Chimie - 1ère Année de Médecine PDF

CHIMIE 1ère Année de Médecine Pr. RIDHA Ahlam 2024 - 2025 Les éléments chimiques  2/ Les éléments chimiques Configuration électronique et Classification périodique Objectifs ❖ Comprendre certaines propriétés chimiques des éléments via leur co...

CHIMIE 1ère Année de Médecine Pr. RIDHA Ahlam 2024 - 2025 Les éléments chimiques  2/ Les éléments chimiques Configuration électronique et Classification périodique Objectifs ❖ Comprendre certaines propriétés chimiques des éléments via leur configuration électronique ❖ Utiliser la configuration électronique pour prévoir le comportement chimique le plus probable de l’atome ❖ Exploiter la classification périodique des éléments pour une détermination rapide de leurs propriétés essentielles 1ère année Médecine - Cours Chimie- les éléments chimiques / Pr A. RIDHA , 2024-2025 3 2.1 Configuration électronique d’un atome (modèle de Schrödinger) Définition: la configuration électronique d’un atome représente la distribution de tous les électrons de l’atome, autour du noyau, dans les différents niveaux d’énergie. Comment trouver la configuration électronique d’un atome? En appliquant des règles précises (ou des principes) c.à.d ? → explications via des exemples 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique / Pr A. RIDHA , 2024-2025 4 1er exemple : répartition des électrons pour B ( Z = 5) ? Comment placer les 5 électrons de l’atome de Bore autour du noyau dans les différents niveaux d’énergie ? Solution: 1er principe: Énergies croissantes, (E ) 1ère étape : Application de deux principes 2ème principe principe d’exclusion de Pauli E : on distribue les e- en commençant par le niveau énergétique le plus bas, c.à.d. selon n Pauli: « deux électrons ne peuvent pas avoir les mêmes valeurs pour les 4 nombres quantiques » c.à.d. ? 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique des atomes / Pr A. RIDHA , 2024-2025 5 On commence par n =1 (principe de stabilité ou E  n souvent) l=0 → m=0 (1,0,0) = orbitale atomique de forme sphérique située sur le 1er niveau : O.A ''1s‘’ Combien d’e- pourras-t-on y placer ? → Appliquons le principe de Pauli: « deux électrons ne peuvent pas avoir les mêmes valeurs pour les 4 nombres quantiques » Or n=1, l=0, m=0 ➔ donc seul le nb quantique de spin fera la différence s = +1/2 et s= -1/2 ➔ On peut placer au maximum deux électrons de spins opposés dans la même orbitale. 1s2 ou de préférence 1s 1s2 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique des atomes / Pr A. RIDHA , 2024-2025 6 2ème niveau énergétique : n = 2 l=0 (2, 0,0) définit l’O.A 2s -> peut contenir 2 e- m=0 l=1 (2,1,-1); (2,1,0) et (2,1,+1) m= -1,0,+1 définissent 3 orbitales de type « p » -> ( 6 e- ) s = +1/2 et –1/2 permet de placer deux électrons de spins opposés par orbitale Complétons l’exemple du Bore: 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique des atomes / Pr A. RIDHA , 2024-2025 7 Bore, B (Z=5) n=1 1s2 ou 1s n=2 2s2 2p1 ou 2s 2p 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique des atomes / Pr A. RIDHA , 2024-2025 8 Configuration électronique du bore : 5B 1s2 2s2 2p1 symboles quantiques (1ère option) cases quantiques (2ème option) 1s 2s 2p …………………………………………………………………………………………………. 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique des atomes / Pr A. RIDHA , 2024-2025 9 2ème exemple : configuration électronique du carbone ? Symbole = C numéro atomique: Z = 6 Principe des E ↗ et principe d’exclusion de PAULI : 1s2 2s2 2p2 ↑↓ 2p2 ? ↑ ↑ Solution = règle de HUND (ou spin maximal) 3ème règle (ou 3ème principe) « quand on a plusieurs O.A de même énergie (c.