Cours de Chimie Générale PDF

REPUBLIQUE ALGERIENNE DEMOCRATIQUE ET POPULAIRE MINISTERE DE L’ENSEIGNEMENT SUPERIEUR ET DE LA RECHERCHE SCIENTIFIQUE UNIVERSITE DES FRERES MENTOURI FACULTE DES SCIENCES EXACTES DEPARTEMENT DE CHIMIE Polycopié du cours Chimie Général...

REPUBLIQUE ALGERIENNE DEMOCRATIQUE ET POPULAIRE MINISTERE DE L’ENSEIGNEMENT SUPERIEUR ET DE LA RECHERCHE SCIENTIFIQUE UNIVERSITE DES FRERES MENTOURI FACULTE DES SCIENCES EXACTES DEPARTEMENT DE CHIMIE Polycopié du cours Chimie Générale (Chimie 1) Présenté par : Bendaoud-Boulahlib Yasmina 2016-2017  Sommaire Chapitre I : Rappels et notions fondamentales 3 1. Etats de la matière 3 2. Atomes et molécules 4 2.1. Atomes 4 2.2. Masse atomique 4 2.3. Nombre Avogadro 5 2.4. Mole et masse molaire 5 2.5. Molécules 5 2.6. Masse molaire moléculaire 6 2.7. Composition massique 6 3. Les solutions 7 3.1. Définition 7 3.2. Concentration molaire 7 3.3. Concentration massique 8 3.4. Normalité 8 3.5. Molalité 9 3.6. Fraction molaire 9 3.7. Dilution d’une solution 9 Chapitre II : Structure de l’atome 10 1. L’atome 10 2. Expérience de Rutherford 11 2.1. Structure de l’atome 12 2.2. Caractéristique de l’atome 13 3. Les isotopes 14 3.1. Détermination de la masse des isotopes 14 3.2. La masse atomique moyenne 15 3.3. La cohésion du noyau 15 3.3.1. Energie de cohésion 15 3.3.2. Comparaison d’une réaction chimique par une réaction nucléaire 16 3.3.3. Unité de l’énergie d’un électron 16 3.3.4. L’énergie moyenne de liaison nucléaire 16 Chapitre III : La radioactivité 18 1. Définition 18 2. Rayonnement Alpha (α) 18 3. Rayonnement Bêta (-β) 18 4. Rayonnement Bêta (+β) 19 5. Rayonnement gamma (Ɣ) 19 6. La radioactivité naturelle des familles radioactives naturelles 19 7. La décroissance radioactive 20 8. Activité où intensité où vitesse radioactive 21 9. Période radioactive 21 10. Domaines d’application 21 Chapitre IV : Quantification de l’énergie 23 1. Théorie ondulatoire de la lumière 23 1.1. Ondes lumineuses 23 1.2. Théorie quantique (Nature corpusculaire de la lumière) 24 1.3. Effet photoélectrique 24 2. Spectre optique d’émission de l’hydrogène 25 2.1. Résultats expérimentaux 25 2.2. Interprétation du spectre 26 3. Modèle classique de l’atome 26 3.1. Modèle de Rutherford 26 3.2. Modèle de Bohr 27 3.2.1. Postulats de Bohr 27 3.2.2. Rayon de l’atome d’hydrogène 28 3.2.3. Energie de l’atome d’hydrogène 29 3.2.4. Transition entre niveaux électroniques 30 3.3. Spectre des ions hydrogénoïdes 31 3.4. Les nombres quantiques 32 3.5. Energie d’ionisation 33 3.6. Structure électrique des atomes poly-électriques 33 3.6.1. Règle de Klechkowsky 33 3.7. Règles de remplissage des orbites atomique 34 3.7.1. Principe de stabilité 34  3.7.2. Principe d’exclusion de Pauli 34 3.8. Règle de Hund 35 3.8.1. Couche de valence 35 Chapitre V : Classification périodique des éléments 36 1. Principe de la classification périodique 36 2. Lignes ou périodes 36 3. Colonnes ou groupes 36 3.1. Sous-groupes A 36 3.2. Sous-groupe B 36 4. Les différents blocs du tableau périodique 37 5. Les familles chimiques 39 5.1. Les alcalins 39 5.2. Les alcalino-terreux 39 5.3. Les halogènes 39 5.4. Les métaux de transition 40 5.5. Les gaz rares 40 5.6. La règle de l’octet 40 Chapitre VI : Thermodynamique chimique 42 1. Introduction 42 1.1. Système 42 1.2. Gaz parfait 42 2. Le travail des forces de pression (W) 43 3. Premier principe de la thermodynamique 46 4. Application du 1er principe au système chimique 47 4.1. La chaleur d’une réaction 49 4.2. Loi de Hess 49 4.2.1. Cycle de Hess 50 4.2.2. Loi de combinaison fixe de Hess 50 4.3. Effet de la température sur la chaleur de la réaction, loi de Kirchoff 51 4.4. Energie de liaison 52 4.5. Energie réticulaire 53 Chapitre VII : Liaison chimiques 54 1. La liaison ionique 54  1.1. Formation d’une liaison ionique 54 1.1.1. Formation d’une paire d’ions (état gazeux) 54 1.1.2. Facteurs favorisant la liaison ionique 55 1.1.3. Représentation de Lewis 55 2. La liaison covalente 55 2.1. Liaison par appariement électronique 55 2.1.1. Valence d’un atome 56 2.1.2. Règle d’octet 56 2.1.3. Structure de Lewis des molécules diatomiques 57 2.2. Liaisons datives 57 2.3. Structure de Lewis de molécules poly-atomiques 58 2.3.1. Pour les composés ioniques 58 2.3.2. Résonance et mésomérie 58 2.3.3. Espèces à nombre impair d’électrons 59 2.3.4. L’octet incomplet 59 2.3.5. Les octets étendus 59 2.4. Paramètre de la liaison covalente 60 2.4.1. Force de la liaison 60 2.4.2. Longueur de liaison 61 Chapitre VIII : Cinétique chimique 62 1. Définition 62 2. Vitesse de réaction 62 3. Ordre de la réaction 62 4. Molécularité 62 5. Réaction d’ordre simple 63 5.1. Réaction d’ordre zéro (0) 63 5.2. Réaction d’ordre un (1) 63 6. Détermination de l’ordre d’une réaction 63 Références bibliographique 65 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina AVANT-PROPOS Le présent polycopié de cours que je présente, dans le cadre de mon habilitation (HDR) s’adresse non seulement aux étudiants des tronc-communs Sciences alimentaire (INATAA), science de la terre, sciences biomédicales (médecine, pharmacie chirurgie dentaire), tronc- communs de la biotechnologie, tronc-communs de l’école nationale polytechnique ; etc…qui reçoivent un enseignement général de chimie ; mais également à tous ceux qui doivent connaitre les bases modernes de cette science, sans pour autant devoir en traiter chaque jour en spécialiste. Le présent cours constitue une introduction aux lois et concepts qui couvrent les propriétés de la matière et ses transformations. Bien qu’elles aient été conçues pour les étudiants qui se destinent aux sciences alimentaires, sciences biomédicales et pharmaceutiques, leur usage est évidemment possible pour qui veut accéder aux fondements de la chimie. Ce polycopié porte essentiellement sur les notions fondamentales de chimie générale (structure de la matière). Avec des étudiants de formation et de niveau souvent très différents, l’enseignant du premier cycle de l’enseignement supérieur rencontre des difficultés pédagogiques non négligeables. Pour cela, un rappel de quelques notions fondamentales (les états de la matière, les atomes et les molécules, les solutions) est nécessaire pour la compréhension du programme que ce soit en cours, en travaux dirigés ou en travaux pratiques. Les notions les plus modernes dans le domaine de la structure de la matière ont été plus détaillées dans ce cours. Ce polycopié commence par des rappels et des notions générales dans le chapitre (I) afin de faire une plate forme aux étudiants. Le chapitre (II) se rapporte à la structure de l’atome (l’atome, les isotopes, etc..) Le chapitre (III) traite de la radioactivité (réactions nucléaires, loi de décroissance radioactive, etc…). Dans le chapitre (IV), on étudie la quantification de l’énergie dans le modèle semi-atomique (dualité onde-corpuscule de la lumière, spectre optique de l’hydrogène, modèles classiques de l'atome, spectre des ions hydrogénoïdes…). Le chapitre (V) est dédié à la classification périodique des éléments où seront traités plusieurs points (principe de la classification périodique, lois et propriétés, propriétés physiques et chimiques des familles d'éléments, les familles chimiques). Le chapitre (VI) concerne l’étude de la thermodynamique chimique en passant par les propriétés des gaz parfaits, les transformations de l'état, le 1er principe et l’application du 1er principe de la thermodynamique sur les réaction chimiques, la loi de Hess et la loi de Kirchoff. Etc…... 