Structure atomique et tableau périodique PDF

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Cours du professeur Kellenberger...

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Structure atomique et tableau périodique I/ Structure de l'atome d'hydrogène La connaissance de la structure d'un atome est issue de la spectroscopie = analyse des rayonnements émis ou absorbés par la matière. Dans le dispositif la lumière émise par un atome d'hydrogène excité passe par un prisme qui la sépare en raie lumineuse. cette lumière n'est pas continue c'est le spectre des raies.

1) Spectre de l'atome d'hydrogène  Quantification de l'énergie • Le spectre de l'hydrogène contient des raies qui peuvent être classées en différentes séries. L'une de ces séries concerne les raies du visibles : la série de Balmer. La fréquence des raies de cette série v est proportionnelle (1/4 - 1:n2 avec n = 3,4...) • Rydberg propose une équation plus générale qui gère l'ensemble du spectre de l'hydrogène. On obtient chaque série en prenant successivement nf = 1, 2,..., et chaque raie d'une série en prenant ni = nf + 1, nf +2,... On retrouve la série de Balmer pour nf = . Il existe également une série de raie pour les rayons UV : la série de Lyman • La fréquence et donc la longueur d'onde des raies peut être reliée à la structure de l'atome. Si l'on fournit de l'énergie à un atome, sa structure change : un électron de l'atome est porté à un niveau d'énergie supérieur, c'est une transition électronique d'un état fondamental à un état excité. En revenant à sa position de départ l'atome libère de l'énergie sous la forme d'un photon de lumière. La différence d'énergie entre 2niveaux :

ΔE =

(hc ) λ

• Le spectre de l'hydrogène ne contient que certaines raies de fréquence précise, donc l'électron de l'atome d'hydrogène ne peut avoir que certaines énergies : son énergie est quantifiée.

 modèle de Bohr • Bohr a proposé un modèle pour expliquer ce que l'on observe par spectroscopie (quantification de l'énergie) pour l'hydrogène. Dans ce modèle, on suppose que le seul électron de l'hydrogène ne peut décrire que certaines énergies (à chaque chaque orbite correspond une énergie).

E=

−h× R n2

avec n = 1, 2, 3...

• R la constante de Rydberg indique que l'énergie E de l'électron : -est nulle quand l'électron est éloigné du noyau (n est grand) -est d'autant plus négative/ faible par rapport à la valeur de , que l'électron est proche du noyau. La valeur de l'énergie de l'électron est négative sur n'importe quelle orbite par rapport à E = 0, et plus l'électron est proche du noyau, plus son énergie est faible et plus il est fortement lié. •La lettre -n caractérise les orbites permises (pour n = 1, l'orbite a l'énergie la plus faible, l'atome se trouve donc dans un état fondamental, l'électron le plus proche du noyau) L'électron ne peut passer d'une orbite à l'autre qu'en absorbant ou en émettant de l'énergie, ce qui respectivement augmente ou diminue de l'énergie.

2) Particules et ondes  relation de Broglie •Le modèle de Bohr ne permet pas de pouvoir apprécier correctement la structure des atomes car l'interprétation des spectres des atomes en considérant ce modèle se révèle inexacte. De Broglie applique à la matière en général la dualité onde-particule. Il dit que toute particule possède des propriétés ondulatoires, en particulier une longueur d'onde qui dépend de la masse et de la vitesse de la particule :

λ=

h m× v

Une particule rapide et de masse élevée a une λ petite et inversement.  le principe d'incertitude • Le caractère ondulatoire de l'électron ne permet pas de le localiser précisément quand il se déplace. Le principe dit que : plus on connait la position de la particule, moins on en connait sa vitesse, et réciproquement.  orbitales atomiques de l'hydrogène • D'après le principe d'incertitude, on ne peut parler que de la probabilité de trouver un électron en un endroit donné, on ne peut pas localiser. • La densité d'un électron dans l'espace s'exprime par une fonction d'onde Ψ (psi) • La densité de probabilité de trouver un électron en un point donné correspond au carré de la fonction d'onde, soit Ψ2. •Plus on est proche du noyau, plus la probabilité est grande, du fait de densité électronique importante : plus on s'éloigne, plus elle diminue → stabilité électronique.

• Orbitale atomique : fonction d'onde des électrons des atomes. • Elles décrivent un région dans lesquelles il y a une forte probabilité de trouver un électron. • Le nombre quantique -n caractérise une couche électronique avec n ˃ 0 • Il y a n2 orbitales par couche • Plus -n augmente, plus les orbitales sont éloignées du noyau et plus l'énergie des électrons qui les occupent sont élevées (=donc moins négative)

• Le nombre quantique azimutal I décrit les sous-couche électronique d'une couche. 0≤1≤n-1 On décrit les sous-couches par des lettres (s=0, p=1, d=2 et f=3) •Le nombre quantique magnétique m, décrit le nombre d'orbitales dans les sous-couches. -1 ≤ m ≤ 1 = Il y a donc 2l + 1 orbitales par sous-couche.

