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Paris 13 UE1 : CHIMIE

FICHE DE COURS N°1 : ATOMISTIQUE (Thématique abordée en séances : 1 et 2)

  

Notion tombée 1 fois au concours Notion tombée 2 fois au concours Notion tombée 3 fois ou plus au concours Nouveauté au programme cette année

1

1ère partie : structure atomique I. Constituants de l’atome 1. Constituants de l’atome a. Nucléide Nucléide

noyau atomique qui contient les nucléons  (= protons + neutrons) 

A Z

Symbole A

Z

N = A – Z 

Nombre de masse

Numéro atomique

-

Nombre de nucléons

Nombre de protons 

Nombre de neutrons

X Elément chimique

X

b. Atome Atome

nucléide autour duquel gravitent des électrons.

Pour un atome neutre

Z = nombre de protons = nombre d’électrons 

Dimension de l’atome -10

de l’ordre de 10

Dimension du noyau -15

m =1Å

de l’ordre de 10

m (= 1 fermi)

Les particules sont dites élémentaires lorsqu’elles ne résultent pas de l’interaction d’autres particules plus petites. Les électrons sont des particules élémentaires contrairement à l’atome, aux protons et aux neutrons. masse (kg) Electron

-30

0,91.10

masse (u.m.a) 0,005

-27

1

-27

1

Proton

1,672.10

Neutron

1,675.10

Charge (Coulomb) -19

- 1,6.10

-19

+1,6.10 0

Charge (unité de charge électronique) -1

rayon -15

2,818.10

m

+1 0

La masse d’un électron étant très inférieure à la masse d’un proton et d’un neutron , la majorité de la masse de l’atome (99,9%) est concentrée essentiellement dans le noyau .

Isotopes Masse atomique d’un élément

Atomes d’un même élément avec le même nombre de protons et un nombre de neutrons différents  (donc de nucléons différent).  même Z mais A (donc N)  . Moyenne des masses atomiques de ses isotopes naturels en u.m.a ou en g.

2

2. Définitions

Mole Nombre d’Avogadro (ou constante d’Avogadro) NA =6,022.1023 mol-1 Masse molaire -1 Unité : g.mol Unité de masse atomique (u.m.a.)

Quantité de matière d’un système contenant autant de particules individuelles (atomes, molécules ou ions) qu’il y a d’atomes dans 12 g de carbone

12 6

C

Nombre d’entités qui se trouvent dans une mole. Il correspond au nombre d’atomes de carbone dans 12 g de l’isotope 12 du carbone. Masse d’une mole de substance. Correspond à 1/12 de la masse d’un atome -27

Conversion : 1 u.m.a = (1/ NA) = -1,67.10

12 6

C

kg

II. Structure de l’atome : modèles atomiques 1. Historique Modèle de Thomson

Perrin-Rutherford (1911)

Bohr (1913)

Les électrons (découvert en 1897), particules localisées, baignaient dans une « soupe » positive. Modèle invalidé en 1911 par Rutherford Modèle planétaire : l’atome est constitué d’un noyau positif autour duquel tournent des électrons négatifs. Entre le noyau et ses électrons un très grand vide existe. Ce modèle est mis à défaut par les équations de Maxwell et des expériences montrant la quantification des niveaux d’énergie. L’électron se déplace sur des orbites privilégiées centrées sur le noyau, avec une valeur déterminée d’énergie. N’explique pas l’effet Zeeman.

2. Structure de l’atome d’après la mécanique ondulatoire A partir de 1930, l’électron est modélisé par une fonction d’onde : . Les électrons ne sont plus des « billes » localisées en orbite, mais des nuages de probabilité de présence. ││représente la densité de probabilité de présence de l’électron. 3. Fonction d’onde La fonction d’onde (ou onde électromagnétique) représente le volume dans lequel la probabilité de présence de l’électron est ≥ 95%. Les fonctions d’ondes (aussi appelées orbitales atomiques) dépendent de 3 nombres entiers appelés nombres quantiques : n, ℓ et mℓ. La fonction d’onde associée à ces 3 nombres quantiques est notée :

3

n,ℓ,mℓ

4. Les nombres quantiques n, ℓ, m ℓ n nombre quantique principal entier n ≥ 1 définit la couche détermine la taille de l’orbitale

n Nom de la couche

1

2

3

4

5

K

L

M

N

O

Plus n est grand et plus le diamètre de l’orbitale est grand. ℓ nombre quantique secondaire ou azimutal entier 0  ℓ  n-1  définit la sous-couche  détermine la forme de l’orbitale mℓ ou m  nombre quantique magnétique entier -ℓ  mℓ  ℓ détermine l’orientation de l’orbitale

ℓ Nom de la sous-couche

0

1

2

3

4

5

6

s

p

d

f

g

h

i

sous-couche

s

p

d

nombre d’OA

1

3

5

f 7 

Le triplet (n,ℓ,mℓ) définit une orbitale (aussi appelée case quantique). Les orbitales d’une même sous-couche sont dites dégénérées (elles ont la même énergie). Nom d’une orbitale atomique : n + lettre associée à la valeur de l . 5. Le nombre quantique de spin s s nombre quantique de spin s=+

1 1 ou s = 2 2

Le quadruplet (n,ℓ,mℓ,s) décrit un électron.