à.d. même valeur du nombre quantique l), il faut occuper le maximum d'OA avec des spins parallèles » 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique des atomes / Pr A. RIDHA , 2024-2025 10 C : 1s2 2s2 2p2 6 1s 2s 2p E 2p 2s 1s 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique des atomes / Pr A. RIDHA , 2024-2025 11 Exercice: 1/ Déterminer la configuration électronique du sodium et du chlore données: Z(Na) =11 et Z(Cl) = 17 Sodium: symbole -> Na, numéro atomique Z =11 Chlore: symbole -> Cl, numéro atomique Z=17 2/ En vous basant sur la règle de l’octet, quel serait leur comportement chimique le plus probable ? Rappel: règle de l’octet « un atome cherche à acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche » (Remarque: cette règle s’applique surtout pour les éléments des blocs s et p. pour les blocs d et f, cette règle ne s’applique pas aussi facilement) 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique des atomes / Pr A. RIDHA , 2024-2025 12 Configuration électronique du sodium: 11Na Z=11 n=1 → l=0 m=0 : O.A 1s, 2e- au max, 1s2 n=2 → l=0 m=0 : OA 2s, 2 e- au max 2s2 l=1 m=-1 ou m=0 ou m=+1 , 6 e- au max soit 2p6 n=3 → l=0 m=0 : OA 3s, 2 e- au max 3s1 l=1 m=-1 ou m=0 ou m=+1, 3p0 l=2 m: -2, -1, 0, +1, +2 3d0 Résultat final pour 11Na : 1s2 2s2 2p6 3s13p0 3d0 → 1s2 2s2 2p6 3s1 symboles quantiques cases quantiques 1s 2s 2p 3s Propriété chimique du sodium ? ………………………………………………………. 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique / Pr A. RIDHA , 2024-2025 13 Configuration électronique du chlore: 17Cl Z=17 n=1 → l=0 m=0 : O.A 1s, 2e- au max, 1s2 n=2 → l=0 m=0 : OA 2s, 2 e- au max 2s2 l=1 m=-1 ou m=0 ou m=+1 , 6 e- au max soit 2p6 n=3 → l=0 m=0 : OA 3s, 2 e- au max 3s2 l=1 m=-1 ou m=0 ou m=+1 3p5 Propriété chimique du chlore ? Résultat final pour 17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ou 1s 2s 2p 3s 3p 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique / Pr A. RIDHA , 2024-2025 14 2.2 Configuration électronique d’un ion Exemples: Configuration électronique de Na+ ? Configuration électronique de Cl- ? Attention ! Pour déterminer la configuration électronique d’un ion il faut d’abord déterminer celle de l’atome correspondant à l’état fondamental 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique / Pr A. RIDHA , 2024-2025 15 Configuration électronique d’un ion ? Na: Z=11 → 1s2 2s2 2p6 3s1 Na + ? → 1s2 2s2 2p6 donc ……………………. Cl : Z=17 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl - ? → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 donc ………………………. Attention! Quand n les niveaux d’énergie convergent c.à.d ? 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique de l’ion / Pr A. RIDHA , 2024-2025 16  17 Remarque importante: Convergence des niveaux d’énergie de l’atome : niveaux électroniques E 5 4 3 Les niveaux convergent ! conséquence: 2 interpénétrations c.à.d. ? des sous-niveaux 1 voir la 4ème règle 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique / Pr A. RIDHA , 2024-2025 17 4ème règle : règle de Klechkowski ou (n + l) minimal Cette règle complète le principe de stabilité ou principe des E (ou n ) Le remplissage des niveaux d’énergie se fait selon les valeurs de (n+l) croissantes : (on remplace n par (n+l) ) E1s < E 2s < E 2p < E 3s < E 3p < E 4s < E 3d < E 4p < E5s < E4d …… Que l’on écrit souvent sous la forme 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d …… (!) ordre énergétique 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique / Pr A. RIDHA , 2024-2025 18  4s avant 3d : E 4s < E 3d 5s avant 4d : E 5s < E 4d (E) 4d …………………………………………….. 5s 4p 3d 4s 3p 3s Classement selon (n+l) 2p 2s 1s 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique / Pr A. RIDHA , 2024-2025 19  ATTENTION ! E4s < E 3d MAIS r4s > r3d……… (rn) : si n alors r Classement selon la taille r4s > r3s > r2s > r1s 4s 3s 2s 1s 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique / Pr A. RIDHA , 2024-2025 20  E  (n+l) Complément: Ordre de remplissage des couches et des sous-couches par E selon la règle de Klechkowski 1ère année Médecine - Cours Chimie- Configuration électronique / Pr A. RIDHA , 2024-2025 21 2.3 Configuration de valence et propriétés chimiques des éléments 2.3.1 Les électrons de valence - Ceux de nmax (en général) - Jouent le rôle principal dans les réactions chimiques. - Couche nmax = couche de valence, ou couche périphérique ou couche externe ! L’existence dans cette couche de doublets, d’e- célibataire ou d’OA vides, détermine dans une mesure importante les propriétés chimiques. Ce sont les informations les + intéressantes dans une configuration électronique. doublet ? e- célibataire? OA vide? 1ère année Médecine - Cours Chimie- configuration de valence et propriétés chimiques des éléments / Pr A. RIDHA , 2024-2025 22 2.3.2 Configuration de valence La configuration de valence est en général celle de la couche périphérique, c.