1 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Le chapitre (VII) est consacré à la liaison chimique (la liaison ionique, la liaison covalente, structure de Lewis, la liaison dative……... Le dernier chapitre (chapitre VIII) est réservé à la cinétique chimique ou on étudie l'évolution dans le temps des systèmes réactionnels Ce polycopié de cours représente une synthèse des cours que j’ai assurés depuis mon recrutement en 2001 à ce jour au sein de plusieurs départements à l’université de Tébessa (Technologie, science exacte et sciences de la terre) et à l’université des frères Mentouri Constantine (à l’institue de l’INATAA). Programme et Contenu de la matière (chimie 1) 1- Notions générales 2- Structure de l’atome 3- Noyau et radioactivité 4- Classification périodique des éléments 5- Etat de la matière 6- Thermodynamique chimique 7- Cinétique chimique 2 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Chapitre I : Rappels et notions fondamentales La matière se trouve dans la nature sous forme de mélanges (homogène ou hétérogène), et sous formes de corps purs. La séparation des mélanges hétérogènes par l’action d’un procédé physique donne des mélanges homogènes, ces derniers peuvent de nouveau être séparés pour avoir des corps purs. Il existe plusieurs techniques de séparation des constituants d’un mélange en corps purs (distillation, décantation,…) et des constituants de corps purs composés en corps purs simples (électrolyse, radiolyse, etc). Un corps pur est caractérisé par ses propriétés chimiques ou physiques (température de fusion, température d’ébullition, masse volumique, indice de réfraction, etc…). On distingue deux catégories de corps purs : ✓ Corps purs simples constitués d’un seul type d’élément Exemple : O2, O3, H2, Fe, etc…. ✓ Corps purs composés constitués de deux ou plusieurs éléments Exemple: H2O, FeCl2, HCl, H2SO4, etc…). La matière est constituée donc de particules élémentaires : les atomes, actuellement, il y a 114 espèces d’atomes connues. Elles diffèrent par leurs structures et leurs masses. 1. Etats de la matière La matière existe sous trois formes : solide, liquide et gaz. La température et la pression jouent un rôle très important dans le changement d’état. Le passage de la matière de l’état solide à l’état liquide se fait par fusion, de l’état liquide à l’état gazeux par vaporisation et de l’état solide à l’état gazeux par sublimation. Ces transformations sont illustrées par la Figure 1 ci-dessous : Figure 1. Les états de la matière et ses transformations. 3 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina 2. Atomes et molécules 2.1. Atomes La notion d’atome remonte à 400 ans avant J.C., apparaissant dans les écrits de Démocrite, un philosophe grec, mais les premières preuves expérimentales de l’existence des atomes ont été rassemblées en 1805 par Dalton : ✓ Loi des proportions définies énoncée par Joseph Proust, selon laquelle lorsque deux ou plusieurs corps simples s'unissent pour former un composé défini, leur combinaison s'effectue toujours selon un même rapport pondéral. Cette loi constitue, avec la loi des proportions multiples, la base de la stœchiométrie en chimie. ✓ Loi de conservation de la masse au cours d’une réaction (Lavoisier « lors d’une réaction chimique, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits formés »). Lavoisier émit son hypothèse atomique, suggérant que la matière est constituée d’atomes et qu’un élément est caractérisé par des atomes de même masse. Lors d’une réaction chimique, les atomes ne sont ni créés, ni détruits ; ils se recombinent. Ses travaux lui permirent d’élaborer une échelle des masses atomiques relatives avec quelques erreurs dues à des mauvaises formulations des composés chimiques, par exemple il considéra que la formule de l’eau était HO conduisant à une masse 2 fois trop petite pour l’oxygène. L’atome est une quantité de matière infiniment petite (un diamètre d≈1Å et une masse m≈10-26 kg). Exemple : L’atome de carbone C a un diamètre d de (d=1,8A°) et une masse m de (m ≈ 2. 10-26 kg). Un élément chimique X est une espèce donnée d’atomes. Il est caractérisé par un numéro atomique Z et un nombre massique A, est désigné par une abréviation appelée symbole 𝑨 𝒁 𝑿. Exemple : L’hydrogène (Z=1, A=1, symbole 𝟏𝟏𝑯) ; le carbone (Z=6, A=12, symbole 𝟏𝟐𝟔𝑪; le Silicium 𝟐𝟖 (Z=14, A=28, symbole 𝟏𝟒𝑺𝒊); etc… 2.2. Masse atomique Avant la découverte du spectromètre de masse par Aston en 1927, il était impossible de déterminer la masse d’un atome. Cependant, on savait que l’hydrogène était l’élément le plus léger et donc arbitrairement, on considéra que la masse de l’hydrogène (H) était de 1 u.m.a (unité de masse atomique). Les masses des autres éléments étaient déduites notamment de la mesure des densités et des masses volumiques des gaz avec l’hypothèse 4 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina que des volumes égaux des gaz contiennent le même nombre de molécules à température et pression identiques (Hypothèse d’Avogadro). Exemple : Calcul de la masse relative de l’oxygène par Avogadro en 1811 : Densité de O2 = 1,10359 (mesurée par gay-Lussac) Densité de H2 = 0,07321 1,10359 Masse atomique de l’oxygène O: MmO = × 1 𝑢𝑚𝑎 = 15,0743 u.m.a. 0,07321 2.3. Nombre Avogadro La constante d’Avogadro est le nombre d’entités élémentaires contenues par mole de ces mêmes entités. Le symbole de la constante d’Avogadro est NA et son unité est mol-1. Le calcul du nombre d’atomes dans 12 g de carbone donne : (Les unités pour la relation suivante) 12 𝑁𝐴 = = 6,02288 × 1023 1.9926 × 10−23 La valeur approchée du nombre d’Avogadro est: NA= 6,022 x 1023 mol-1 2.4. Mole et masse molaire Les masses des atomes sont toutes très petites (entre 10-24 et 10-26 kg) et donc peu pratiques à utiliser dans le monde macroscopique. La mole (mol) est l’unité que les chimistes utilisent pour exprimer un grand nombre d’atomes. On définit une mole comme étant le nombre d’atomes qu’il y a dans 12g de carbone 12. Le nombre d’atomes dans une mole est appelé Nombre d’Avogadro (NA = 6.023 × 1023 mol-1). La masse molaire (M) est la masse d’une mole d’atomes. L’unité de masse atomique est le 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12. 1 1 12 1 𝑢𝑚𝑎 = × 𝑀𝑚( 126𝐶) = × 12 12 𝑁𝐴 1𝑢𝑚𝑎 = 1,6605 × 10−24 𝑔 Exemple : MmNa = 3,8 x10-23g => MNa = m x N = 23 g/mol. 2.5. Molécules Une molécule est une union de deux ou plusieurs atomes liés entre eux par des liaisons. C’est la plus petite partie d’un composé qui a les mêmes propriétés que le composé. Exemples : H20, H2, HCl, H2SO4, etc…. 5 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina 2.6. Masse molaire moléculaire La masse molaire moléculaire est la masse d’une mole de molécules. Elle est égale à la somme des masses atomiques des éléments qui la constituent. Exemple : MNaOH = MNa + MO + MH = 40 g/mol 40 Et la masse d’une molécule NaOH est MmNaOH = 𝑁 = 6,6x10-23 g = 40 u.m.a. 𝐴 Une réaction chimique est en fait un échange d'atomes entre les molécules dans des conditions expérimentales définies. Les molécules peuvent être constituées uniquement de deux atomes (par exemple, le dioxygène est composé de deux atomes d'oxygène) ou de plusieurs millions d'atomes, cas d’une macromolécule (exemples : molécule de cellulose ou du Nylon). Figure 2. Deux macromolécules 2.7. Compositions massique La composition massique d’un composé chimique est donnée par : la division de la masse du composant (l'élément, molécule où soluté) par la masse totale du mélange (composé ou solution). Le pourcentage massique indique le pourcentage de chaque élément contenu dans un composé chimique. Exemple 1 : Dans l’eau le pourcentage massique en oxygène et en hydrogène sont respectivement 88,8% et 11,2% Exemple 2 : Un gaz contient 81,1% de bore et 18,9% d’hydrogène ; sachant que sa masse molaire est de 53,32g/mol et les masses molaires du bore et de l’hydrogène sont respectivement (MB = 10,811 g/mol et MH = 1g/mol). On suppose le gaz est d’une formule brute de BxHy. La masse molaire du gaz est : 6 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina 𝑀𝑔𝑎𝑧 = 53,32 = 𝑥. 10,811 + 𝑦. 1 81,1 × 53,32 18,9 × 10−2 × 53,32 𝑥= 𝑒𝑡 𝑦 = 10,811 1 On obtient 𝑥 = 3,999 𝑒𝑡 𝑦 = 10,07 La formule moléculaire du gaz est donc B4H10. 3. Les solutions 3.1. Définition Une solution est obtenue par dissolution d’une espèce chimique (soluté) dans un solvant. L’espèce chimique dissoute s’appelle le soluté ; il peut être sous forme solide, liquide ou gaz. Après dissolution, le soluté peut être sous forme d’ions ou sous forme de molécules. Une solution est dite aqueuse si le solvant est l’eau. Exemple : L’obtention d’un verre d’eau sucré exige la dissolution d’un morceau de sucre dans l’eau. Le sucre constitue le soluté, tandis que l’eau joue le rôle de solvant. Une solution est dite saturée quand le solvant ne peut plus dissoudre le soluté. 3.2. Concentration molaire La concentration molaire d’une espèce chimique en solution est la quantité de matière de soluté par litre de solution. La concentration molaire d’une espèce chimique A se note CA ou [A]. Elle s’exprime en mol.L-1. 