III. Configuration électronique des atomes à l’état fondamental 1. Règles de remplissage  Principe d'exclusion de Pauli : deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques .

Une orbitale atomique peut contenir au maximum deux électrons.

Deux électrons dans une même orbitale ont le même n, ℓ, mℓ mais un spin différent (s=1/2 et s = -1/2). Ils sont antiparallèles (=appariés).

4

Nombre d’électrons possible dans chaque sous-couche et couche : n° de la couche

nom de la souscouche

n=1 n=2

n=3

n=4

Nombre d’électrons maximum sous couche

couche 2 2n

ℓ=0 (1s)

2

2

ℓ=0 (2s)

2

ℓ=1 (2p)

6

ℓ=0 (3s)

2

ℓ=1 (3p)

6

ℓ=2 (3d)

10

ℓ=0 (4s)

2

ℓ=1 (4p)

6

ℓ=2 (4d)

10

ℓ=3 (4f)

14

8

18 

32

 Principe de stabilité : à l’état fondamental, un atome se trouve dans son état énergétique le plus stable correspondant à l’énergie la plus basse. Les électrons commencent par saturer les niveaux de plus basse énergie.  Règle de Klechkowsky : l’énergie croit avec (n+ℓ). Pour une même valeur de (n+ℓ), l’énergie croit avec n. On remplit les sous-couches dans l’ordre suivant : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d , 4p, 5s, 4d, 5p, 6s,… Exceptions : Cr et Cu 2 2 6 2 6 1 5 24 Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

29

Cu : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

 Règle de Hund : lorsque les électrons sont dans des orbitales de même énergie, la configuration la plus stable est celle pour laquelle le nombre de spin total est maximal . Lorsqu’une orbitale contient un seul électron on dit que l’orbitale est partiellement remplie . Spin total S

S= ne-célib x

1 2

Remarques : - On peut également écrire la configuration électronique d’un atome en mettant entre crochet le gaz rare de la ligne précédente suivi de la couche externe (=couche de valence). 1 5 Exemple : 24Cr : [Ar] 4s 3d - On peut écrire la configuration électronique d’un cation en enlevant 1 ou plusieurs électrons sur la couche dont le n est le plus grand. En cas d’égalité enlever en premier l’électron sur la couche dont la somme (n+l) est la plus grande. - On peut écrire la configuration électronique d’un anion en ajoutant 1 ou plusieurs électrons dans la sous-couche non saturée. 2. Electrons de valence Les électrons de valence sont les électrons des sous-couches électroniques externes (= couche de valence). Les autres électrons sont les électrons de cœur (couche interne de l’atome). Dans la couche de valence : un électron seul dans son orbitale est un électron célibataire, deux électrons appariés représentent un doublet libre (= paire d’électrons non liante ou doublet non liant) et une orbitale vide constitue une lacune électronique. 5

Exemple : Oxygène (Z=8) Représentation sous forme de cases quantiques 1s

2s 2

2p

2

4

2

4

1s 2s 2p

Configuration électronique

[He] 2s 2p 2

4

Couche de valence

2s 2p

Electrons de valence

6

Spin total

S= 2 x

1 =1. 2

IV. Classification périodique de Mendeleïev La classification périodique de Mendeleïev (= tableau périodique des éléments) est constituée de 7 lignes appelées « périodes »  et de 18 colonnes appelées « familles »  et contient actuellement 118 éléments. Les éléments chimiques sont : - ordonnés par Z croissant - organisés en fonction de leur configuration électronique (sous-tendant leurs propriétés chimiques).

Dans une même famille, les éléments possèdent la même structure électronique externe  (même nombre d’électrons de valence ). Le numéro de la période correspond au nombre de couches électroniques principales.

