec précision la position d’un é (en connaissant son orbite) on ne connaît pas sa vitesse(É) avec précision ou l’inverse.  Selon le principe d’incertitude, le modèle de Bohr est inexact car on ne peut pas attribuer une trajectoire fixe aux é. Erwin Schrödinger (1927) Utilise maths et statistiques pour combiner le principe des ondes corpusculaires et des photons dans des ondes. Il utilise les statistiques et l’équation d’onde pour définir la probabilité de trouver un é « quelque part » dans l’atome. Chaque solution nous renseigne sur l’énergie et la position de l’é dans l’atome = une orbitale. Une orbitale (fig A) représente une région 3D où il existe une probabilité de 95% de trouver un é à l’intérieur de ce volume. What is the Heisenberg Uncertainty Principle? Quantum Mechanics: Schrödinger's discovery of the shape of atoms How Small is an Atom? Schrödinger’s Cat: A thought experiment Wikipedia  2.1 Nombres quantiques On assume : Les atomes sont à l’état fondamental (niveaux d’É le plus bas). Les é sont décrits par 4 nombres quantiques différents. – Les orbitales sont décrites par les trois premiers nombres quantiques. – Un électron est décrit par quatre nombres quantiques. – Il est impossible que 2 é du même atome possèdent les mêmes valeurs pour les 4 nombres quantiques.  Le premier nombre quantique : Aussi nommé nombre quantique principal Il spécifie le niveau d’énergie de l’orbitale et sa taille relative Symbole : n Valeurs possibles : 1, 2, 3,… Plus n est grand, plus le niveau d’énergie de l’é est grand, plus l’orbitale est grande et plus la probabilité est grande de trouver l’é loin du noyau.  # maximal d’é d’un niveau d’énergie est 2n2 le nombre d’orbitales dans un niveau est n2 Le deuxième nombre quantique Aussi nommé nombre quantique orbitale ou azimutal ou de forme d’orbitale Il décrit la forme de l’orbitale Symbole : l Valeurs possibles : 0 à n-1  Il spécifie les sous niveaux d’énergie de chaque niveau principal d’énergie À chaque valeur correspond une lettre qui représente le type d’orbitale, aussi nommé sous-couche Le nom d’orbitale correspond aux 2 premiers nombres quantiques. Ex. : 1s, 2p, 3d sont des noms d’orbitale Valeur de n Valeur de l 1 0 2 0, 1 3 0, 1, 2 Etc…  Valeur de l type d’orbitale 0 s 1 p 2 d 3 f 4 g etc.  Le troisième nombre quantique Aussi nommé nombre quantique magnétique (le mouvement des é crée un champ magnétique qui force les orbitales à s’orienter dans des régions spécifiques de l’espace) Il décrit l’orientation de l’orbitale. Donc il indique le nombre d’orbitales décrites par les 2 premiers nombres quantiques. Symbole : ml Valeurs possibles : -l à +l  Convention : on commence avec la plus petite valeur en allant à la plus grosse. La combinaison des 3 premiers nombres quantiques décrit une orbitale. Voir p.177 figure 3.14 pour la synthèse des concepts A Better Way to Picture Atoms Le quatrième nombre quantique Aussi connu comme le nombre quantique de spin Le spin de l’é est la cause du magnétisme chez certains atomes, et de l’arrangement dans les orbitales. Symbole : ms Valeurs permis : ½ ou -½ Il spécifie la direction de la rotation de l’é sur lui-même. Convention : la valeur positive est utilisée en premier. 2.1b) Principe d’exclusion de Pauli Wolfgang Pauli – 1925 -Une orbitale ne peut pas contenir 2é du même spin Ou -Deux électrons d’un atome ne peuvent avoir les quatre mêmes nombres quantiques. - Ex : voir p. 178, tableau 3.2 Raison: La rotation de l’électron engendre un champ magnétique autour de celui-ci. Si les deux électrons ont le même spin, ils auront le même pôle magnétique. Donc, ils se repoussent.  NOTES une orbitale contient au maximum 2 é (donc 0é, 1é ou 2é de spins différents) les é sont réels, ont une masse mesurable, une trajectoire qu’on peut photographier. Ils existent dans l’univers physique. Les orbitales sont des descriptions mathématiques et existent dans notre imagination! Elles sont les réponses aux équations de probabilité. Les é ne sont pas numérotés!  