à.d. la couche de valence, c.à.d. la couche n max Parfois ce sera celle de nmax et celle de nmax – 1 non saturée ! (certains éléments des blocs de transitions) Exemples: 5B 6C 17Cl 26Fe 23 1ère année Médecine - Cours Chimie- configuration de valence et propriétés chimiques des éléments / Pr A. RIDHA , 2024-2025 Électrons de valence ? Configuration de valence? 5B: 1s2 2s22p1 réponse: ……………………………………………… 6C: 1s2 2s22p2 réponse: ……………………………………………….. 1ère année Médecine - Cours Chimie- configuration de valence et propriétés chimiques des éléments / Pr A. RIDHA , 2024-2025 24 Z=17 : Cl (élément chlore) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 n=1 n=2 n=3 (couche K) (couche L) (couche M) Couche externe = couche correspondant à nmax=3 Configuration de valence: 3s2 3p5 ou ↑↓ ↑↓↑↓ ↑ 3s 3p Nb des e- de valence = 2 + 5 = 7 Nature des e- de valence: e- de type s et de type p Nature de la distribution des e- de valence: 3 doublets et 1 e- célibataire 1ère année Médecine - Cours Chimie- configuration de valence et propriétés chimiques des éléments / Pr A. RIDHA , 2024-2025 25 Les électrons de valence ATTENTION ! → est-ce toujours les e- qui se trouvent sur nmax ? (Rappel: E1s < E 2s < E 2p < E 3s < E 3p < E 4s < E 3d < E 4p < E5s < E4d …) 17 Cl (élément chlore) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 26Fe (élément fer) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ( E4sr3d) Fe3+ ? → départ de 2e- de 4s et de 1e- de 3d 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 e- de valence de 26Fe → Ceux de nmax et de nmax-1 non saturée → 2+6=8 e- de valence Configuration de valence de 26Fe → 3d6 4s2 1ère année Médecine - Cours Chimie- configuration de valence et propriétés chimiques des éléments / Pr A. RIDHA , 2024-2025 26 2.4 Représentation électronique de Lewis Elle se limite à la couche périphérique, responsable des propriétés chimiques. 1s Lewis H: 1s1 ou ou H N: N O: O Cl: Cl 27 1ère année Médecine - Cours Chimie- représentation électronique de Lewis/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 2.5 Classification des éléments: comment déduire les propriétés essentielles des atomes à la lecture de la classification Version simplifiée C, H, O, N → 96% de la masse du corps humain 1ère année Médecine - Cours Chimie / classification périodique des éléments/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 28 Introduction : bref historique → Tableau de Mendeleïev …………………………………………………………………….. Exemple expérimental: non-métaux →fluor, chlore, iode, brome - Tous sous forme de molécules diatomiques: F2 Cl2 I2 Br2 …… - Tous très réactifs - Réagissent avec la plupart des métaux 2 Na (s) + F 2 (g) 2NaF (s) fluorure de sodium 2 Na (s) + Cl 2 (g) 2NaCl (s) chlorure de sodium sels ioniques blancs ……………………………………………………. 1ère année Médecine - Cours Chimie / classification périodique des éléments/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 29 Mendeleïev résume ses observations expérimentales dans la loi de la périodicité: « Lorsque des éléments sont placés dans l’ordre de leur masse, certains ensembles de propriétés se répètent périodiquement » Tableau périodique simple: H He les éléments aux Li Be B C N O F Ne propriétés similaires Na Mg Al Si P S Cl Ar sont placés dans des K Ca colonnes Le classement original de Mendeleïev a donné naissance au tableau périodique moderne. 1ère année Médecine - Cours Chimie / classification périodique des éléments/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 30 Remarques importantes: ❖La Loi de la périodicité de Mendeleïev est une loi basée sur l’observation expérimentale ❖Elle résume de nombreuses informations, mais n’en donne pas les raisons. ❖Seules les théories peuvent le faire →Modèle quantique 2.5.1 Présentation générale de la classification: ❖C’est un tableau où sont classés tous les éléments chimiques (connus) selon une certaine périodicité de leurs propriétés chimiques (mais aussi physiques); ❖C’est un référentiel universel ❖ donne de nombreuses informations sur chaque élément ❖C’est un tableau à 18 colonnes