𝑛𝐴 𝑛𝐴 𝐶𝐴 = 𝑜𝑢 [𝐴] = 𝑉𝑠𝑜𝑙 𝑉𝑠𝑜𝑙 Avec n : nombre de mole de l’espèce chimique en mole (mol), Vsol volume de la solution en litres (L), CA ou [A] concentration en mole par litre (mol.L-1). Exemple : Afin de sucrer une tasse contenant 150 mL de thé, on ajoute un morceau de sucre de 6,0 g. Le sucre est constitué majoritairement de saccharose de formule C12H22O11 de masse molaire M=342,0 g.mol-1. La concentration molaire en saccharose est [C12H22O11] m(𝐶12 H22 O11 ) 6 La quantité de matière en sucre est : n(𝐶12 H22 O11 ) = = = 1,75 × 10−2 M (𝐶12 H22 O11 ) 342 mol Si le volume du sucre est négligeable Vsolution = Vsolvant n(𝐶12 H22 O11 ) [𝐶12 H22 O11 ] = = or Vsol = 150 mL = 0,15 𝐿 Vsolution [𝐶12 𝐻22 𝑂11 ] = 1,169 × 10−1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 7 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina 3.3. Concentration massique La concentration massique d’une espèce chimique en solution est la masse de soluté présente par litre de solution. La concentration massique se note Cm, elle s’exprime en g.L-1. 𝑚é𝑠𝑝è𝑐𝑒 𝐶𝑚 = 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 Avec Cm est exprimé en g.L-1, méspeces est exprimé en g et Vsolution en L Lorsque la concentration molaire est connue, on peut également calculer la concentration massique par la relation : 𝑛𝐴 𝑚𝐴 𝑚𝐴 𝐶 𝑚𝐴 𝑐𝐴 = 𝑉𝑠𝑜𝑙 𝑒𝑡 𝑐𝑚 = 𝑉𝑠𝑜𝑙 𝑜𝑟 𝑛𝐴 = 𝑀 =˃ 𝐶𝑚 = 𝑛𝐴 = M = Cm = CA × 𝑀 𝐴 Avec Cm en g.L-1 ; CA en mol.L-1 ; M en g.moL-1. Exemple : Afin de préparer une solution de diiode (I2), on dissout une masse m = 50,0mg de cristaux de diiode (I2) dans 75,0mL de cyclohexane. La concentration massique du diiode dans le cyclohexane est : 𝑚𝐴 (𝐼2 ) 𝐶𝑚 = 𝑉𝑠𝑜𝑙 𝑚𝐴 (𝐼2 ) = 50. 10−2 g et 𝑉𝑠𝑜𝑙 = 75𝑚𝐿 𝐶𝑚 = 6,67 × 10−1 g.L-1 3.4. Normalité La normalité (N) est le nombre d’équivalent-grammes par litre de solution. 𝒏𝒂𝒒−𝒈𝒓 𝑵= (éq-gr.L-1) 𝑽 𝒎 𝒏é𝒒−𝒈𝒓 = é𝒒 − 𝒈𝒓 𝑴 𝒎 éq-gr = => 𝒏é𝒒−𝒈𝒓 = 𝒁 × 𝑴 𝒁 𝒏é𝒒−𝒈𝒓 = 𝒁 × 𝒏 Donc : La normalité est définie comme la concentration molaire CM multipliée par un facteur d'équivalence (Z). Depuis la définition du facteur d'équivalence dépend du contexte (réaction qui est à l'étude). 𝑁 = 𝐶𝑀 × 𝑍 Z en équilibre acido-basique est le nombre des ions H+ ou OH- échangés Z en équilibre oxydo-réduction est le nombre d’électrons échangés 8 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina 3.5. Molalité La molalité d'une solution (bi) est définie comme la quantité d'un constituant ni (en moles) divisée par la masse du solvant msolvant (Pas la masse de la solution). La molalité s'exprime en moles par kilogramme (mol/kg). On indique à la molalité d’un constituant (i) par le symbole (bi) pour ne pas confondre avec le symbole de la masse (m). 𝑛𝑖 𝑏𝑖 = 𝑚𝑠𝑜𝑙𝑣𝑎𝑛𝑡 3.6. Fraction molaire Si on considère n1 moles de solvant et n2 moles de soluté, les fractions molaires du solvant et du soluté sont respectivement x1 et x2: 𝑛1 𝑛2 𝑥1 = et 𝑥2 = 𝑛1 + 𝑛2 𝑛1 + 𝑛2 Donc pour généraliser, on peut écrire : 3.7. Dilution d’une solution Diluer une solution, c’est obtenir une nouvelle solution moins concentrée que la solution initiale, en ajoutant du solvant. La solution initiale se nomme solution mère et la solution diluée se nomme la solution fille. Au cours d’une dilution, la quantité de matière de l’espèce chimique dissoute ne varie pas : nmère = nfille or nmère = C0V0 et nfille = C1V1 D’où : C0V0 = C1V1 Exemple : Pour préparer un volume V1 = 100 ml d’une solution fille d’hydroxyde de potassium de concentration C1 = 2,5.10-3mol.L-1, à partir d’une solution d’hydroxyde de potassium mère de concentration C0 = 5,0.10-2mol.l-1, il faut prélever un volume V0 de la solution mère 𝐶1 × 𝑉1 égale à: n0 = n1 donc : C0V0 = C1V1 =˃ V0 = donc V0 = 5× 10−3 𝐿 𝐶0 Il faut donc prélever 5 mL de la solution mère et compléter le volume à 100 mL. 9 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Chapitre II : Structure de l’atome Les chimistes ont mis en évidence une centaine d’éléments qui, tels que l’oxygène ou l’hydrogène, entrent dans la composition de la matière. Les savants du XIXème siècle, en mettant en évidence les lois pondérales de la chimie, ont établi une échelle où tous les éléments connus se classent par nombre de masse. En choisissant arbitrairement l’unité pour l’élément le plus léger (H1), tous les éléments se voient alors attribuer un nombre de masse bien défini. La chimie moderne a montré que ces propriétés sont dues à l’existence des atomes. Chaque élément correspond à une espèce d’atomes ou à une famille d’isotopes ayant une masse donnée. 1. L’atome Vers le 15e siècle, des savants commencèrent à progresser dans la connaissance de la matière et à mettre en doute les concepts aristotéliciens du monde et de la matière. Robert Boyle (1627-1691), chimiste anglais, la matière était faite de quelques substances simples appelées éléments. Dans les années 1780, A. L. Lavoisier (1743-1794) réussit à décomposer l'oxyde de mercure et énonça la loi de la conservation de la masse : "Rien ne se perd, rien ne se crée, mais tout se transforme". Lorsqu'en 1803, le chimiste britannique J. Dalton (1766-1844) étudia les réactions chimiques, il fonda sa théorie sur l'existence de petites particules insécables, les atomes. La théorie atomique de Dalton ne fut pas acceptée tout de suite dans la communauté scientifique. Elle ne découlait pas d'une observation expérimentale directe comme les lois précédentes, elle était plutôt le fruit d'une déduction logique. Personne n’avait jamais vu d'atomes... alors comment y croire? J. J. Thomson (1856 - 1940) qui découvrit l'électron en 1897, a proposé un modèle, dans lequel il compare l'atome à une boule de matière de charge électrique positive, « piquée » d'électrons, particules de charge négative (Figure 3). Dans un matériau solide comme l'or, ces sphères seraient empilées de façon à occuper un volume minimal. Millikan, par simple mesure de vitesse par le rapport de la distance parcourue sur le temps mis pour la parcourir sur une gouttelette d'huile qu'il ionisait en l'irradiant par rayons X, observa expérimentalement que les valeurs d'ionisation étaient toutes multiples entières de e=1,592×10−19 C, constante que l’on connaît aujourd’hui sous le nom de charge élémentaire (avec une valeur mise à jour légèrement différente : e=1,60217646×10−19 C) et que l’on note traditionnellement e ; cette expérience s'est avérée être la première preuve de la quantification de la charge électrique qui est strictement toujours un multiple entier positif ou négatif de cette valeur fondamentale e. 10 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Figure 3. Le modèle de l’atome de Thomson. Toute matière est constituée de particules élémentaires indivisibles lors des transformations chimiques. Ces particules microscopiques simples, qui ne peuvent être fractionnées, indestructibles sont appelées les atomes. Ces atomes sont désignés par des symboles avec une lettre majuscule où deux lettres dont la première est en majuscule et la deuxième en minuscule pour différencier entre les éléments qui commence par la même lettre (H, C, Cl, N, Ne, O, F, Fe…..) et ont des propriétés physiques et chimiques propres et ils constituent les éléments de la matière. 2. Expérience de Rutherford Lord E. Rutherford, (1871-1937), physicien britannique, fut, en 1908, lauréat du prix Nobel de chimie pour ses découvertes sur la structure de l'atome. En 1909, E. Rutherford réalise une expérience décisive pour la connaissance de la structure de l'atome en bombardant une mince feuille d'or avec des particules neutres. Il observa que la plupart des particules traversaient la feuille sans être déviées, alors que certaines étaient détournées. Rutherford vient juste de montrer que les particules α émises par certaines sources radioactives sont des ions hélium (He2+) (atomes d'hélium ayant perdu 2 électrons). Lors de son expérience, il bombarde une feuille d'or de très faible épaisseur (0,6 µm) par des particules α émises par une source de radium. Les taches qui apparaissent sur un écran fluorescent lui permettent de connaître la trajectoire suivie par les particules (Figure 4) Rutherford constate alors que la grande majorité d'entre elles traversent la feuille d'or sans être déviées, la tache lumineuse principale observée sur l'écran garde en effet la même intensité avec ou sans feuille d'or. Quelques impacts excentrés montrent que seules quelques-unes sont déviées. D'autres (1 sur 2.104 à 3.104) semblent renvoyées vers l'arrière. En 1911, après une longue réflexion, Rutherford propose un nouveau modèle, dans lequel l'atome est constitué d'un noyau chargé positivement, autour duquel des électrons, chargés négativement, sont en mouvement et restent à l'intérieur d'une sphère. Le noyau est 104 à 105 fois plus petit que l'atome et concentre l'essentiel de sa masse. L'atome est donc essentiellement constitué de vide. 11 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Figure 4. Le schéma de l’expérience de Rutherford 2.1. Structure de l'atome D’après Rutherford, tous les atomes sont composés d'un noyau central chargé positivement. Le noyau contient deux types de particules ingrédients: ▪ protons chargés positivement (+) ▪ neutrons qui sont neutres. Autour de ce noyau gravitent des électrons chargés négativement et répartis en différentes couches suivant leur niveau d'énergie. Les électrons sont de charges négatives, pour compenser la charge positive des protons et ainsi rendre l'atome électriquement neutre. On trouve ainsi dans un atome le même nombre de protons et d'électrons. Un élément est caractérisé par le nombre de protons dans le noyau : c’est le numéro atomique Z et le nombre de nucléons (protons + neutrons) définit le nombre massique A. Exemple : Le noyau de l'hydrogène est constitué d'un seul proton. Le noyau d'hélium est constitué de 2 protons et 2 neutrons. Les ions sont en fait des atomes ayant gagné ou perdu des électrons, ils sont ainsi chargés négativement (anions) où positivement (cations). La Figure (5) suivante illustre l’atome dans le modèle de Rutherford. Figure 5. L’atome dans le modèle de Rutherford. 