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Chapitre 6 Les configurations électroniques, les propriétés des atomes et le tableau périodique.

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1 Chapitre 6 Les configurations électroniques, les propriétés des atomes et le tableau périodique

2 6.1 Atomes formés de plusieurs électrons Le modèle de Bohr ne sapplique quaux atomes hydrogénoïdes, cest- à-dire ne contenant quun seul électron ; ex.: H, He +, Li 2+. Dans ce cas, lénergie dun électron ne dépend que du nombre quantique principal n, cest-à-dire de la couche où il se trouve. –Ex: dans latome dhydrogène, E 3s = E 3p = E 3d ; on dit alors que les orbitales 3s, 3p et 3d sont dégénérées. Dans les atomes polyélectroniques sajoute la répulsion entre les électrons ; en conséquence : –on ne peut plus calculer lénergie dun niveau ; – ne sapplique plus.

3 Atomes non hydrogénoïdes - suite Lénergie de lélectron ne dépend plus seulement de la couche où il se trouve (nombre quantique principal n) : elle dépend aussi de la sous- couche (nombre quantique secondaire, ). Pour une couche donnée : E s < E p < E d < E f, etc. Pour une sous-couche donnée, les orbitales sont dégénérées. Ex : dans nimporte quel atome,

4 6.2 La configuration électronique Cest la façon dont les électrons sont distribués dans les différentes orbitales. Il existe 2 notations: –Notation spdf : on écrit les sous-couches avec, en exposant, le nombre délectrons présents dans chacune. –Ex: 1s 2 2s 2 2p 4 signifie quil y a 2 électrons dans la sous-couche 1s 2 électrons dans la sous-couche 2s 4 électrons dans la sous-couche 2p

5 Configuration électronique – cases quantiques Notation par cases quantiques : on représente une orbitale par un carré et un électron par une flèche ; pour les orbitales dégénérées, on relie les cases quantiques entre elles. Ex:

6 Configurations électroniques – notation abrégée On peut utiliser une notation abrégée de la configuration électronique en remplaçant la partie qui correspond à un gaz noble par le symbole de celui-ci, placé entre crochets. Exemples: Na : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ou [Ne]3s 1 K : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ou [Ar]4s 1 Fe : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 ou [Ar]4s 2 3d 6 La notation abrégée sapplique également avec la représentation par cases quantiques.

7 6.3 Les règles régissant les configurations électroniques On distribue les électrons dans les orbitales en ordre dénergie croissante.

8 Principe dexclusion de Pauli Principe dexclusion de Pauli : dans un atome, deux électrons ne peuvent posséder les 4 mêmes nombres quantiques (voir p.235). – 2 e- maximum par orbitale – ça explique la forme du tableau périodique : Type dorbitalesp d f m0 -1,0,1 -2,-1,0,1,2 -3,-2,-1,0,1,2,3 nb dorbitales nb de région du tableau 1 et 2 13 à 18 métaux de lanthanides transition actinides

9 Règle de Hund Règle de Hund : dans une sous-couche, on met le plus de spins parallèles possible (règle du banc dautobus!)(voir p.236). N : 1s2s2p N : 1s2s2p N : 1s2s2p

10 6.4 Les configurations électroniques: le principe de Aufbau Principe de Aufbau = application des règles régissant les configurations électroniques. Représentation de latome à létat fondamental. Ex: N : 1s 2 2s 2 2p 3 ou Ti : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 ou Br : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 ou

11 Exceptions au principe de Aufbau Le principe de Aufbau prédit correctement la configuration électronique des éléments représentatifs mais pas celle des éléments de transition ni des éléments de transition interne ; de ceux-ci, on retiendra seulement : Cr : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 ou Cu : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 ou Exceptions causées par la recherche de symétrie des orbitales d.

12 6.5 Les configurations électroniques et les lois périodiques La structure du tableau périodique reflète les configuration électroniques.