 orbitales -s •Forme sphérique •La probabilité de trouver un électron à une certaine distance du noyau est la même, quelle que soit la direction. •L'orbitale 1s (l : numéro de la couche et s : numéro de la sous-couche) possède la plus basse énergie , et c'est la seule orbitale permise pour -n = 1. •L'orbitale 2s occupe un plus grand volume que 1s et à une énergie plus élevée (de même que 3s par rapport à 2s). •Les orbitale -s possèdent des nodes radiales : zone où la probabilité de trouver un électron est nulle. Il y a donc n - 1 nones radiales dans une orbitale -s.

 orbitales -p •Pour les valeurs de n ˃ 1, en plus des orbitales 1s et 2s, on a trois orbitales px, py et pz. •Dans ces orbitales, la distribution des électrons n'est plus sphérique : ils se trouvent dans des lobes tangents orientés selon les axes x, y et z. • Dans chaque orbitale p on met en évidence un plan nodal, c'est à dire un plan dans lequel la probabilité de trouver un électron est nulle. Il passe par le centre de l'atome et contient donc le noyau.

 orbitales -d et -f • Pour n ˃ 2 = 5 orbitales -d • Pour n ˃ 3 = 7 orbitales -f

 spin de l'électron • Spin : capacité de l'électron à tourner sur lui même. • Il existe dans 2 états différents, décrits par le nombre quantique magnétique du spin, qui peut prendre 2 valeurs : ms = 1/2 ms = -1/2 • Cette notion de spin est importante dans les technologies médicales, telles que l'IRM.

 l'atome d'hydrogène • Il ne possède qu'un électron, mais il peut occuper toutes les orbitales décrites ci-dessus. • Dans l'état de plus basse énergie : il occupe l'état de l'orbitale 1s. • Si on lui communique assez d'énergie, il passe dans un état excité et peut atteindre le niveau n = 2 dans lequel il peut occuper 4 orbitales possibles ou n=3 dans lequel il peut occuper 9 orbitales possibles. • Ionisation : en lui fournissant assez d'énergie on peut faire une transition électronique n = 1 à n = ∞, il y a alors disparition complète d'un électron de l'atome d'hydrogène et on obtient un proton. E = h × R = 2,18. 10-18 J ( pour 1électron) • Pour l'atome d'hydrogène, et uniquement dans ce cas toutes les orbitales d'une même couche ont la même énergie.

II/ Structure des atomes polyélectroniques 1) Energie des orbitales • Polyélectronique = plusieurs électrons • Les énergies des orbitales des atomes polyatomiques d'une même couche sont différentes à cause de 2 effets : - un effet attracteur du noyau de charge +Z, qui abaisse les énergies orbitales. c'est l'effet de pénétration : une orbitale 2s est d'énergie inférieure à celle de d'une orbitale 2p, étant donné qu'un électron de 2s est plus attiré par le noyau qu'un orbital de 2p. - un effet de répulsion entre les électrons qui augmente l'énergie des orbitales c'est l'effet d'écran : il consiste en une répulsion des électrons entre eux car ils sont tous chargés négativement ce qui diminue l'attraction du noyau et donc l'effet de pénétration. • La différence d'énergie des orbitales d'un même niveau (2s ˂ 2p) s'explique par la forme des orbitales, car les deux effets ne s'exercent pas de la même manière sur une sphère ou des lobes (effet d'écran plus important pour 2s que pour 2p par exemple) • Dans ces atomes polyélectroniques, pour -n donné, l'énergie des orbitales augmente lorsque l augmente. Pour n = 2 les orbitales 2p ont une énergie supérieure aux orbitales 2s et pour n = 3, 3s ˂ 3p ˂ 3d

• Par ailleurs, si toutes les orbitales d'une même couche n'ont pas la même énergie à cause de ces deux effets, toutes les orbitales d'une même sous-couche on la même énergie, on parle alors d'orbitales dégénérées (2px, 2py et 2pz ont la même énergie)

2) Spectroscopie photoélectronique • Cette technique nous permet d'identifier des atomes par le spectre de rayonnement qui en ressort. • Le nombre de pics = nombre de sous-couches • L'amplitude de chaque pic = nombre d'électrons de cette sous-couche • L'énergie de chaque pic va être dépendante de l'énergie nécessaire pour ioniser les électrons de chaque sous-couche ainsi que les électrons les plus proches du noyau correspondront au pic le plus énergétique.

3) Configuration électronique • Configuration électronique : liste des orbitales occupées par les électrons de l'atome. • On représente cette configuration par un diagramme des orbitales, dans lequel les électrons sont représentés par des flèches (deux directions matérialisant les eux états du spin) dans des cases (orbitales) • Pour ce faire il faut connaitre le principe d'exclusion de Pauli : - 2-e dans un atome ne peuvent pas avoir les 4 mêmes nombres quantiques -une orbitale ne peut pas être occupée par plus de 2 électrons, et si il y en a 2, ils seront nécessairement apparié et de spin opposé. 2 électrons qui occupent la même orbitale forme un doublet ou une paire d'électrons. • Il faut également connaître la règle de remplissage de Hund qui dit que si une couche contient plusieurs orbitales alors il faut placer d'abord les électrons dans des orbitales différentes et de spin parallèle. • On obtient alors la configuration électronique figée. Le remplissage des orbitales se fait toujours sur la configuration figée et non pas sur la forme relaxée.