12 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina 2.2. Caractéristiques de l’atome Toute la masse de l'atome est concentrée dans le noyau, car la masse des électrons est négligeable. Masse de l’électron : 9,1.10-31 kg ; Masse du proton : 1,673.10-27 kg Masse du neutron : 1,675.10-27 kg ; Donc : mn ≈ mp = 1836 me La charge totale de l’atome est nulle car: ▪ charge d'un proton = - charge électrons ▪ Nombre de protons = nombre d’électrons ▪ |𝑒| = 1,6. 10−19 𝐶 Les électrons assurent donc la neutralité électrique de l'atome. Atome = électrons + noyau ; noyau = protons + neutrons Electron : charge électrique négative |e|=1,6.10-19 C ; Proton : charge électrique positive ; Neutron : électriquement neutre Le diamètre d’un atome est de l’ordre de 10-10 m (1 Å) ; le diamètre d’un noyau est de l’ordre de 10-15 m. Remarques : Pour une espèce d’atome 𝑨 𝒁𝑿 Une espèce donnée de noyau s’appelle un nucléide (nuclide) : 𝑨𝒁𝑿 Les A et Z sont des entiers. Ils caractérisent un atome ou son noyau. Le nombre de protons Z fixe la charge du noyau Le nombre de nucléons A fixe la masse du noyau La charge totale du noyau : +Ze La charge totale des électrons : -Ze 3. Les isotopes Deux atomes dont le noyau compte le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons sont dits « isotopes » de l'élément chimique défini par le nombre de protons de ces atomes. Parmi les 118 éléments observés, seuls 80 ont au moins un isotope stable (non radioactif) : tous les éléments de numéro atomique inférieur ou égal à 82, c'est- à-dire jusqu'au plomb 82Pb, hormis le technétium 43Tc et le prométhium 61Pm. Parmi ceux- ci, seuls 14 n'ont qu'un seul isotope stable (par exemple le fluor, constitué exclusivement de l'isotope 19F), les 66 autres en ont au moins deux (par exemple le cuivre, dans les proportions 69 % de 63Cu et 31 % de 65Cu, ou le carbone, dans les proportions 98,9 % de 12C et 1,1 % de 13C). 13 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Les isotopes sont donc des éléments qui ont le même nombre Z mais des nombres de A différents. Ils ont les mêmes propriétés chimiques, mais ils ont un nombre massique A différents. Exemples : 16 17 18 On peut citer comme exemples les isotopes de l’oxygène et du chlore : 8𝑂; 8𝑂; 8𝑂; 35 37 17𝐶𝑙; 17𝐶𝑙; … 3.1. Détermination de la masse des isotopes Dans un spectromètre de masse, un gaz est bombardé par des électrons de manière à créer des ions chargés positivement par éjection d’un ou plusieurs électrons. Ces ions sont accélérés par un champ électrique puis déviés plus ou moins fortement suivant leur masse par un champ magnétique. Un détecteur permet de visualiser le point d’impact de l’ion et donc d’en déduire sa masse avec une très grande précision. On peut séparer les isotopes d’un élément et mesurer leurs abondances en utilisant un compteur de particules (spectromètre de masse) (Figure 6). Figure 6. Schéma de fonctionnement d’un spectromètre de masse. Un grand nombre d’éléments existe à l’état naturel sous forme d’un mélange d’isotopes dont la masse moyenne de cet élément est relative aux masses des différents isotopes et leurs abondances. Les exemples sont mentionnés dans le tableau (1). Tableau 1 : Quelques isotopes naturels, leurs abondances et les masses correspondantes. L’élément L’isotope L’abondance (%) La masse (u.m.a) Hydrogène 1 99,98 1,00782503207 1𝐻 2 0,015 3,0160492777 1𝐻 12 Carbone 6𝐶 98,93 12 13 1,07 13,003354 6𝐶 14 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Chlore 35 75,77 34,968852 17𝐶𝑙 37 24,23 36,965902 17𝐶𝑙 Remarques: Un élément chimique (X) est caractérisé par son numéro atomique Z, Les isotopes sont les éléments qui ont le même numéro atomique Z Les isobares sont les éléments qui ont le même nombre de masse A Les isotones sont les éléments qui ont le même nombre de neutrons N 3.2. La masse atomique moyenne La masse atomique est la masse moyenne d'un élément et qui prend en compte l'ensemble des isotopes de cet élément. Bien que tous les isotopes possèdent le même nombre de protons et d'électrons, chaque isotope possède un nombre de neutrons spécifique. Le calcul de la masse atomique prend aussi en compte les abondances globales des isotopes à partir desquelles est calculée une moyenne pondérée. (𝑴𝟏 × 𝑨𝒃𝒐𝒏𝒅𝒂𝒏𝒄𝒆 + 𝑴𝟐 × 𝑨𝒃𝒐𝒏𝒅𝒂𝒏𝒄𝒆 + 𝑴𝟑 × 𝑨𝒃𝒐𝒏𝒅𝒂𝒏𝒄𝒆) 𝑴𝒂𝒔𝒔𝒆 𝒎𝒐𝒚𝒆𝒏𝒏𝒆 = 𝟏𝟎𝟎 M1 = masse de l’isotope 1 ; M2 = masse de l’isotope 2; et M3 = masse isotope 3. Exemple : Le magnésium se trouve dans la nature sous forme de trois isotopes 24Mg, 25Mg, 26Mg avec des abondances de 78,60%, 10,11%, 11,29% respectivement, et les masses des isotopes sont : M(24Mg) = 23,985045u.m.a ; M(25Mg) = 24,985840u.m.a ; M(26Mg) = 25,982591u.m.a Mmoy = 23,985045 x 0,786 + 24,985840 x 0,1011 + 24,985840 x 0,1129 = 24,312 u.m.a La masse moyenne est calculée en u.m.a La masse atomique est calculée en gramme et les deux sont égales. 3. 3. La cohésion du noyau 3.3.1. Energie de cohésion On sait que les protons chargés positivement sont concentrés dans le noyau sans se repousser entre eux, pour comprendre ça il faut connaitre l’énergie de liaison nucléaire. Si on considère la formation d’un noyau d’hélium (He) à partir des nucléons selon la réaction: 2 11𝑝 + 2 10𝑛 − −−→ 42𝐻𝑒 La masse de l’hélium à partir des masses des nucléides est : 2x 1,007278 +2x1,008665 = 4,031886 u.m.a. 15 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Mais la masse réelle de l’hélium est égale à 4,001503 u.m.a Donc on a une perte de masse : Δm = 4,031886 – 4,001503 Δm = 0,030383 u.m.a La formation du noyau de l’hélium est accompagnée par un dégagement important d’énergie, les constituants eux même présentent cette énergie sous forme d’une fraction de sa masse selon la relation d’Einstein : ΔE = Δm.C2 C : vitesse de la lumière ΔE : c’est l’énergie de liaison du noyau, elle assure la cohésion du noyau. 3.3.2. Comparaison d’une réaction chimique et une réaction nucléaire La formation d’un noyau d’hélium libère une énergie ΔE ΔE = 0,030385x 1,6605.10-27×(3.108)2 => ∆𝐸 = 4,54.10-12Joules. La formation d’une mole de noyau d’hélium libère ∆𝐸′ ∆𝐸′ = 4,54.10-12 x 6,023.1023 = 27,34.1011Joules => ∆𝐸 ′ = 6,54.108Kcal La combustion d’une mole de carbone (12g) libère une énergie ΔE = 94,1Kcal. Donc la formation d’une mole d’He (4 g) nécessite en point de vue énergétique la combustion de 83,4 tonnes de charbon. 3.3.3. Unité d’énergie d’un électron : électronvolt (eV) L’électronvolt c’est l’énergie gagné par un électron sous une différence de potentiel de 1 volt. 𝐸 = 𝑞. 𝑈 1 eV = charge d’électron x d.d.p = 1,6.10-19 C.1V 1eV = 1,6.10-19 joule et 1MeV = 106 eV Donc la formation d’un noyau d’hélium est accompagnée d’une perte d’énergie égale à 4,54. 10−12 ∆𝐸 = 1,6. 10−19 ΔE = 2,837.107 eV et ΔE =28,37 MeV 3.3.4. L’énergie moyenne de liaison nucléaire L’énergie moyenne de liaison nucléaire ∆𝐸𝑚𝑜𝑦 est l’énergie d’un atome ΔE divisé par le nombre de nucléons. Les noyaux qui ont une énergie moyenne de liaison par nucléon entre 6 et 9Mev sont stables, la stabilité est plus grande quand l’énergie moyenne de liaison par nucléon est plus élevée. Les isotopes (éléments) qui ont une énergie moyenne de liaison par nucléon est faible sont instables et on dit qu’ils sont radioactifs. 