Devoirs P179 #1-10 erreurs: 3b) Rép: -1,0,1 7b) n=2, l=?, ml=1) P180 # 1-4, 7-10, 16-18  2.2 Énergie des orbitales a) Atomes à un seul é (ex. : H, He1+, Li2+) toutes les orbitales d’un même niveau ou couche (même n) ont la même énergie. Chaque niveau n possède une énergie différente. l’é à l’état fondamental se trouve dans l’orbitale 1s.  à l’état excité, l’é peut occuper n’importe quelle orbitale supérieure à 1s (selon l’énergie qu’il aura absorbée). spectre a peu de lignes  b) Atomes à plus de 1 é chaque niveau et type d’orbitale possède une énergie différente. chaque orbitale d’un même type possède la même énergie. (Ex : les 3 orbitales 3p ont la même énergie) spectre à nombreuses lignes (sauts entre les différentes orbitales). 2.3 Diagramme d’orbitale et configuration électronique a) Nombre d’électrons par orbitale et niveau  b) Règles de remplissage En combinant les principes d’Aufbau et la règle de Hund, on obtient les 4 règles pour placer les électrons dans les orbitales. Les principes d’Aufbau 1. Mettre les électrons en ordre croissant d’énergie. 2. Remplir sous niveau d’énergie au complet avant de passer au suivant. La règle de Hund 3. Placer 1 électron dans chaque orbitale du même type avant de faire des paires. 4. Placer des électrons du même spin quand on les ajoute un par un dans le même sous niveau d’énergie. Truc de remplissage  c) Diagramme d’orbitales Convention : une flèche vers le haut est un spin ½ et vers le bas -½. ex. : Al possède 13 électrons.  Ou simplement :  d) Configuration électronique Elle est donnée dans le tableau périodique qu’on utilise mais elle est la liste des noms d’orbitales avec, en exposant, le nombre d’électrons dans chacune. Ex. : Al : 1s2 2s22p6 3s23p1 ou 1s2 2s2p6 3s2p1  Note : -On peut l’écrire en ordre de remplissage ou en ordre de niveau d’énergie principal. -On peut aussi la présenter sous forme abrégée en utilisant la configuration électronique condensée du gaz rare qui précède l’élément. Ex. : Al : [Ne] 3s23p1  Exceptions Certains atomes ne suivent pas les règles de remplissage du modèle. Raison: La différence d’énergie entre les orbitales devient de + en + petite, donc les é se placent parfois au mauvais endroit! (ou modèle n’est pas parfait!)  Ex. : Cu a une configuration électronique [Ar] 3d10 4s1, et non [Ar] 3d9 4s2, ce qui permet d'avoir la couche 3d pleine et la couche 4s à demi-pleine. **Faire la configuration du cuivre ensemble au tableau  e) Nombres quantiques d’un électron ex. 1 : Trouve les nombres quantique du dernier électron du Cr. (exception) - tableau périodique : [Ar] 3d54s1 - donc dernier électron est 5e du 3d (voir truc d’ordre de remplissage) - n=3 l=2 ml=2 ms=1/2  Note : Tu écris TOUJOURS les nombres quantiques pour le dernier électron que tu écris dans les cases, même si ce numéro ne correspond pas au plus haut numéro (Ex : pour 3d8 4s2 les nombres quantiques sont pour le dernier électron dans 3d et non 4s).  Ex. 2 : Trouve les nombres quantiques du 52e électron du Pt. (pas d’exception) - l’élément 52 du tableau périodique est Te - donc 5p4 n=5 l=1 ml=-1 ms=-1/2 f) Forme du tableau périodique  https://www.youtube.com/watch?v=rcKilE9CdaA Exercices : – p. 183 #7-12 – p. 187 #13-18 – p. 188 #11-20 – p. 9-10 notes 2.4 Structures des molécules Méthode RPEV (Répulsion de Paires d’Électrons de Valence) 2 règles : 1. Une paire d’électrons liés (PL) occupe moins d’espace qu’une paire d’électrons non liés (DL, doublet libre). 2. Les charges pareilles se repoussent le plus loin possible afin de minimiser les forces de répulsion dans la molécule. Répulsion : DL-DL > DL-PL > PL-PL  Note importante : Puisque les doublets libre (DL) se repoussent plus que les paires liantes (PL), ils se placent de façon spécifique, ce qui donne la forme de la molécule en 3D.  