6

1. Les différentes familles Bloc

s

Colonnes

1 et 2

Famille

Couche de valence

nombre d’électrons de valence

nombre d’epériphériques

métaux alcalins

ns1

1

1

ns2

2

2

ns2 npx avec 1 ≤ x ≤ 4

2+x

3à6

ns2 np5

7

7

ns np

8

8

ns2 (n-1)dx avec 1 ≤ x ≤ 10

2+x

1 ou 2

métaux alcalino-terreux

 -

p

d

colonne 17 halogène (F, Cl, Br, I) colonne 18 gaz rare (= gaz noble) (He, Ne, Ar, Kr, Xe)

13 à 18

3 à 12 à partir de la 4ème période

métaux de transition (= élément de transition)

2

6

Remarque : le bloc f se situe entre les colonnes 3 et 4 à partir de la 6ème période 2. Propriétés des atomes Rayon atomique rc (= dimension) Il correspond à la distance entre le noyau et les électrons périphériques.

Energie de première ionisation EI1 L’énergie de première ionisation est l’énergie minimale qu’il faut fournir pour extraire un électron à un atome isolé. EI 1 A ( g )  A (g )  e  EI1 > 0

rc

 Période : le rayon atomique augmente de la droite vers la gauche 

Période : EI1 augmente de la gauche vers la droite 

Famille : le rayon atomique augmente du haut vers le bas

Famille : EI1 augmente du bas vers le haut. ième

L’énergie de n réaction :

ionisation EIn correspond à la

EIn A(n 1)  ( g)  A(ng)  e 

Remarque : EIn > …EI2 > EI1

7

L’affinité électronique AE L’affinité électronique est l’énergie minimale qu’il faut fournir pour extraire un électron à son ion négatif.

Electronégativité EN (aussi notée   L’électronégativité mesure la tendance d’un élément à attirer vers lui les électrons lorsqu’il est engagé dans une ou des liaisons avec un ou plusieurs atomes.

AE

A(g )  A( g)  e  AE = EA – EAAE > 0: l’ion est plus stable que l’atome AE < 0 l’ion négatif isolé n’existe pas

EN Période : EN augmente de la gauche vers la droite Famille : EN augmente du bas vers le haut



AE

Un atome dont l’électronégativité est forte est attracteur d’électrons, il est électronégatif. Le fluor F est l’élément le plus électronégatif. Un atome dont l’électronégativité est faible est électrodonneur.

Période : AE augmente de la gauche vers la droite 

2ème partie : structure moléculaire I. Les liaisons chimiques Les atomes réagissent pour acquérir une structure électronique externe identique à celle d’un gaz rare. Les liaisons ioniques Interaction électrostatique entre atomes présentants une différence d’électronégativité.

La liaison covalente Résulte de la mise en commun d’électrons de valence.

Si la différence d’électronégativité entre deux atomes (EN) est supérieure à 1,7, la liaison est ionique. Exemple : NaCl

Règle de l’octet : les atomes (Z>4) tendent à se combiner de façon à avoir 8 électrons dans leur couche de valence (= structure électronique d’un gaz noble). La règle de l’octet est strictement valable uniquement pour les atomes des 2 premières lignes du tableau périodique. Atomes pour lesquels la règle de l’octet est la plus utile : C , N, O, F, Cl, Br et I.

8

II. Structure de Lewis Autour du symbole de l’élément nous représenterons : e célibataire (non appariés) : , doublet libre ou paire d’électrons non liante  : lacune électronique :

,

1. Représentation de Lewis de quelques atomes atome

Electron(s) de valence

Représentation de Lewis

H

H

1

Be

2

Be

B

3

B

C

4

C

N

5



N 

O

6

halogène X = (F,Cl,Br,I)

7

P

5

O

X P



P 

S

6

S

S

S 

Remarques : - Le nombre d’électrons dans la couche de valence n’est pas nécessairement égal au nombre de liaisons que peut faire l’atome. Par exemple l’azote neutre a 5 électrons de valence mais ne peut pas faire plus de 4 liaisons sinon il ne respecte plus la règle de l’octet. - Les éléments d’une même famille ont la même représentation de Lewis. 2. Exceptions à la règle de l’octet Certains atomes ne vérifient pas la règle de l’octet.  Exception par défaut C’est le cas des atomes tels que le béryllium (Be) et le bore (B) auxquels il manque des électrons pour satisfaire la règle de l’octet.

H

H

B H

9

Le bore est entouré de 6 électrons. Il ne respecte pas la règle de l’octet par défaut d’électrons.

 Exception par excès C’est le cas des atomes tels que le phosphore et le soufre qui peuvent être entourés de plus de 8 électrons. Le phosphore est entouré de H

H

P

H H

10 électrons. Il ne respecte pas la règle de l’octet par excès d’électrons.