16 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Exemple : Pour le noyau d’hélium, ΔE =28,37 MeV 28,37 ∆𝐸𝑚𝑜𝑦 = 4 Donc : ∆𝐸𝑚𝑜𝑦 = 7,09𝑀𝑒𝑉. 17 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Chapitre III : La radioactivité La radioactivité est la propriété naturelle de certains noyaux atomiques à émettre de façon spontanée un rayonnement. Cela correspond à une recherche spontanée de stabilité nucléaire. Cette émission de rayonnement accompagne le phénomène de désintégration radioactive, qui transforme le noyau de l'élément "père" (X) en noyau fils (Y). Ainsi, le noyau d'un isotope radioactif va se transformer spontanément en un noyau d'un isotope plus stable du même élément, ou bien encore en un noyau d'un isotope d'un autre élément chimique. 1. Définition On appelle radioactivité la transformation de noyaux atomiques au cours desquelles un rayonnement est émis. Ces rayonnements sont par exemple ✓ des rayons gamma (ᵞ) constitués de photons de très grande énergie (très grande fréquence); ✓ des particules matérielles: rayons alpha, composés de noyaux 42He (ou 42α); rayons béta, composés d'électrons 0-1e ou (0-1β-) ou de rayons 01e̅݁ positrons (= antiélectrons) (01β+) 1 neutrons 0n protons 11P La radioactivité naturelle est l’intégralité des éléments présents sur terre celle qui existe dans la nature. La radioactivité artificielle est celle obtenue par bombardement de noyaux atomiques par des particules (neutrons, protons, particules (α), électrons, positrons, …). En fonction de la nature du rayonnement émis, on peut distinguer : 2. Rayonnement alpha (α) Certains noyaux lourds (N+Z > 200) émettent des particules alpha (ou noyaux d’hélium). Equation bilan : 𝑨 𝒁𝑿 → 𝑨−𝟒 𝒁−𝟒𝒀 + 𝟒𝟐𝑯𝒆+𝟐 + 𝟎𝟎Ɣ On observe l'émission d'un noyau d'hélium (constitué de deux neutrons et de deux protons). Il y a en parallèle émission d'un photon (Ɣ). X: noyau père. Y: noyau fils. Le radium 226 ainsi que l'uranium 238 sont des émetteurs alpha. 3. Rayonnement bêta (-β) Les noyaux avec un surplus de neutrons émettent un électron (𝑒 − ) (ou négaton) qui provient de la décomposition d’un neutron en un proton et un antineutrino suivant l’équation : 18 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina 𝑨 𝒁𝑿 → 𝑨 𝒁+𝟏𝒀 + −𝟏𝟎𝒆− + 𝟎𝟎ῡ + 𝟎𝟎Ɣ En parallèle de cette réaction, il y a émission d'un photon (Ɣ). Un neutron se transforme en proton. Néanmoins, le noyau garde le même nombre de nucléons et donc la masse atomique ne change pas. Le potassium 40 est un émetteur bêta moins. Ce type de radioactivité est la plus fréquente. 4. Rayonnement bêta (+β) Les noyaux avec trop de protons (ou trop peu de neutrons) émettent un positron qui provient de la décomposition d’un proton en un positron, un neutron et un neutrino. Il y a en parallèle émission d'un photon (Ɣ). 𝑨 𝒁𝑿 → 𝑨 𝒁−𝟏𝒀 + 𝟎𝟏𝒆+ + 𝟎𝟎ʋ + 𝟎𝟎Ɣ Néanmoins, le noyau garde le même nombre de nucléons et donc la masse atomique ne change pas. L'iode 122 est un émetteur bêta plus. 5. Rayonnement gamma (Ɣ) Les rayonnements (α) et (β) sont tous deux accompagnés de l’émission d’un rayonnement (Ɣ) qui correspond à l’émission de photons de longueur d’onde dans le vide comprise entre 10-14 et 10-12 m. La capture d'un neutron par un noyau est un autre type d'évènement entraînant un rayonnement de type gamma (Ɣ) 6. La radioactivité naturelle et les familles radioactives naturelles La radioactivité naturelle est une désintégration spontanée du noyau en donnant un noyau radioactif ou stable et diverses radiations. Elle provient des rayons cosmiques (17% ), du gaz radon (sous-produit de désintégration de l’uranium (50%)), du sol (granit 20%) et du corps humain lui-même (désintégration de 146𝐶 et de 40 19𝐾 (13%)). Quand la désintégration donne un noyau radioactif, il se désintègre en donnant à son tour un noyau qui peut être radioactif et ainsi de suite. IL y a alors une série de nucléides qui apparaissent l’un après l’autre et l’ensemble constitue une famille radioactive. On distingue alors trois familles radioactives: 1- La famille de l’uranium dans laquelle A = 2n + 2 (n nombre entier), 238 234 234 234 0 234 92𝑈 − −→ 90𝑇ℎ + 42𝐻𝑒 ; 90𝑇ℎ − −→ 91𝑃𝑎 + −1𝑒 ; 91𝑃𝑎 →⋯ 206 →⋯ 82𝑃𝑏 2- La famille de l’actino-uranium dans laquelle A = 4n + 3 (n nombre entier), 3- La famille du thorium dans laquelle A = 4n (n nombre entier) ; 19 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina 232 228 234 0 206 90𝑇ℎ − −→ 88𝑅𝑎 + 42𝐻𝑒 ; 89𝐴𝑐 + −1𝑒 →⋯ →⋯ 82𝑃𝑏 Dans chacune de ces trois familles, on aboutit à un isotope stable de Pb ( 206 82𝑃𝑏), Figure 5 : Schéma de dégradation radioactive naturelle du Th. 7. La décroissance radioactive Soit la désintégration radioactive : A*----→ B ou B est stable. Expérimentalement, on peut compter le nombre de particules émises par unité de temps. 𝒅𝑵 Ce nombre est égal à : - 𝒅𝒕 Ou : - dN est la variation du nombre de noyaux radioactifs A* pendant le temps dt (temps très court) : N : c’est le nombre de noyaux instables (radioactifs) présent à l’instant t. 𝒅𝑵 La variation de - (vitesse de décroissance ou désintégration) en fonction de N est une loi 𝒅𝒕 linéaire. 𝒅𝑵 - = 𝝀.𝑵 𝒅𝒕 Ou : 𝝀 est la concentration radioactive ou de décroissance en (s-1) ou (min-1), ….etc. C’est une constante pour un isotope donné, elle le caractérise. L’intégration de cette équation donne : - à t = 0, on a N = N0 - à t ≠ 0, on a N = Nt, 𝒅𝑵 𝒅𝑵 On aura : = − 𝝀. 𝑵, = −𝝀. 𝒅𝒕 𝒅𝒕 𝑵 20 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Donc : 𝑵𝒕 = 𝑵𝟎 × 𝒆(−𝝀.𝒕) 8. Activité où intensité où vitesse radioactive (A) C’est le nombre de désintégrations par unité de temps. 𝑑𝑁 𝒅𝑵 A = − 𝑑𝑡 = 𝜆𝑁, 𝑑𝑜𝑛𝑐 − = 𝝀. 𝒅𝒕 𝑵 L’unité de l’activité radioactive est le Becquerel (Bq) ou Désintégration par seconde (dps): - le Becquerel (Bq) et 1Bq = 1(dps). - désintégration par seconde (dps) - Curie (Ci) et Ci = 13.7.1010Bq (ce qui correspond à l’activité d’un gramme de radium). 9. Période radioactive La période ou temps de demi-vie d’un noyau radioactif (T) est le temps au bout duquel la moitié des noyaux radioactifs présents à t=0 est désintégrée (Figure 6). Figure 6. Courbe de désintégration radioactive 𝑁0 𝒍𝒏𝟐 𝟎,𝟔𝟗𝟑 T = t1/2, Nt = ; T= = 2 𝝀 𝝀 La période ou le temps de demi-vie (T) ne dépend pas du nombre initial de noyaux, de la température ou de la pression. Elle caractérise un radioélément. 10. Domaines d’application Domaine de l’armement : missiles nucléaires, bombe atomique, etc… Source d’énergie (production de l’électricité) Médecine (l’iode radioactif est utilisé dans l’examen scintigraphique de la thyroïde, irradiations de tumeurs, etc…) Traceurs radioactifs pour le contrôle de nombreux procédés de fabrication industriels. Carbone 14 pour la datation d’objets anciens (jusqu’à environ 40 000 ans). 21 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Datation en archéologie : L’isotope carbone 14 (C-14) est radioactif (β-) avec une demi-vie de 5730 années. Le carbone 14 ( 146𝐶) est créé dans l’atmosphère par bombardement par rayons cosmiques. Il est ensuite absorbé par les plantes sous forme de dioxyde de carbone. A la mort des plantes, l’absorption cesse et le carbone C-14 se désintègre au cours du temps. L’activité radioactive est utilisée dans le domaine juridique pour déterminer la date de décès des victimes. Exemple : Dans un échantillon de carbone prélevé sur une momie, l’activité du C-14 a diminuée à la valeur 60 % de la valeur initiale. Calculer la date de la mort de la personne. −𝑙𝑛2𝑡 𝑙𝑛0.60 On a : 𝐴 = 0.6. 𝐴0 = 𝐴0 𝑒 𝑇 et 𝑡 = −𝑇. = 4222𝑎𝑛𝑠 𝑙𝑛2 22 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Chapitre IV : Quantification de l’énergie Le modèle actuel de l’atome est un modèle nucléaire comme celui de Rutherford : la masse se concentre dans un petit noyau central. Le noyau atomique a un diamètre 10 4 fois plus petit que celui de l’atome. Par contre, on ne parle plus de trajectoire électronique au sens de la mécanique classique mais d’un « nuage électronique ». Cependant, il est intéressant de voir comment le modèle atomique a évolué au cours du temps en fonction de l’avancement des recherches. Il est d’ailleurs possible qu’un modèle quelque peu différent naisse dans quelques temps. 1. Théorie ondulatoire de la lumière 1.1. Ondes lumineuses Il est admis que la lumière est une association de champs électrique et magnétique qui se propageant dans l’espace avec un mouvement ondulatoire (Figure 7). Ces ondes électromagnétiques ou lumineuses se propagent dans l’espace à une vitesse constante C (célérité de la lumière) égale à 3.108 m.s-1. Chacune de ces ondes est caractérisée par sa 𝟏 longueur d’onde 𝝀 = C.T ou son nombre d’onde ῡ = 𝝀. La période T est le temps au bout duquel le vecteur vibrant (𝐸⃗ 𝑒𝑡 𝐵 ⃗ ) retrouve le même module et dans la même direction. Le nombre de longueur d’onde parcourue par seconde est la fréquence ν de la lumière est 𝑪 𝟏 donné par : ν=𝝀=𝑻 Figure 7. Schéma d’une onde électromagnétique ou lumineuse Le spectre électromagnétique se compose de l’ensemble des ondes lumineuses où la fréquence ν peut prendre toutes les valeurs de façon continue. Le spectre visible, n’est qu’une petite partie du spectre complet des radiations électromagnétiques (Figure 8). Il représente la partie du spectre complet à laquelle l’œil humain est sensible. Il s’étend du violet au rouge. 