et 7 lignes ❖ plusieurs versions existent 1ère année Médecine - Cours Chimie / classification périodique des éléments/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 31 Classement selon Z 18 colonnes (familles) 7 lignes (périodes) 1ère année Médecine - Cours Chimie / classification périodique des éléments/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 32 Remarques importantes: (à noter) ❖ 96% de la masse du corps humain → C, H, O et N ❖ L’essentiel des 4% restants → Na, K, Mg, Ca, P, S et Cl ❖ 12 éléments à l’état de traces mais indispensables à la vie → Fe, I, F, Mn, Zn, Mo, Cu, Co, Cr, Se, Ni et B La classification sous forme de blocs d’éléments: 1ère année Médecine - Cours Chimie / classification périodique des éléments/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 33 Classification périodique et blocs s, p, d et f: Bloc s 1 Bloc p 18 1 H He He Li Be Bloc d B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sb Se Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Di Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Em Md No Lr Bloc f 34 Classification périodique et blocs spdf 1 18 (1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d …) 35 2.5.2 Taille des atomes et de leurs ions correspondants Dans une colonne, rat de haut en bas observations Dans une période rat de gauche à droite expérimentales Donc : rat Pourquoi ? => la description quantique de la configuration électronique des atomes permet de l’expliquer: - La taille de l’atome est directement proportionnelle au rayon de la couche la plus externe; - Inversement proportionnelle à la charge nucléaire effectivement ressentie (Zeff) Explications ……. Ainsi les observations expérimentales confirment les théories de la mécanique Quantique. 36 Rayon atomique des ions ? Cations Différence entre Na et Na+ ? Na: 1s 2 2s22p6 3s1 donc Na +: 1s2 2s22p6 11 11 rionique (Na+) < ratomique (Na) 95 pm 186 pm Conclusion……………………………………………………….. 1ère année Médecine - Cours Chimie / classification périodique des éléments/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 37  Anions Différence entre Cl et Cl- ? Cl: 1s2 2s22p6 3s23p5 donc Cl-: 1s2 2s22p6 3s23p6 17 ……………………………………………………………………………… Donc : r ( Cl- ) > r ( Cl ) Conclusion………………………………….. 1ère année Médecine - Cours Chimie / classification périodique des éléments/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 38 2.5.3 Caractères électropositif et électronégatif des atomes (a) Caractère électropositif et énergie d’ionisation Un atome X a un caractère électropositif, s’il tend à perdre un ou plusieurs électrons (e-) pour se stabiliser et devenir un cation: X Ei > 0 Xn+ + ne- Ei = énergie d’ionisation (ou potentiel d’ionisation) Ei est l’énergie qu’il faut fournir pour rompre totalement l’interaction électron/noyau. Ei directement proportionnelle à la charge nucléaire effectivement ressentie par l’e- inversement proportionnelle à la distance séparant le noyau de l’e- considéré Exemples: H H+ + e- Ei= 1308 KJ.mol-1 Na Na + + e- Ei = 490 KJ.mol-1 K K+ + e- Ei = 413 KJ.mol-1 Ei quand r 39 Plus le caractère électropositif est élevé, moins il faudra fournir d’énergie Ei pour rompre l’attraction du noyau sur l’électron. Les éléments les plus électropositifs sont donc des atomes de grande taille, situés à gauche et en bas de la classification. Ce sont des métaux bons conducteurs de chaleur et d’électricité Ce sont aussi des réducteurs puissants qui cèdent facilement leurs e- Rappel : Red Ox + ne- 40 (b) Caractère électronégatif et affinité électronique Un atome Y a un caractère électronégatif s’il tend à gagner un ou plusieurs e- pour se stabiliser et devenir ainsi un anion: Y + ne- A.E < 0 Yn- Plus l’énergie libérée (affinité électronique A.E.) est élevée, plus le caractère électronégatif qui en est l’origine est fort. Définition : l’électronégativité est une grandeur physique qui caractérise la capacité d’un atome à attirer les e- lors de la formation d’une liaison chimique. Symbole: EN ou χ 41 Élément électronégatif = élément attracteur => valeur de EN élevée L’énergie de liaison entre e- et noyau est d’autant plus importante que l’e- périphérique est près du noyau et que Z est élevé (charge du