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.  |