23 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Figure 8. Spectre électromagnétique. 1.2. Théorie quantique (Nature corpusculaire de la lumière) Chaque composante de la lumière blanche est une radiation lumineuse caractérisée par une couleur bien précise (constituée d’une infinité de couleurs ; rouge, bleu, violette, …) et à chaque couleur correspond une énergie, une fréquence et une longueur d’onde. Les études de Planck ont permis de déduire que le rayon lumineux est constitué de paquet d’énergie infiniment petit appelé photon, chaque photon transporte une énergie ∆𝐸: 𝑪 ∆E =h. ν = h 𝝀. Avec h constante de Planck: h = 6,62.10-34 J.s, E : énergie lumineuse transportée par la radiation en Joule ν : fréquence de la radiation en (s-1) ou (Hz). 1.3. Effet photoélectrique L’effet photoélectrique a été découvert par Hertz vers 1885. On irradie par une lumière monochromatique, de fréquence ʋ croissante, une plaque métallique reliée à un électromètre à cadran déchargé à l’instant initial. L’électromètre commence à se charger au- delà d’une fréquence. Les deux branches de l’électromètre s’écartent, signe de la présence d’électricité. Lorsqu’on éclaire une plaque métallique et qu’on procède à un balayage en fréquence pour la lumière on obtient une émission d’électrons à partir d’une fréquence seuil ʋ0 qui est caractéristique du métal utilisé. D’après Einstein, la lumière est porteuse de grains de matière, les « quanta », appelés aussi les « photons », porteurs chacun d’une énergie ∆E = h.ν. Ces grains d’énergie viennent frapper les atomes métalliques de la plaque, et s’ils ont suffisamment d’énergie, ils arrachent des électrons de la plaque, d’où la production de l’électricité. C’est ce qui constitue l’effet « photoélectrique ». On irradie alors la surface d’un métal par une lumière de fréquence donnée, alors des électrons sont émis (arrachés). 24 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina - L’émission d’un électron ne se fait seulement si la fréquence de la lumière incidente est supérieure à une valeur ѵ0 spécifique à chaque métal. - L’énergie cinétique (mv2/2) de l’électron arraché augmente quand la fréquence ѵ de la lumière augmente. Expérience : Si on éclaire une plaque métallique avec une lumière monochromatique de fréquence ʋ supérieure à la fréquence du seuil ν0, l’excès d’énergie par rapport à l’énergie caractéristique du métal E0 = hν0 est dissipée sous forme d’énergie cinétique prise par les électrons (Figure 9). ∆𝐸𝑝ℎ = ∆𝐸0 + ∆𝐸𝐶 Si : ∆𝐸𝑝ℎ ≥ ∆𝐸0 il y a effet. Si : ∆𝐸𝑝ℎ < ∆𝐸0 il n’y a pas d’effet. Figure 9. Schématisation de l’effet photoélectrique 2. Spectre optique d’émission de l’hydrogène 2.1. Résultats expérimentaux Lorsqu'on soumet du dihydrogène H2 sous très faible pression (10-3bar) à une décharge électrique créée par un générateur à haute tension, on observe une émission lumineuse qui constitue le spectre d’émission de l’atome d’hydrogène. Le spectre de l’atome d’hydrogène est constitué de radiations monochromatiques de longueurs d’onde λ bien définies (Figure 10). L’expérience a montré que le spectre d’émission de l’atome d’hydrogène présente un grand nombre de raies dans l’ultraviolet, le visible et l’infrarouge. Les premières raies étudiées se situent dans le domaine du visible. Elles appartiennent à la "série de Balmer". 25 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Figure 10. Allure du spectre de l’atome d’hydrogène. 2.2. Interprétation du spectre optique Les atomes ou les molécules peuvent échanger de l’énergie avec l’extérieur pour atteindre différents niveaux d’énergie (Figure 11). L’émission d’un rayonnement lumineux correspond à un échange d’énergie : un photon est émis lorsqu’un électron de l’atome, préalablement excité par le potentiel électrique, revient à un niveau d’énergie plus bas en rendant son énergie. Figure 11. Schéma d’une transition électronique. 3. Modèles classiques de l'atome 3.1. Modèle de Rutherford Les lois de l'électromagnétisme imposent que l'électron en mouvement doit perdre de l'énergie sous forme de rayonnement par conséquent il finira par s'écraser sur le noyau d’une part. D’autre part, la diminution continue de la distance « électron-noyau » implique la variation continue de la fréquence de rayonnement et un spectre d’émission de l’atome continu. Ceci est contradictoire avec les résultats expérimentaux (spectre discontinu). Dès 1865, Balmer a remarqué que l'écartement entre les raies diminue régulièrement avec la 𝟏 longueur d'onde et qu’il existait une relation linéaire entre les nombres d’onde et. 𝒏𝟐 Rydberg a proposé alors une équation empirique qui permet de relier la longueur d’onde λ aux niveaux d’énergie n par la relation : 𝟏 𝟏 𝟏 = ῡ = 𝑹 𝑯 = ( 𝒏𝟐 - 𝒏𝟐 ) 𝝀 𝟏 𝟐 26 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina n1 = 2 n2: numéro de la raie qui prend les valeurs successives 3, 4, 5, 6, …; λ : longueur d'onde correspondante RH : constante de Rydberg pour l’hydrogène, trouvée expérimentalement : RH =109677,6 cm-1. Les sept raies visibles observées constituent le visible de la lumière blanche et forment la série de Balmer pour laquelle n1 = 2 et n2 ≥ 3. Ritz a généralisé cette relation empirique pour trouver les longueurs d’onde de toutes les raies des différentes séries observées selon la relation : 𝟏 𝟏 𝟏 = ῡ = 𝑹 𝑯 = ( 𝒏𝟐 - 𝒏𝟐 ) 𝝀 𝟏 𝟐 Avec : n1 et n2 des nombres entiers positifs (n1˃ 0 et n2 ˃ n1) L’exploration de tout le spectre montre l’existence d’autres séries de raies de part et d’autre du domaine visible (Tableau 2) : Tableau 2: Séries du spectre de l’atome d’hydrogène, transitions et domaine spectral correspondant. Série Transition Domaine spectrale Lyman 𝑛1 = 1 𝑒𝑡 𝑛2 > 1 Utraviolet Balmer 𝑛1 = 2 𝑒𝑡 𝑛2 > 2 Visible Paschen 𝑛1 = 3 𝑒𝑡 𝑛2 > 3 Infrarouge Brackett 𝑛1 = 4 𝑒𝑡 𝑛2 > 4 Infrarouge Pfund 𝑛1 = 5 𝑒𝑡 𝑛2 > 5 Infrarouge 3.2. Modèle de Bohr 3.2.1. Postulats de Bohr En s'inspirant du modèle de Rutherford, Niels Bohr a proposé en 1913 une théorie permettant de remédier aux défauts du modèle de Rutherford. Elle est fondée sur les postulats suivants: 1. L'atome ne peut pas subir de variation énergétique continue; il ne peut exister que dans une suite d'états stationnaires correspondant à des niveaux d'énergie E1, E2, E3, …En sur lesquels l’électron ne rayonne pas. 2. Il y’a quantification du moment cinétique orbital L de l'électron par rapport au centre de l'orbite. Ce moment est défini par le produit vectoriel du vecteur position r et du vecteur impulsion p relatif à l’électron suivant la relation : ⃗ =𝑟˄𝑝;𝐿 𝐿 ⃗ = 𝑚(𝑣⃗⃗𝑟) = mvr. Sin (𝑣 , 𝑟) = 𝑚𝑣𝑟 𝑠𝑖𝑛(90°) = 𝑚𝑣𝑟 ⃗ est perpendiculaire au plan de l’orbite. Le vecteur 𝐿 27 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina ℎ Ce moment ne peut donc prendre que des valeurs entières de 2𝜋 ℎ Par conséquent le moment cinétique est quantifié : 𝑚𝑣𝑟 =.𝑛 2𝜋 Avec h : constante de Planck ; m : masse de l’électron et n : nombre quantique 3. Au cours d'une transition entre deux états stationnaires d'énergies respectives 𝐸𝑛 2 et 𝐸𝑛1 , il y a émission ou absorption d'une quantité d'énergie égale à : |𝑬𝒏 𝟐 − 𝑬𝒏 𝟏 | = h. ν = ∆𝑬 h : 6,623 10-34J.s (constante de Planck) et ν : fréquence de rayonnement mis en jeu. Remarques: Une absorption d’une radiation est obtenue lorsque l’électron passe du niveau n1au niveau n2 avec n1 < n2 et ∆𝑬 = + h. ν = 𝑬𝒏 𝟐 − 𝑬𝒏 𝟏 ˃ 𝟎 Une émission d’une radiation est obtenue lorsque l’électron passe du niveau n2au niveau n1 avec n1 < n2 et ∆𝑬 = − h. ν = 𝑬𝒏 𝟏 − 𝑬𝒏 𝟐 ˂ 𝟎 3.2.2. Rayon de l’atome d’hydrogène L'hydrogène 11𝐻 est constitué d'un noyau de charge (+e) et d'un électron de charge (-e) séparés par une distance r (schéma ci-après). L'électron décrit une trajectoire circulaire avec une vitesse v, tandis que le noyau, relativement lourd reste pratiquement fixe.  D’après le premier postulat de Bohr, le système est en équilibre: ⃗⃗⃗⃗ 𝑭𝒂 + ⃗⃗⃗⃗ ⃗ = ˃ ‖𝑭 𝑭𝒄 = 𝟎 ⃗⃗⃗⃗𝒂 ‖ = ‖𝑭 ⃗⃗⃗⃗𝒄 ‖ 𝒎𝒗𝟐 |𝒒||𝒒′ | 𝒌𝒆𝟐 𝟏 ⃗⃗⃗⃗𝒄 ‖ = Avec : ‖𝑭 ⃗⃗⃗⃗𝒂 ‖ = 𝒌 × et ‖𝑭 = d′ où (𝒌 = ) 𝒓 𝒓𝟐 𝒓𝟐 𝟒𝝅𝜺𝟎 𝒎𝒗𝟐 𝒌𝒆𝟐 ⃗⃗⃗⃗𝒂 ‖ = ‖𝑭 Or ‖𝑭 ⃗⃗⃗⃗𝒄 ‖ => =........