13 Les électrons de valence « La chimie, c'est un déplacement d'électrons » périphériques (lire p ). e- périphériques (ou de valence) (p.246): –e - dont le nb quantique principal n est le plus élevé; –ajouter les e - d et f si ces orbitales ne sont pas remplies. Exemples: –N : 1s 2 2s 2 2p 3 –Br : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 –Ti : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 –Xe : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6

14 Les configurations électroniques de ions Pour acquérir un degré doxydation négatif (charge négative), un élément remplit ses orbitales p : Groupe VA : -3 Ex: N :1s 2 2s 2 2p 3 N 3- :1s 2 2s 2 2p 6 Groupe VIA : -2 Ex: S :1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 S 2- :1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Groupe VIIA : -1Ex: F :1s 2 2s 2 2p 5 F - :1s 2 2s 2 2p 6

15 Ions positifs Pour acquérir un degré doxydation positif (charge positive), un élément représentatif perd tous ses e- périphériques, ou seulement ses e- périphériques p : Groupe IA : +1Ex : Na :1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na + :1s 2 2s 2 2p 6 Groupe IVA : +4, +2Ex : C : 1s 2 2s 2 2p 2 C 4+ : 1s 2 C 2+ : 1s 2 2s 2

16 Ions des métaux de transition Pour les ions de métaux de transition, les e- périphériques s partent les premiers. Exemple: Mn : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 Mn 2+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 Mn 7+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

17 6.7 Les propriétés atomiques périodiques des éléments Effet d'écran et charge effective: dans un atome polyélectronique, un électron donné est à la fois attiré par le noyau et repoussé par les autres électrons –Lattraction réelle qui sexerce sur lui est inférieure à celle quexercerait le noyau seul. Autre façon de présenter leffet d'écran : les e- forment un « écran » entre le noyau et d'autres e- situés plus loin, (ceux dont n est plus grand) –Ça « diminue » lattraction que le noyau peut exercer sur les électrons dont n est plus grand.

18 Charge effective - suite Z eff = Z réel - effet d'écran Z eff : charge effective Z réel : charge réelle du noyau effet décran : répulsion occasionnée par la présence des autres électrons

19 Charge effective - exemple Ex : atome de bore Les e- internes (1s) forment un « écran » entre le noyau et les e- périphériques. Les e- périphériques (2s, 2p) « voient » un noyau dont la charge est plus petite que +5

20 Le rayon atomique Dans une rangée : Z eff de gauche à droite RA de gauche à droite. Dans une colonne : n des e- péri. de haut en bas distance noyau - e- péri. de haut en bas RA de haut en bas

21 Le rayon ionique Les cations (ions positifs) ont des électrons en moins par rapport à leur élément respectif. Le noyau attire plus intensément les e- restants que dans lélément correspondant. Un cation est plus petit que latome dont il provient. Les anions (ions négatifs) ont des électrons en plus par rapport à leur élément respectif. Lintensité des forces de répulsion qui sexercent entre les e- augmente. Un anion est plus volumineux que latome dont il provient.

22 Espèces isoélectroniques Espèces isoélectroniques = atomes/ions possédant le même nb de-; Ils ont donc la même configuration électronique. Numéro atomique attraction entre noyau et e- RA Exemple: S 2- > Cl - > Ar > K + > Ca 2+ (grandeur du rayon) protons Tous ces atome/ions ont comme configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

23 Lénergie dionisation Énergie dionisation : énergie requise pour enlever un e- à un atome gazeux. X (g) X + (g) + e-I 1 X + (g) X 2+ (g) + e-I 2 et ainsi de suite. Processus toujours endothermique puisquon sépare une charge positive d'une charge négative (demande de lénergie, voir page 257). I 1 < I 2 < I 3... pour un élément donné puisque la charge positive de lion est de plus en plus grande. I 1 + I 2 : énergie nécessaire pour enlever deux e- à X.

24 Périodicité de lénergie dionisation Dans une rangée : Z eff de gauche à droite I de gauche à droite. Dans une colonne : n des e- périphériques de haut en bas ; –distance entre noyau et e- périphériques de haut en bas ; –I de haut en bas.

25 Affinité électronique Affinité électronique : variation dénergie associée à lacceptation dun électron par un élément neutre. A (g) + e- A - (g) AE Parfois exothermique, parfois endothermique. Ce nest pas I à lenvers ; –présence dun ion positif dans léquation dénergie dionisation; –présence dun ion négatif dans léquation daffinité électronique.

26 Affinité électronique - exemple Cl - (g) Cl + (g) + 2 e - ΔH = ? Pour calculer ΔH, on décompose la réaction en autant détapes quil y a délectrons. Lénergie de chacune de ces étapes a déjà été mesurée et peut être trouvée dans des tableaux de données : Cl - (g) Cl (g) + e - - AE = 348 kJ/mol Cl (g) Cl + (g) + e-I 1 = 1251 kJ/mol Cl - (g) Cl + (g) + 2 e-1599 kJ/mol

27 Périodicité de laffinité électronique Dépend a peu près des mêmes facteurs que I (Z eff, distance noyau-e - ) ; mais la symétrie sphérique est plus importante variation plus irrégulière de gauche à droite dans une rangée (p.260).


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