Z est appelé numéro atomique ou nombre de charge, IL désigne le nombre de protons (c’est aussi le nombre d'électrons pour un atome neutre). Pour un élément quelconque, la charge du noyau (protons) est +Ze
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Chapitre I Atomistique S1 Chapitre I ATOMISTIQUES 1. Introduction La matière est formée à partir de grains élémentaires: les atomes. 114 atomes ou éléments ont été découverts et chacun d'eux est désigné par son nom et son symbole. Exemple : Carbone : C ; Azote : N. L'atome est un ensemble électriquement neutre comportant une partie centrale, le noyau (protons + neutrons), où est centrée pratiquement toute sa masse, et autour duquel se trouvent des électrons. En fait, l'atome n'existe pas souvent à l'état libre, il s'associe avec d'autres pour former des molécules. 2. Noyau Le noyau est formé de particules élémentaires stables appelées nucléons, qui peuvent se présenter sous deux formes à l'état libre, le neutron et le proton. - Les protons sont chargés positivement : qp = +e = 1,602 .10-19 C - La masse du proton : mp = 1,673 .10-27 kg ≈ 1836 me - Les neutrons sont de charge nulle, leur masse est : mn = 1,675 .10-27 kg. Conclusion : Toute la masse de l'atome est concentrée dans le noyau. 3. Electron L'électron porte une charge électrique fondamentale négative égale à -1,6×10-19 coulomb. La masse d'un électron est d'environ 9,11 × 10-31 kg, ce qui correspond à environ 1/1 800 de la masse d'un proton. L'électron fait partie de la famille de particules appelées " leptons " 4. Identification des éléments 4.1. Représentation A chaque élément chimique, on a associé un symbole. Il s'écrit toujours avec une majuscule, éventuellement suivie d'une minuscule :  Z est appelé numéro atomique ou nombre de charge, il désigne le nombre de protons (c’est aussi le nombre d'électrons pour un atome neutre). Pour un élément quelconque, la charge du noyau (protons) est +Ze. De même la charge des électrons sera -Ze. A est appelé nombre de masse, il désigne le nombre de nucléons (protons + neutons). Si N représente le nombre de neutrons, on aura la relation : A = Z + N 4.2. Isotopes Ce sont des atomes de même numéro atomique Z et de nombre de masse A différent. Un élément peut avoir un ou plusieurs isotopes. Il n'est pas possible de les séparer par des réactions chimiques, par contre cela peut être réalisé en utilisant des techniques physiques notamment la spectroscopie de masse. 5. Modèle Classique de l’atome (Modele de Bohr) 5.1. Description (cas de l'atome d’hydrogène) Bohr propose quatre hypothèses :
5.2. Aspect quantitatif de l'atome de Bohr Le système est stable par les deux forces  et  :
Le système est en équilibre si :  c.à.d  (1)Energie totale du système : ET = Ec + Ep Ec : énergie cinétique (Ec = mv2/2) et Ep : énergie potentielle, elle est due à l'attraction du noyau (Ep = Fa.dr = - e2/4πε0r) Donc  (2)Rayon de l'orbite : On sait que : mvr = n.h/2π Donc mv2= n2h2 / 4π2mr2 (3) (1) et (3) donnent : r = ε0h2n2 / πme2 (4) C'est le rayon de l'orbite où circule l'électron ; il est quantifié. Si on remplace (4) dans (2), on obtient : ET = -me4 / 8ε02h2n2 (5) L'énergie totale d'un électron est donc discrète ou quantifiée.