Représentation 3D (Wedge and Dash) Lorsqu’on doit représenter la forme 3D d’une molécule, on utilise 3 types de lignes : – Lignes solides qui sont « sur » la page: – Lignes brisées qui sont « derrière » la page: – Lignes en triangle qui sont « devant » la page:  Remarque : S’il y a une liaison double ou triple, on ajoute une ligne ou 2 en-dessous de la ligne, la ligne brisée, ou le triangle.  En passant… Représentation Fischer Dans une représentation de Fischer (beaucoup utilisé en biochimie), les lignes horizontales sont des triangles, et les lignes verticales sont des lignes brisées. On utilise la formule AXE (ABE) pour indiquer la forme moléculaire (p. 233-234) A = atome central Y,X,B = atome lié à l’atome central E = DL sur l’atome central  2.5 Tableau des structures possibles Apprendre les noms par coeur. Orbitals: Crash Course Chemistry #25  2.6 Comment déterminer la forme 3D d’une molécule À l’aide du tableau 2.5, déterminer la structure des molécules suivantes : a) H2O (faire au tableau ensemble) - Étape 1 : Dessine la structure de Lewis – Étape 2 : Trouve le nombre d’atomes liés à l’atome central (= #X) et de DL (= #E). Ceci te donne la formule AXE. - Étape 3 : Trouve ta formule dans le tableau 2.5 ensuite nomme et dessine sa forme 3D. b) NH3 c) BrF5 d) CO2 e) BF3  2.7 Structures pour des molécules ayant des hypervalences et des ions polyatomiques Pour faire la distribution des liens et électrons, suivre les règles suivantes (Lewis) : 1.Additionne les électrons de valence de tous les atomes et ajoute ou soustrait pour la charge des ions. 2.Identifie l’atome central. 3.Joindre les atomes périphériques à l’atome central par un lien simple. 4. Soustraire 2 pour chaque lien fait à la somme du #1. 5. Avec les électrons qui restent, complète les couches de valence des atomes périphériques. S’il reste des électrons, place-les en DL autour de l’atome central pour compléter sa valence. 6. Si l’atome central manque des électrons, soit : – faire des liens multiples ou – Vérifier si la charge est positive. Il se peut que la charge positive soit sur l’atome central. 7. a) Compte le nombre d’électrons autour de chaque atome. Si les atomes périphériques ont une charge (plus ou moins d’électrons de valence qu’ils devraient avoir), indique-le sur l’atome même. 7. b) Si c’est l’atome central qui a une charge, faire des crochets autour de la structure et indique la charge en exposant. 8. Pour la structure en 3D, utilise le tableau avec la formule AXE. Ex 1 : SO4 2- (faire au tableau) Ex 2 : SO3 2- Ex 3 : H3O+ Ex 4 : BrF5 Devoir : p.232 #4,5,9,10 p.236 #11 à 18, 20 ***Faites toujours la structure 3D et nommer la structure des molécules dans ces numéros.  2.8. Polarité des molécules Une molécule peut être polaire ou non polaire. On doit déterminer la polarité globale en tenant compte de la forme 3D de la molécule et en additionnant tous les vecteurs (due à l’électronégativité des atomes). 1- Si tous les liens sont identiques et il n’y a pas de DL = non polaire 2- Dessiner en 3D 3- Si l’arrangement est symétrique = non polaire - Si l’arrangement est asymétrique = polaire  Ex 1: BF3 non polaire Ex 2: NF3 polaire  Technique vectorielle Puisque des liens polaires sont des dipôles, donc des forces vectorielles, on peut en faire la somme vectorielle. 1- si la somme vectorielle est nulle (les vecteurs s’annulent), la molécule est non polaire 2- si la somme n’est pas nulle, elle est polaire. Ici, a+b = c ou a+b-c = 0  Exemples par vecteurs : Voir tableau de la p. 239 Ex : au tableau a) CH2Cl2 b) BF3  Devoirs: p. 232 et 236, les mêmes numéro que leçon 2,8 mais ajouter si la molécule est polaire ou non-polaire Structure 3D et polarité des molécules