noyau élevée). Les éléments les plus électronégatifs qui retiennent leurs e- le + fortement sont donc situés en haut et à droite du TP: le fluor F est le + électronégatif. Ce sont des non métaux et des oxydants accepteurs d’e- L’électronégativité (toujours positive) quand on s’approche du fluor F dans la classification : de gauche à droite, ou de bas en haut F EN 42  Échelle d’électronégativité selon Pauling H 2,2 Li Be B C N O F 1,0 1,6 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 Na Mg Al Si P S Cl 0,9 1,3 1,6 1,9 2,2 2,6 3,1 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn As Se Br 0,8 1,0 1,4 1,5 1,6 1,7 1,5 1,8 1,9 1,9 2,0 1,7 2,2 2,5 2,9 Mo Cd Sn I 2,1 1,7 19 2,7 Cs Hg Pb Bi Po At 0,7 2,0 1,9 2,0 2,0 2,2 43 Les différences d’électronégativité entre atomes liés sont la clé de la compréhension des propriétés d’un groupe d’atomes: on fait appel systématiquement à la lecture du tableau de classification pour comprendre ou prévoir les propriétés des fonctions chimiques. La consommation d’énergie minimale pour atteindre la stabilité maximale = règle fondamentale 44 2.5.4 les différentes familles d’atomes Observation importante: Chaque colonne ou groupe du tableau de classification regroupe des atomes ayant le même nombre d’e- de valence → ces atomes ont donc des propriétés chimiques caractéristiques de leur famille, → cette famille est caractérisée par la configuration électronique de la couche nmax pour mieux comprendre Examinons la configurations des électrons périphériques des éléments de Z=1 à Z=18 : 1ère année Médecine - Cours Chimie / les différentes familles d’atomes/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 45 Le lien clé entre le monde macroscopique (les propriétés chimiques d’un élément) et le monde microscopique (la structure électronique d’un atome) se situe au niveau des e- périphériques (ou e- de valence) 1H 2He 1s1 1s2 3Li 4Be 5 B 6 C 7N 8 O 9F 10Ne 2s1 2s2 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6 11Na 12Mg Al 13 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6 1ère année Médecine - Cours Chimie / les différentes familles d’atomes/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 46 (a) Métaux: - alcalins ns1 et alcalinoterreux ns2 (a1) - métaux de transition (bloc d) (a2) - métaux de Z élevé (a3) (a1) alcalins ns1 et alcalinoterreux ns2 alcalins ns1 Lithium Sodium Potassium Rubidium Césium Francium 3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs 87Fr 2s1 3s1 4s1 5s1 6s1 7s1 Les alcalins → éléments très électropositifs → perte facile de l’e- de valence → donne un cation monovalent stable ….. Cas particulier de l’Hydrogène ………………… 47 1ère année Médecine - Cours Chimie / les différentes familles d’atomes/ Pr A. RIDHA , 2024-2025  alcalinoterreux ns2 (colonne 2) Béryllium Magnésium Calcium Strontium Baryum Radium 4Be 12Mg 20Ca 38Sr 56Ba 88Ra 2s2 3s2 4s2 5s2 6s2 7s2 Les alcalinoterreux donnent, par perte de 2 e-, une structure ionique stable chargée 2+ qui a la même structure électronique que le gaz rare précédent. 1ère année Médecine - Cours Chimie / les différentes familles d’atomes/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 48 (a2) Métaux de transition (bloc d) Les éléments 3d 4s, 4d 5s, etc … ont tendance à donner plusieurs cations de valences différentes 49 1ère année Médecine - Cours Chimie / les différentes familles d’atomes/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 Exemple du fer: Fe: (Z=26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 ( r4s>r3d) (Ar, Z=18) ou (Ar) 3d6 4S2 symboles quantiques cases quantiques 3d 4s 4p (à remplir via TI) Fe 2+ ………………………………………………………………………. ………………………………………………………………………. Fe 3+ …………………………………………………………………………. ………………………………………………………………………….. Explications ………….. 50 1ère année Médecine - Cours Chimie / les différentes familles d’atomes/ Pr A. RIDHA , 2024-2025 (a3) Métaux de Z élevé Exemple : le plomb Pb (Z=82) Les ions lourds comme ceux du plomb donnent des ions à valences variables Pb2+, Pb4+ car ces ions sont stabilisés par l’intervention des sous-couches 4f et 5d de niveaux énergétiques proches. La configuration électronique du plomb est: (Xe) 4f14 5d10 6s2 6p2 (Xe, Z=54) Donnée: E1s< E2s