r1 = 5,29.10-11 m = 0,529 Å (1Å = 10-10 m) E1 = -21,78.10-19 j = -13,6 eV (1eV = 1,6.10-19j)
5.3. Absorption et émission d'énergie Un électron ne peut absorber ou libérer de l'énergie c.à.d rayonné qu'en passant d'un niveau (orbite) à un autre. La quantité d'énergie absorbée ou émise est égale à la différence d'énergie entre les deux niveaux (relation de Planck) : ∆E = [Ef - Ei]= hν Ef : état final, Ei : état initial, h : constante de Planck, ν : fréquence de radiation Absorption : Lorsqu’un électron passe d'un niveau n (orbites de rayon rn) à un niveau p (p>n) supérieur (orbite de rayon rp), il absorbe une radiation de fréquence νn-p. Emission : Lorsqu’un électron passe d'un niveau p à un niveau n (p > n), il émet une radiation de fréquence νp-n. 6. Rayonnement électromagnétique Les rayons lumineux sont caractérisés par la propagation d'une onde électromagnétique à la vitesse de la lumière (c = 3.108 m/s). Cette onde est caractérisée par sa longueur d'onde λ ou par son nombre d'onde σ : λ = 1/σ = c/ν ν : la fréquence Le spectre de l'ensemble des radiations peut se présenter de la façon suivante :  7. Spectre d’émission de l’atome d’hydrogène Le spectre de raie de l'atome d'hydrogène présente quatre raies principales dans le domaine visible.  Quantification de l'énergie : L'énergie émise ou absorbée par un électron est : ∆E = [Ep – En]= hν p>n ∆E = (1/n2 - 1/p2) me4 / 8ε02h2 or hν = h.c/λ C.à.d 1/λ = σ = (1/n2 - 1/p2) me4 / 8ε02h3c 1/λ = RH (1/n2 - 1/p2) avec RH = me4 / 8ε02h3c, appelé constante de Rydberg Cette relation permet de calculer les différentes longueurs d'onde. En général, on trouve plusieurs séries de spectre selon l'état où se trouve l'électron :
8. Généralisation aux ions hydrogénoides Ce sont des ions qui ne possèdent qu'un seul électron. Leurs énergie totale s'écrit : ET = Z2/ n2.(-me4 / 8ε02h2 )  ET = E1.Z2/ n2Le rayon d'une orbite de rang n d'un ion hydrogènoïde est : r = n2/Z.(ε0h2 / πme2) ou encore r = r1 . n2/Z et 1/λ = Z2.RH (1/n2 - 1/p2) 9. Energie d’ionisation C'est l'énergie nécessaire pour amener l'électron de son état fondamental vers l'infinie. H ----hνL---> H+ + 1e- ionisation de l'atome d'hydrogène ∆E = hνL= E∞ - E1 = 13,6 eV avec νL : fréquence limite et E∞ = 0 10. Modèle quantique de l’atome 10.1. Nombres quantiques Pour la fonction d'onde Ψ (orbitale atomique), elle fait intervenir trois nombres appelés "nombres quantiques" qui caractérisent l'état d'un électron. Ces trois nombres sont : n ; l et m :
Remarque : Il y a 2l+1 valeurs de m (2l+1 orbitales). Chaque orbitale atomique est donc caractérisée par une combinaison des trois nombres quantiques n, l et m. Dans la notation spectroscopique, à chaque valeur de l, on lui fait correspondre une fonction d'onde que l'on désigne par une lettre :
Pour décrire totalement l'électron d'un atome, il faut lui attribuer un quatrième nombre quantique (noté s ou ms) lié à la rotation autour de lui-même. Ce nombre ne peut prendre que deux valeurs : S = 1/2 (↑) ou S = -1/2 (↓) D'une façon générale, pour une couche n donnée, on aura n sous-couches, n2 orbitales et 2n2 électrons au maximum. 10.2. Structure électronique. 10.2.1. Règle de remplissage Les électrons vont remplir les orbitales en se plaçant dans les niveaux de moindre énergie. 10.2.1.1. Règle de KLECHKOWSKY Le remplissage des couches et sous-couches s'effectue selon les (n+l) croissant, et si (n+l) est identique, selon n croissant. 10.2.1.2. Loi de HUND Lorsqu'une sous-couche est incomplètement remplie, les électrons s'arrangent de telle sorte que le maximum d'entre eux aient des spins parallèles (nombre de spin maximum). 10.2.1.3. Principe d'exclusion de PAULI Dans un atome, deux électrons ne peuvent pas avoir leurs 4 nombres quantiques identiques. 10.2.2. Schéma de LEWIS Les propriétés chimiques d'un atome dépendent de sa couche électronique externe (couche de valence). Le schéma de LEWIS d'un atome représente cette couche électronique:  10.2.3. Règle de l'octet Règle empirique selon laquelle, dans une molécule organique, chaque atome doit etre entouré de 8 électrons (en LEWIS). Cette règle est souvent prise en défaut. D'une facon plus générale, les atomes ont tendance à acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche en fixant ou cédant des électrons.  Sachez qu'il existe des exceptions à la règle de l'octet. Certains atomes peuvent posséder PLUS de 8 électrons sur leur couche périphérique et d'autres atomes MOINS de 8 électrons. 11. Tableau périodique des éléments. Le tableau comporte :