(1) 𝒓 𝒓𝟐 28 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina D’après le deuxième postulat de Bohr décrivant la quantification du moment 𝒏𝒉 cinétique orbital, on a : 𝒎𝒗𝒓 = 𝟐𝝅 𝒏𝒉 𝟐 𝒏𝟐 𝒉 𝟐 Soit : 𝒎𝟐 𝒗𝟐 𝒓𝟐 = (𝟐𝝅) => 𝑚𝒗𝟐 = 𝟒𝝅𝟐 𝒓𝟐 𝒎 ……..(2) Comme h, k, m, 𝜋 et e sont constantes alors r ne dépond que de la valeur du nombre positif (n) appelé nombre quantique principal 𝒉𝟐 soit : 𝒓𝒏 = × 𝒏𝟐........(3) 𝟒𝒌𝝅𝟐 𝒎𝒆𝟐 Pour n = 1, rn = r1 = 0,5290 Å : premier rayon de Bohr pour l'atome d'hydrogène qu’on note a0. 𝟏 𝑵𝒎𝟐 Avec : 𝒌 = = 𝟗. 𝟏𝟎𝟗 ( ) ; m = 9,110.10-31kg et e = 1,602.10-19 C 𝟒𝝅𝜺𝟎 𝑪𝟐 Pour n = 2, 2ème orbite de Bohr r2 = 4×a0 ; Pour n = 3, 3ème orbite de Bohr r3 = 9×a0; Pour n = 4, 4ème orbite de Bohr r4 = 16×a0.. etc… On constate que l’électron ne peut se trouver que sur une suite discontinue caractérisée par le nombre quantique n dont le rayon r est : a0, 4 a0, 9 a0, 16 a0,…., n2a0. 3.2.3. Energie de l’atome d’hydrogène L'énergie totale Et du système considéré est la somme de l'énergie potentielle Ep et de l'énergie cinétique Ec : 𝑬𝒕 = 𝑬𝒄 + 𝑬𝟒........(4) 𝟏 𝒓 −𝒌𝒆𝟐 Avec : 𝑬𝒄 = ⃗⃗⃗⃗𝒂 |. 𝒅𝒓 = 𝒎𝒗𝟐 et 𝑬𝒑 = 𝑬é𝒍𝒆𝒄𝒕𝒓𝒐𝒔𝒕𝒂𝒕𝒊𝒒𝒖𝒆 = ∫∞|𝑭 𝟐 𝒓 |𝒒||𝒒′| 𝒌𝒆𝟐 ⃗⃗⃗⃗𝒂 ‖ = 𝒌 × Avec : ‖𝑭 = 𝒓𝟐 𝒓𝟐 −𝒌𝒆𝟐 D’où 𝑬𝒑 =........(5) 𝒓 𝒎𝒗𝟐 𝒌𝒆𝟐 D’après l’équation (1) on a = 𝒓 𝒓𝟐 𝒌𝒆𝟐 Soit: 𝒎𝒗𝟐 = , l’énergie cinétique est alors: 𝒓 𝟏 𝒌𝒆𝟐 𝑬𝒄 = 𝒎𝒗𝟐 = ……..(6) 𝟐 𝟐𝒓 En remplaçant les équations 5 et 6 dans 4 on obtient l’expression de l’énergie totale de l’électron sur une orbite stationnaire: 𝟏 𝒌𝒆𝟐 𝒌𝒆𝟐 −𝒌𝒆𝟐 𝑬𝒕 = 𝑬𝒄 + 𝑬𝟒 = − => 𝑬𝒕 = ……..(7) 𝟐 𝒓 𝒓 𝟐𝒓 Le remplacement de l’équation (3) dans l’équation (7) donne : −𝒌𝒆𝟐 −𝒌𝒆𝟐 𝟒𝝅𝟐 𝒌𝒎𝒆𝟒 𝟏 𝑬𝒕 = = 𝟐 × 𝟐 𝟐𝒓 𝟐𝒉 𝒏 L’énergie totale du système en fonction de n sera donc : 29 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina −𝟐𝝅𝟐 𝒌𝟐 𝒎𝒆𝟒 𝟏 𝑬𝒕 = ×........(8) 𝒉𝟐 𝒏𝟐 L'énergie 𝑬𝒕 de l'électron sur l’orbite dépend uniquement de n. Elle est donc quantifiée et ne peut prendre que quelques valeurs particulières en accord avec l’expression: −𝟐𝝅𝟐 𝒌𝒆𝟐 𝒎𝒆𝟒 𝟏 𝑬𝒏 = × 𝒉𝟐 𝒏𝟐 −𝟐𝝅𝟐 𝒌𝟐 𝒎𝒆𝟒 𝟏 Pour n=1, 𝑬𝒏 = 𝑬𝟏 = × = -21,76.𝟏𝟎−𝟏𝟗 𝑱 = −𝟏𝟑, 𝟔𝒆𝑽. 𝒉𝟐 𝒏𝟐 Cette valeur représente l’énergie d’un électron à l’état fondamental de l’atome d’hydrogène. 𝟏 −𝟏𝟑,𝟔 Donc : 𝑬𝒏 = 𝑬𝟏 × = (𝒆𝑽) avec E1 = -13,6 eV 𝒏𝟐 𝒏𝟐 Définitions : L’énergie d’excitation de l’atome d’hydrogène est l’énergie nécessaire pour faire passer l’électron de l’orbite n1 à une orbite n2 (n1 < n2) L’énergie d’ionisation de l’atome d’hydrogène est l’énergie nécessaire pour faire passer l’électron du niveau n à un niveau n qui tend vers ∞. Ce phénomène correspond à l’arrachement de l’électron de l’atome : 𝐻𝑔 → 𝐻𝑔+ + 𝑒 − Exemple : L’énergie d’ionisation de l’atome d’hydrogène de l’état fondamentale est Ei Ei = 𝑬∞ - E1 = +13,6 eV 3.2.4. Transition entre niveaux électroniques D'après le 3ème postulat de Bohr, quand l'électron de l’hydrogène passe d'un niveau d’énergie 𝑬𝒏𝒊 à un niveau d’énergie 𝑬𝒏𝒇 , l’énergie mise en jeu a pour expression : 𝒉𝒄 −𝟐𝝅𝟐 𝒌𝟐 𝒎𝒆𝟒 𝟏 𝟏 |∆𝑬| = |𝑬𝒏𝒇 − 𝑬𝒏𝒊 | = 𝒉𝛎 = = | × (𝒏𝟐 − )| 𝝀 𝒉𝟐 𝒊 𝒏𝟐𝒇 La fréquence et le nombre d’onde correspondant à cette radiation sont donnés par : |𝑬𝒏𝒇 – 𝑬𝒏𝒊 | 𝛎= 𝒉 𝟏 |𝑬𝒏𝒇 − 𝑬𝒏𝒊 | 𝟏 𝟐𝝅𝟐 𝒌𝟐 𝒎𝒆𝟒 𝟏 𝟏 𝒆𝒕 ῡ = = = × × (𝒏𝟐 − ) 𝝀 𝒉𝒄 𝒉𝒄 𝒉𝟐 𝒊 𝒏𝟐𝒇 𝟏 𝟐𝝅𝟐 𝒌𝟐 𝒎𝒆𝟒 𝟏 𝟏 𝟏 𝟏 ῡ= = 𝟐 × |( 𝟐 − 𝟐 )| = 𝑹𝑯 × | ( 𝟐 − 𝟐 )| 𝝀 𝒉 𝒏𝒊 𝒏𝒇 𝒏𝒊 𝒏𝒇 On déduit la constante RH: 𝟐𝝅𝟐 𝒌𝟐 𝒎𝒆𝟒 𝑹𝑯 = = 𝟏𝟎𝟗𝟕𝟑𝟕𝟒𝟎 𝒎−𝟏 𝒉𝟐 30 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Ainsi, on retrouve la formule empirique de Ritz et les différentes séries de raies du spectre d’émission de l’atome d’hydrogène. Les transitions spectrales entre les différents niveaux électroniques de l’atome d’hydrogène sont représentées dans le diagramme énergétique suivant (Figure 12). La valeur calculée de la constante de Rydberg est proche de la valeur expérimentale donnée empiriquement par Balmer 𝑅𝐻 (𝑅𝐻 = 109677,6 𝑐𝑚−1 ). et : RH = 10973731,57 m-1 = 13,6056 eV. Cependant, l’étude du mouvement autour du centre de gravité du système (électron-noyau) où la masse de l’électron m est remplacée par une masse réduite du système définie par : 𝟏 𝟏 𝟏 = + 𝝁 𝒎𝒏𝒐𝒚𝒂𝒖 𝒎é𝒍𝒆𝒄𝒕𝒓𝒐𝒏 Une valeur de 𝑅𝐻 = 109677,70 𝑐𝑚−1, très proche de la valeur expérimentale. Figure 12. Diagramme énergétique de l’atome d’hydrogène. 3.3. Spectre des ions hydrogénoïdes On appelle ions hydrogénoïdes, des cations qui possèdent un seul électron et Z protons. Exemple : He+; Li++; Be+++… Le calcul du rayon, de l’énergie et de la vitesse de l’électron d’un ion hydrogénoïde sur une orbite n aboutit aux expressions suivantes: ℎ2 2 𝑛2 𝑛2 0 𝑟𝑛 = × 𝑛 = 𝑎 0 = 0,529 × (𝐴 ) 4𝑘𝜋 2 𝑚𝑧𝑒 2 𝑧 𝑧 𝟐𝝅𝒌𝒛𝒆𝟐 𝟏 𝒛 𝒛 ʋ𝒏 = × = ʋ𝟎 = 𝟐, 𝟏𝟗. 𝟏𝟎𝟔 × (m/s) 𝒉 𝒏 𝒏 𝒏 −𝟐𝝅𝟐 𝒌𝟐 𝒛𝟐 𝒎𝒆𝟒 𝟏 𝒛𝟐 𝒛𝟐 𝑬𝒏 = × = 𝑬 𝟏 × = −𝟏𝟑, 𝟔 × 𝒉𝟐 𝒏𝟐 𝒏𝟐 𝒏𝟐 31 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Ces expressions peuvent être retrouvées en remplaçant, dans celles de l’atome d’hydrogène, la charge du noyau (+e) par (+Ze).Les nombres d’ondes des séries observées dans le spectre des ions hydrogénoïdes sont données par : 𝟏 𝟏 𝟏 ῡ= = 𝑹𝑯 𝒁𝟐 (𝒏𝟐 − ) 𝒆𝒕 𝒏𝒇 > 𝒏𝒊. 𝝀 𝒊 𝒏𝟐𝒇 3.4. Les nombre quantiques Donc on a introduit un nombre quantique n qui définit le niveau d’énergie de l’électron, n est appelé le nombre quantique principal. On introduit un deuxième nombre quantique L appelé nombre quantique secondaire ou nombre quantique azimutal, il définit la forme de l’espace où se trouve l’électron. Le nombre quantique l est (l>0) et qui prend n valeurs : 0, 1, 2, 3, … (n-1). Les différentes valeurs de l définissent la forme de l’orbitale. On introduit un troisième nombre quantique m appelé nombre quantique magnétique m prend (2L+1) valeurs : - l, - l +1, - l +2, … -l, 0, +l, +2,… l -2, l -1, l. Le nombre m donne le sens de l’orbitale qui contient l’électron. L’utilisation des 3 nombres quantiques n, l et m on trouve n2 combinaisons possibles pour chaque couche. L’électron peut tourner sur lui-même, il y a deux possibilités on introduit un quatrième nombre quantique s appelé nombre de spin. s prend deux valeurs s = +1/2 et s = -1/2. Donc le nombre de combinaisons précédent sera 2n2. K n=1 l =0 (s) m=0 1combinaison. L n=2 l =0 m=0 l =1 (p) m =-1 4 combinaisons. m=0 m=1 M n=2 l =0 m=0 l =1 (p) m =-1 m=0 m=1 n=3 l =2 (d) m =-2 9 combinaisons. m =-1 m=0 m=1 32 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina m=2 Quand n prend la valeur de 4 (n=4), le nombre quantique L peut avoir la valeur de 3 (l =3) et on obtiens la sous couche f. 3.5. Énergie d’ionisation L’énergie d'ionisation d'un atome est l'énergie qu'il faut fournir à un atome neutre pour arracher un électron (le moins lié) à l'état gazeux et former un ion positif. On la note Ei.. Tout atome est caractérisé par plusieurs énergies d’ionisation. Exemple : L’atome d’Argon (Z = 18), la première énergie d’ionisation de l’atome d’Argon (18Ar) est l’énergie nécessaire pour arracher le premier électron le moins lié. Ar Ar+ + e Ei1= 15,76 ev. La deuxième énergie d’ionisation nous permet d’arracher un deuxième électron Ar+ Ar++ + e Ei2 = 27,63 eV. Ei2 › Ei1 car l’électron enlevé dans le deuxième cas est arraché à partir d’un ion positif. Les valeurs de quelques énergies d’ionisation de l’atome d’Argon sont données dans le Tableau (3) comme exemple: Tableau 3 : Energies d’ionisation de l’atome d’Argon. L’électron L’énergie L’électron L’énergie 1er 15,759610 ev 4ème 27,62966 eV 3ème 40,74 eV 6ème 59,81 eV 5ème 75,02 eV 8ème 91,009 eV 7ème 124,33 eV 10eme 143,460 eV 3.6. Structure électronique des atomes poly-électroniques Les configurations électronique d’un atome poly-électronique est la façon dont ses Z électrons sont distribués entre les couches et les sous-couches. 3.6.1. Règle de Klechkowsky : A l’état fondamental, les électrons occupent les niveaux d’énergie les plus bas d’où une énergie minimale est donc une stabilité maximale. L’énergie des orbitales dépend de n et L c'est-à-dire le niveau d’énergie se subdivise en sous niveaux énergétiques L’ordre de remplissage des sous-couches est donné par la règle de Klechkowsky cet ordre est le suivant : 33 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2-3d10 4p6, 5s2-4d10 5p6,…….. 3.7. Règles de remplissage des orbites atomique 3.7.1. Principe de stabilité Le remplissage doit se faire selon l’ordre croissant de l’énergie des orbitales atomiques. Ainsi, on aboutit à l’état fondamental (le plus stable). Le niveau d’énergie des orbitales augmente avec (n + l). Si deux niveaux ont la même valeur de (n + l) le niveau le plus stable est celui qui possède n le plus petit. Exemple : L’énergie du niveau 4s (n = 4, l = 0, n + l = 4), l’énergie du niveau 3d (n = 3, l = 2, n + l = 5) et l’énergie du niveau 3p (n = 3, l = 1, n + l = 4) Donc on remplit 4s avant 3d, et on remplit 3p avant 4s. 3.7.2. Principe d’exclusion de Pauli Dans un atome, deux électrons ne peuvent avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. Par exemple si (n, l et m) sont les mêmes, on a s = +1/2 pour l’un et s = -1/2 pour l’autre. Exemple : 1s2 on a deux électrons dans la couche (n = 1). La sous couche est s donc (l = 0) et (m = 0) pour chaque électron donc le nombre de spin ces deux électrons ont de nombres de spin différents. 