4) Principe de construction • Pour construire les configurations électroniques, il faut connaitre l'ordre d'énergie des orbitales déterminées par une séquence qui se fait dans l'ordre croissant des valeurs de n + 1. • Si les deux orbitales présentent la même valeur, on considère les valeur -n croissante. • L'énergie des orbitales augmente donc dans cet ordre : 1s ˂ 2s ˂ 2p ˂ 3s ˂ 3p ˂ 4s ˂ 3d ˂ 4p ˂ 5s

• Un atome est constitué d'un cœur de type gaz rare et d'électrons périphériques dans les couches les plus externes. • Ils sont dénommés électrons de valence :ce sont eux qui seront impliqués dans les liaisons chimiques. • Le nombre d'électrons de valence correspond au numéro atomique du groupe de l'atome. • On peut dans les configurations électroniques remplacer une couche ou niveau rempli, par un atome de type gaz rares. • Parfois les électrons se réarrangent dans une autre configuration électronique plus stable, de plus faible énergie, c'est la configuration électronique relaxée. • C'est le cas des éléments de la première série de transition pour lesquels les 10 électrons peuvent compléter la couche 3d. On aura pour ces éléments une inversion 3d ˂ 4s • dans 2 cas le réarrangement par configuration relaxée, plus stable, va être suivi par le transfert d'un électron d'une orbitale 4s vers 3d, car une sous-couche 3d semi-remplie (de 5e-) ou remplie (de 10e-) est plus stable , donc possède une énergie plus faible que celle des électrons de la couche 4s. exceptions : cuivre & chrome • La configuration électronique des ions est établie, soit en enlevant, soit en rajoutant un ou plusieurs électrons à un atome neutre. • Les électrons sont toujours enlevés/ajoutés aux couches les plus externes de la configuration la plus stable, la configuration relaxée étant plus stable que la configuration figée.

III/ Aperçu des propriétés périodiques • Périodicité des propriétés physique des atomes : Le tableau est divisé en blocs nommés d'après la sous-couche électronique en cours de remplissage. les éléments des blocs -s et -p sont appelés les éléments du groupe principal.

 rayons atomiques • Le rayon atomique est égal à la demi-distance entre les deux noyaux d'atomes voisins. • Le rayon atomique augmente quand on va de droite à gauche dans une période donnée. (la charge du noyau diminue, provoquant une diminution de l'interaction électrons-noyau, ce qui éloigne les électrons du centre de l'atome). • Le rayon atomique augmente quand on descend dans un groupe. (le nombre de couches électroniques augmentent). • On parle de rayon atomique pour un atome neutre et de rayon ionique pour un ion. Le rayon ionique est plus petit que l'atome parent pour les cations, et plus grand pour les anions.

 énergie d'ionisation • C'est la plus petite quantité d'énergie qu'il faut fournir à un atome pour lui arracher un électrons dans son état fondamental (de plus basse énergie). • Energie de première ionisation I1 : on arrache un électron à un atome neutre • Energie de seconde ionisation I2 : parfois on peut arracher un deuxième électron • I est d'autant plus élevée que l'électron est fortement lié à l'atome ou à l'ion (atome très électronégatif) • I2 ˃ I 1 • La charge du noyau ne change pas mais la répulsion entre les électrons diminue. - l'énergie d'ionisation augmente de gauche à droite dans une période (le rayon atomique diminue donc les électrons sont plus attirés par le noyau et partent moins facilement) - l'énergie d'ionisation augmente du bas vers le haut dans un groupe  affinité électronique • Un élément a une certaine affinité pour fixer un électron et donner l'espèce chargée négativement. • Cette réaction est caractérisée par une variation d'enthalpie, l'enthalpie d'attachement électronique ΔHatt. • Un élément possède une forte affinité électronique si ΔHatt est fortement négative, c'est à dire si la réaction libère beaucoup d'énergie. • Les éléments qui ont les valeurs d'enthalpie les plus négatives ou les affinités les plus grandes sont les halogènes. En fixant un électron, ces éléments, ces éléments vont aboutir à la structure stable des gaz rares. • Pour les gaz rares, les valeurs d'enthalpie sont positives (additionner un électron nécessite de l'énergie). • L'affinité électronique augmente de gauche à droite dans le tableau périodique.

 électronégativité • L'électronégativité ꭓ (chi) correspond à la mesure du pouvoir électro-attracteur d'un atome dans une molécule. C'est la capacité d'un atome à attirer vers lui les électrons des autres atomes, avec lesquels il est engagé par des liaisons covalentes. - l'électronégativité augmente de gauche à droite dans une période - l'électronégativité augmente de bas en haut dans une colonne, même si dans un même groupe, elle ne varie que peu. • Les électronégativités les plus élevées sont dans le groupe VII. Les éléments faiblement électronégatifs (à gauche) qui sont dit électropositifs vont former des cations, alors que les éléments fortement électronégatifs (à droite)vont former des anions....