11.1. Les métaux Les 103 éléments du tableau périodique sont classés en 3 catégories (métaux, métalloïdes et non métaux) selon leurs propriétés mais la plupart des éléments chimiques sont des métaux. Non-métal Les éléments non-métalliques sont des éléments qui ont un aspect terne (sans éclat), ne sont pas conducteurs de chaleur et d'électricité sont fréquemment des gaz ou des liquides. Métalloïdes Nom désignant des éléments intermédiaires entre les métaux et les gaz rares. Les métalloïdes sont difficiles à classer comme métal ou non-métal, ils sont à la frontière (ligne en escalier) qui sépare les métaux des non-métaux. Ils ressemblent aux non-métaux par certaines propriétés mais sont de faibles conducteurs d'électricité (semi-conducteur). Métalloïde signifie qui ressemble aux métaux.  11.2. Les familles d'éléments
Exemple Les éléments de la famille Ia ont 1 électrons de valence Les éléments de la famille IIa ont 2 électrons de valence, Les éléments de la famille IIIa ont 3 électrons de valence, ...  11.2.1. Alcalins Situés à l'extrême gauche du tableau périodique, les alcalins
Les alcalins doivent être conservés dans l'huile, car lorsqu'ils sont en contact avec l'eau ou l'air, ils réagissent violemmentpour former une base hydroxylée ou alcaline. Les alcalins sont souvent utilisés dans la médecine pour la fabrication des médicaments et pour la fabrication d'explosifs. N.B. L'hydrogène (H), même s'il fait partie du groupe IA comme tous les éléments mentionnés plus haut, ne fait pas partie de la famille des alcalins, contrairement à ce qu'on peut penser. L'hydrogène peut être considéré comme un élément à part. C'est l'élément le plus léger : il n'est formé que d'un proton et d'un électron. C'est l'élément le plus commun dans l'univers. 11.2.2. Les alcalino-terreux
Ces éléments ne se trouvent jamais sous forme métallique libre dans la nature, car, comme les alcalins, ils sont très réactifs et réagissent aisément avec de nombreux non-m. 11.2.3. Les terreux Cette famille est aussi connue sous le nom de "famille du bore". Les éléments de la famille du bore : comptent 3 électrons de valence (famille IIIa), auront donc tendance à donner facilement trois électrons pour saturer le niveau d'énergie et à former un cation de charge +3 : B3+, Al3+, ... Le digne représentant de cette famille (du moins, celui qui lui donne son nom) est un élément appartenant aux métalloïdes; les 4 autres sont des métaux. 11.2.4. Les carbonides Cette famille, appelée aussi "famille du carbone", sort vraiment de l'ordinaire par rapport aux autres familles du tableau périodique. Ses membres possèdent tous :
Le carbone (C), le silicium (Si) et le germanium (Ge) sont desmétalloïdes. L'étain (Sn) et le plomb (Pb) sont des métaux. 11.2.5. Les azotides
Les éléments les plus importants sont certainement l'azote et le phosphore, éléments essentiels à la vie des animaux et des végétaux et dont nombreux de leurs composés ont des applications importantes. 11.2.6. Les sulfurides
Les sulfurides prennent donc volontiers 2 électrons à ceux qui s'y risquent.Ils font des liens ioniques avec les autres familles de la région des métaux, aussi bien que des liens covalents avec nos semblables, les non-métaux. 11.2.7. Les halogens.
Les halogènes ne se laissent pas marcher sur les pieds. Ils n'hésitent pas à s'emparer de l'électron qui leur manque. C'est pour cela qu'ils sont reconnus comme étant la famille la plus avare du tableau périodique. 11.2.8. Les gaz rares (ou inertes).
Il y a quelques années, les gaz rares étaient appelés gaz inertes à cause de leur inertie chimique. Mais on sait maintenant qu'ils peuvent néamoins réagir avec d'autres gaz. Ce sont les seuls gaz monoatomiques, tous les autres gaz ont des molécules diatomiques c'est-à-dire qu'il y a deux atomes d'un même élément qui composent la molécule. La source des gaz rares est l'air. 11.2.9. Les métaux de transition Tous les membres de cette famille :
Ils ont aussi, pour la plupart, tendance à s'unir entre-eux, ou encore avec des composés d'autres familles pour former ce que l'on appelle des alliages. 11.3. Les périodes.