H 3. Charge formelle La charge formelle d’un atome au sein d’une molécule est déterminée par rapport à son nombre d’électrons de valence à l’état fondamental (manque d’électrons : charge positive, excès d’électrons : charge négative). Les molécules les plus représentatives sont celles qui minimisent le nombre de charge formelle. 4. Valence d’un atome Dans une molécule neutre, la valence d’un atome est le nombre de liaisons covalentes que fait un atome au sein de la molécule. Exemples : - NH3 : N a une valence de 3 - CH4 : C a une valence de 4 - PF5 : P a une valence de 5 5. Acides et bases de Lewis Un acide de Lewis est un accepteur de paire d’électrons. Il possède une lacune électronique. Exemple : H

B

H

H

Une base de Lewis est un donneur de paire d’électrons. Il possède un doublet libre. Exemple : H H

N H

10

III. Géométrie des molécules et des ions moléculaires : théorie de la VSEPR La théorie VSEPR donne une information sur la géométrie et la représentation de la molécule dans l’espace. On s’intéresse à un atome central A lié à n atomes notés X et possédant n doublets libres notés E. On le note AXnEm. La géométrie de la molécule AXnEm dépend du nombre (n+m).

n+m

Géométries de base

2

Linéaire

3

Plan triangulaire

4

Tétraèdre

5

Bipyramide à base triangulaire (=bipyramide trigonale)

6

Bipyramide à base carrée (=octaèdre)

Géométries dérivées AX2 linéaire AX3 plan triangulaire AX2E1 = AX2E forme V AX4 tétraèdre AX3E1 = AX3E  pyramide à base triangulaire  (= pyramide trigonale) AX2E2 forme V AX5  bipyramide à base triangulaire  (= bipyramide trigonale) AX4E1 = AX4E forme SF4 AX3E2 forme en T AX2E3 linéaire AX6 bipyramide à base carrée (= octaèdre) AX5E1 = AX5E pyramide base carrée AX4E2 plan carré AX3E3 forme T AX2E4 linéaire

11

Angle 180° 120° < 120° 109,5°

< 109,5°

EI1 (Be) C. EI1 (N) > EI1 (P) D. Le nombre d’électrons de valence de N et de P sont différents E. Le nombre d’électrons de valence de N et de V sont identiques (AE : affinité électronique et EI 1 : énergie de première ionisation) QUESTION N°10 Parmi les propositions suivantes, laquelle (lesquelles) est(sont) EXACTES ? A. B. C. D. E.

le nombre quantique magnétique est noté l les valeurs de l sont comprises entre n-1 et n+1 la combinaison n=3 et l=2 définit des orbitales 3p la combinaison n=2 et l=1 définit des orbitales 2p les nombres quantiques l et m définissent les sous-couches 13

2014 QUESTIONS A COMPLEMENT SIMPLE QUESTION N°1 Quel niveau d’énergie est utilisé, une fois que la sous-couche 4s est pleine ? A. 3d B. 4d C. 4p D. 5s E. 6s QUESTION N°2 Parmi les valeurs suivantes, indiquez celle qui correspond au nombre d’électrons maximum que peut accepter une couche de nombre quantique principal égal à 3 : A. 3 B. 6 C. 10 D. 18 E. 5 QUESTION N°3 Parmi les valeurs suivantes, indiquez celle qui correspond au nombre d’orbitales dans la sous couche 4f : A. 7 B. 3 C. 1 D. 5 E. 8 QUESTIONS A COMPLEMENTS MULTIPLES QUESTION N°9 Quel(s) atome(s) à l’état fondamental ne contient(contiennent) qu’une orbitale partiellement remplie ? A. Si (Z=14) B. Ca(Z=20) C. Ne (Z=10) D. Na (Z=11) E. O (Z=8)

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QUESTION N°10 Parmi les propositions suivantes, laquelle (lesquelles) est(sont) EXACTES ? A. Le nombre quantique magnétique est noté l B. Les valeurs de l sont comprises entre n-1 et n+1 C. La combinaison n=3 et l=2 définit des orbitales 3p D. La combinaison n=2 et l=1 définit des orbitales 2p E. Les nombres quantiques l et m définissent les sous-couches électroniques QUESTION N°11 Concernant la classification périodique de Mendeleïev, indiquez la(les) proposition(s) EXACTE(s) : A. Les lignes sont appelées des « périodes » B. Les atomes d’une même période n’ont pas la même structure électronique externe C. Dans une période, le rayon atomique globalement croit de gauche à droite D. Dans une période, affinité électronique et énergie d’ionisation varient inversement E. Le bloc s contient, entre autres, les alcalino-terreux QUESTION N°12 A propos de la molécule PCl5 : Parmi les propositions suivantes, laquelle (lesquelles) est(sont) EXACTES ? (A désigne l’atome central, X l’atome ou ion voisin, E une paire électronique non liante) A. PCl5 est de type AX5 selon la théorie VSEPR B. PCl5 est de type AX4E selon la théo...