1er électron : n = 1, l = 0, m = 0, s = +1/2 2ème électron : n = 1, l = 0, m = 0, s = -1/2 34 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina 3.8. Règle de Hund Dans la même sous-couche, les électrons occupent le maximum d’orbitales (cases quantiques) avec des spins de même sens. Exemple : 7N : 1s2, 2s22p3 : les cases quantiques ; 2s2 2p3 8O: 1s2, 2s22p4 : les cases quantiques ; 2s2 2p4 Remarque : Le nombre maximal d’électrons dans une couche (n) est (2n2). 3.8.1. Couche de valence Les électrons de la couche dont le nombre (n) est le plus grand jouent le rôle principal dans les réactions chimiques et en particulier à la formation des liaisons chimiques entre les atomes. On appelle cette couche : couche externe périphérique où encore couche de valence. Exemple : 3Li : 1s² 2s1 couche de valence est (n = 2), nombre d’électrons de valence est (1) 6C : 1s² 2s² 2p2. La couche de valence est (n = 2), le nombre d’électrons de valence est (4). 35 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Chapitre V : Classification périodique des éléments L'étude de la structure électronique des atomes permet de comprendre de manière plus approfondie la classification périodique des éléments appelée encore classification périodique de Mendeleïev, établie en 1869. Le tableau périodique, reste le moyen le plus important de comparaison entre les divers éléments chimiques. Il facilite la compréhension des groupes d’éléments, leurs propriétés chimiques associées, et leurs structures. De plus, cette classification permet de déterminer les formules des composés et les types de liaison unissant les atomes dans les molécules. 1. Principe de la classification périodique On classe les éléments par numéro atomique Z croissant, chaque ligne commençant par le remplissage de la même couche (sous-couche ns). Les éléments se trouvent alors classés dans un tableau où l’on place dans chaque colonne les éléments ayant même structure externe. La configuration électronique des atomes dans l’état fondamental permet de reconstruire la table de classification périodique, c’est à dire la répartition des lignes (ou périodes) et colonnes (ou groupes) des éléments. 2. Lignes ou périodes La ligne ou période correspond à une couche électronique identifiée par son nombre quantique principal noté n. Il y’a 7 couches électroniques connues à l’état fondamental, donc 7 périodes dans le tableau périodique standard numérotées de 1 à 7. 3. Colonnes ou groupes Il y’a 18 groupes ou colonnes dont : 8 en bloc A et 10 en bloc B. 3.1. Sous-groupe A Les 8 familles sont dites principales numérotées de (IA) jusqu'à (VIIIA) et représentées par deux blocs : bloc S et bloc P. 3.2. Sous-groupe B Familles situées entre (IIA) et (IIIA). Représentées par le bloc d (éléments de transition). Les éléments de la même famille ont le même nombre d’électrons de valence. Le numéro de la famille, correspond au nombre d’électrons de valence. Un élément appartient à la famille A si ses électrons de valence sont repartis dans la sous couche (nS) et (nS, n P). Un élément appartient à la famille B si ses électrons de valence sont repartis dans la couche nS-(n-1)d Exemple : Groupe A : les électrons de valence sont des électrons S ou P 36 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina 1H : 1s1 2He : 1s2 11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 = [ Ne] 3s1 18Ar : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4. Les différents Blocs du tableau périodique La classification périodique des éléments comporte plusieurs ensembles ou blocs d’éléments : Bloc s : Il correspond aux éléments de la colonne 1 (ns1, Groupe (IA)) appelés alcalins qui sont monovalents, et de la colonne 2(ns2, Groupe (IIA)) appelés alcalino-terreux qui sont divalents. Bloc p : Il correspond aux éléments de configuration : ns2 np1, ns2np2, ns2np3,ns2np4, ns2np5, ns2np6, appartenant aux groupes des métaux trivalents (IIIA), des métalloïdes (IVA, VA, VIA), des halogènes (VIIA) et des gaz rares (VIIIA). Structure (nS nP) Groupe ou 𝐼𝐴 𝐼𝐼𝐴 𝐼𝐼𝐼𝐴 𝐼𝑉𝐴 𝑉𝐴 𝑉𝐼𝐴 𝑉𝐼𝐼𝐴 𝑉𝐼𝐼𝐼𝐴 famille Configuration électronique de 𝑛𝑠 1 𝑛𝑠 2 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝1 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝2 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝3 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝4 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝5 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝6 la couche de valence Nombre d’électron de 1 2 3 4 5 6 7 8 valence Elément 3Li 12Mg 13Al 6C 7N 8O 9F 10Ne Bloc d : La première série des éléments possédant des orbitales d (3di) dite 1ière série des éléments de transition correspond à la période de (n = 4). Elle correspond aux éléments allant de (21Sc) au (30Zn). Le remplissage de la sous couche (3d) commence lorsque la sous couche (4s) est saturée à (4s2). Il existe trois séries d’éléments de transition 3di, 4di, 5di avec i variant de 1 à 10. On appelle ces nouvelles colonnes groupes : IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, IIB. Exemple : Na : [Ne]3s1 (IA) ; Cu [Ar] 3d10 4s1 (IB) Bloc f : il correspond aux Lanthanides et aux Actinides, appelées terres rares. Lorsque l’1orbitale 6s est saturée à 6s2, apparaissent les orbitales 4f qui se remplissent avant 5d (selon la règle de Klechkowski). 37 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Exemple : Le lanthane (Z = 57) est de configuration [Xe] 5d1 6s2 au lieu de [Xe] 5f1 6s2. Les éléments qui le suivent (du 58Ce au 71Lu) correspondent au remplissage des orbitales 4f : 4f1 5d1 6s2. Remarques : H est placé au-dessus des alcalins (ns1) soit juste avant He. He à sa couche externe saturée (1s2) et se situe en tête de la colonne des gaz rares. Les éléments du Bloc d ayant la sous couche d non saturée sont appelés les métaux de transition. Le Chrome (24Cr) selon KLECKOWSKY 24Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Pour avoir une meilleure stabilité, un électron de la sous couche 4s passe à la sous couche 3d pour qu’elle soit à moitié remplie par des électrons parallèles qui lui confient une stabilité, et la structure sera : 24Cr : 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s1 3d5 La 6ème période comporte 32 éléments dont les lanthanides correspondant au remplissage de la sous-couche 4f et Z est (58 ≤ Z ≤ 71) ; X : 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2-3d44p6, 5s2-4d10 5p6, 6s2 4f2-14 5d0 ; Exemple : La structure électronique du lanthane (57La), La : [Xe] 6s2 5d1. Les sous-couches ont toutes, ici, des énergies très voisines et la règle de Klechkowski devient peu fiable. La 7ème période est incomplète. Elle débute par le remplissage de la sous-couche (7s) (Fr, Ra). Suit la série des actinides (Z ≥ 90), correspondant au remplissage de la sous-couche 5f. La plupart de ces éléments sont radioactifs. L’uranium (Z = 92) est l’élément naturel le plus lourd. On a pu obtenir artificiellement des éléments plus lourds, jusqu’à Z = 114. Exemple 1 : Trouver le numéro atomique d’un élément X appartenant au groupe (IIA) et à la période (n=5). 38 Cours de Chimie Générale Bendaoud-Boulahlib Yasmina Exemple 2 : Le numéro atomique d’un élément X est (Z = 35). Trouver le groupe et la période de l’élément (X). Exemple 3 : 4 éléments du tableau périodique A ; B ; C et D. -Les deux éléments A et B appartiennent au groupe de Potassium (19K). -Les deux éléments C et D appartiennent au groupe de Brome (9F). -Les deux éléments A et C appartiennent à la période Du Phosphore (15P). -Les deux éléments B et D appartiennent à la période du Zirconium (40Zr). Trouver le numéro atomique Z de chaque élément. 5. Les familles chimiques Les familles d'élément considérées, parleur usage ou leur abondance, comme les plus importantes sont : 5.1. Les alcalins : Situés à l'extrême gauche du tableau périodique, les alcalins n'ont qu'un électron sur leur dernier niveau d'énergie. Ils auront tendance à céder facilement cet électron pour saturer le niveau d'énergie précédent et devenir stable comme un gaz rare. Lors d'une réaction chimique, ils sont prêts à donner cet électron de valence aux non-mét