 12. Les liaisons Chimiques 12.1. Périodicité des propriétés 12.1.1. Éléctronégativité χ = tendance qu'a un atome à attirer les électrons des liaisons L'électronégativité des éléments dans le tableau périodique. Le chimiste américain L.PAULING a calculé l'électronégativité des différents atomes. Le tableau ci-contre montre la variation de l'électronégativité des atomes qui augmentent de gauche à droite dans les périodes et de bas en haut dans les familles. L'atome le plus électronégatif est donc l'atome de F (4.0) et les atomes les moins électronégatifs sont les atomes césium et francium (0.7).  Intérêt : la valeur de l'électronégativité permet de savoir si :
12.1.2. Rayon atomique ra On peut définir le rayon atomique comme étant la moitié de la distance entre les centres des deux atomes liés par une liaison simple.
12.1.3. Energie d'ionisation (EI) C'est l'énergie qu'il faut fournir pour arracher un électron à un atome (ou à un ion) dans l'état fondamental et à l'état gazeux.
12.1.4. Affinité électronique (AE) C'est le phénomène inverse de l'ionisation. L'affinité électronique d'un atome X est l'énergie dégagée lorsque cet atome capte un électron. 12.1.5. Valence C'est la capacité de chaque atome à former une liaison. Sa valeur est égale au nombre d'électrons non appariés (célibataires). Exemple :
12.2. Types de liaisons 12.2.1. Liaisons Fortes
12.2.1.1. Liaison covalente a. normale parfaite Normale signifie qu'il s'agit d'une mise en commun de 2 électrons CELIBATAIRES et parfaite ENTRE 2 ATOMES DE MEME ELECTRONEGATIVITE  b. normale polarisée Résulte de la mise en commun de 2 électrons célibataires (covalente) entre 2 atomes d'électronégativités DIFFERENTEs (polarisée).  Ceci a pour conséquence de faire apparaître une charge partielle sur chaque atome. ATTENTION : la somme algébrique des charges partielles dans toute molécule est égale à zéro. La flèche au milieu de la barre de liaison indique vers lequel des 2 atomes les électrons de liaison sont attirés préférentiellement. c. Liaison covalente dative Résulte de la mise en commun d'une paire d'électrons (covalente) entre 2 atomes d'électronégativité différente. L'atome le plus moins électronégatif donne une paire d'électrons (dative).  12.2.1.2. Liaison ionique Résulte de l'attraction électrostatique entre ions de signes contraires. En général, la liaison ionique s'établit entre les atomes métalliques donneurs d'électrons des familles Ia, IIa et IIIa et les atomes non métalliques accepteurs d'électrons des familles VIa et VIIa.  Le Cl étant plus électronégatif que le Na, attire l'électron de valence du Na afin de réaliser l'octet périphérique. L'atome Na perd un électron et devient ainsi l'ion Na+ afin de réaliser également l'octet périphérique. L'atome Cl gagne un électron et devient ainsi l'ion Cl-. Les ions Na+ et Cl-, ainsi formés, étant de signes contraires, s'attirent mutuellement par attraction électrostatique et forment une liaison ionique. 12.2.2. Liaisons Faibles 12.2.2.1. Moment dipolaire Dans les molécules dissymétriques de type AB, les barycentres des charges positives P et des charges négatives N ne coïncident pas. Ces molécules sont assimilables à un dipôle caractérisé par un moment dipolaire µ, orienté conventionnellement du moins vers le plus : µ = q. d d : distance séparant les noyaux. q = ZA .e + ZB .e ZA et ZB sont les numéros atomiques des atomes A et B Unité des moments dipolaires : le debye définit par 1D = 0,33. 10-29 C.m Exemples ® ® Cl ______ H F______ Cl µ = 1,08 D µ = 0,88 D 12.3. Types de liaisons Théorie de Gillespie Elle explique la forme géométrique des espèces chimiques (molécules ou ions dans l’espace. Elle repose sur la répulsion électrostatique entre les doub les (liants et non liants) entourant un atome central. Elles est connue par VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion ). Soit A un atome (centrale) d’une molécule, lié par p liaisons simples à p atomes (ou groupement d’atomes) X et éventuellement entouré par q doublets libres ( ou non liants ) E, la formule sera donc : AXpEq Il en résulte que A est entouré par n=p+q, (2≤n≤6) doublets. Gellispie postule que : Ces n doublets vont s’éloigner au maximum les uns des autres de façon à minimiser leur énergie de répulsion.
Mohamed Amine ZENASNI | ||||||
