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U.B.M. ANNABA Cours 1 ere année L.M.D.S.N.V Chapitre II Classification Périodique Liaisons Chimiques Chargée de cours M me FEDAOUI.

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1 U.B.M. ANNABA Cours 1 ere année L.M.D.S.N.V Chapitre II Classification Périodique Liaisons Chimiques Chargée de cours M me FEDAOUI

2 I.Modèle de Bohr. Cas de latome dH - Lélectron décrit une orbite circulaire centrée sur le noyau immobile. - Lélectron est soumis à la force dattraction coulombienne F 1 = Ke 2 /r 2 Lélectron est aussi soumis à la force centrifuge F 2 =Kv 2 /r - A léquilibre : F 1 = F 2 on aura r = Ke 2 /mv 2 dautre part: 1) Lélectron ne peut se situer que sur certaines orbites bien précises ou permises, de telle sorte que son énergie reste constante. 2) Lorsque lélectron absorbe ou émet de lénergie, il change dorbite ou de niveau dénergie. - Orbites permises orbites stationnaires 2 r = n h/mv ( n = 1, 2, 3...) En remplaçant on obtient alors r = n 2 h 2 / k me 2 en calculant on aura r = 0,53n 2 Å

3 Energie totale = Energie potentielle + Energie cinétique E c =1/2 mv 2 = ½ Ke 2 /r et E p = Ke 2 /r Daprès les calculs on obtient une énergie totale E = 1/2 Ke 2 /r et en remplaçant r par sa formule on aura lénergie E = 2K 2 m 2 e 4 / n 2 h 2 et en calculant on obtient E = 13,6 e.V n 2 Par la suite De Broglie énonça : A toute particule en mouvement (de masse m et de vitesse v) on associe une radiation de longueur donde : = h mv Transitions entre niveaux électroniques. Daprès la seconde hypothèse de Bohr, le passage dun e- dune orbite définie par ni à une orbite définie par nf, se fait par un échange dun quantum dénergie E = h = hc / = E f E i h: constante de planck = 6, j.s c = vitesse de lumière = m/s 2

4 Description quantique de latome H. Equation de Schrödinger - Equation fondamentale de la mécanique ondulatoire : H = E - Elle permet de calculer Densité de probabilité. Lélectron est caractérisé par : - son état énergétique, - sa probabilité de présence à un endroit donné. - Probabilité de présence. La probabilité de trouver lélectron dans un volume dV au point M(x, y,z)sécrit : dP = | | 2 dV La notion classique de position est remplacée par la notion de densité de probabilité de présence : Condition de normalisation = 1 espace dP = espace 2 dV = 1 Probabilité de trouver le - dans tout lespace

5 Nombres quantiques. Létat dun électron dans un atome, cest-à-dire : son énergie, ses mouvements autour du noyau, la forme de lorbitale, est défini par 4paramètres appelés nombres quantiques. 1) Le nombre n, nombre quantique principal : n = 1, 2, …. 7 définit une couche électronique ou un niveau dénergie. n = 1 couche K ; n = 2 couche L ; n = 3 couche M ; etc. n définit aussi le numéro de la période. 2) Le nombre l, nombre quantique secondaire(nombre quantique azimutal) avec : 0 l n – 1 l caractérise la "forme" de lorbitale; il définit une sous-couche électronique, ou un sous niveau dénergie. l=0 lorbital atomique s l = 1 lorbital atomique p l = 2 lorbital atomique d l = 3 lorbital atomique f

6 3) Le nombre m, nombre quantique magnétique, avec : -l m +l : m définit lorientation de lorbitale : l = 0 m = 0 1 seule orientation 1 orbitale s 1 case quantique l = 1 m = -1; 0 ; 1 3 orientations 3 orbitales p de même énergie 3 cases quantiques l = 2 m = -2,-1,0,1,2 5 orientations 5orbitales d de même énergie 5 cases quantiques. l = 3 m = -3,-2,-1,0,1,2,3 7 orientations 7 orbitales f de même énergie 7 cases quantiques. 4) Le nombre quantique de spin s, avec s = + 1/2 dû à la rotation de lélectron sur lui-même. Deux orientations sont possibles : s = +1/2 () et s = -1/2 ( )

7 II.Répartition des électrons ou configuration électronique. 1) Principe dexclusion de Pauli. Deux électrons d'un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. Deux électrons dans une même orbitale atomique doivent différer par leur nombre quantique de spin, qui ne peut prendre que deux valeurs, ms = +1/2 () ou –1/2 ( ). Une orbitale atomique ne peut "contenir" au maximum que 2 électrons qui dans ce cas auront des spins opposés : ils sont antiparallèles ou appariés Si l'orbitale ne contient qu'un électron, celui-ci est dit non-apparié ou célibataire. - Une orbitale vide constitue une lacune électronique. Règle de Hund (règle du spin maximal). Lorsque des orbitales atomiques ont même énergie (dégénérées), les électrons se répartissent avec un nombre maximum de spins parallèles.

8 lorbital s possède 2e - Lorbital p possède 6e - Lorbital d possède 10e - Lorbital f possède 14e - Règle de Klechkowski : Pour n = 1 on a 1s Pour n = 2 on a 2s 2p Pour n = 3 on a 3s 3p 3d Pour n = 4 on a 4s 4p 4d 4f Pour n = 5 on a 5s 5p 5d 5f Pour n = 6 on a 6s 6p 6d 6f Pour n = 7 on a 7s 7p 7d 7f On aura alors le remplissage: 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s

9 A 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, dans l'ordre : "1s", "2s", "2p", "3s", "3p"... cest la règle dite du "(n + l) minimal" la première sous-couche à remplir est celle qui a la somme (n + l) la plus petite. cas des sous-couches 4s et 3d : 4s : n = 4 ; l = 0 n + l = 4 3d : n = 3 ; l = 2 n + l = 5 (n + l)4s < (n + l)3d E4s < E3d Les électrons occupent d'abord le niveau"4s" avant le niveau "3d", de même entre les niveaux "5s" et "4d".

10 exceptions à la règle de Klechkowski. Exemples : - le chrome : 24 Cr : 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 / 3d 5, 4s 1 et non pas : 3d 4, 4s 2 - le cuivre : 29 Cu : 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 / 3d 10, 4s 1 et non pas : 3d 9, 4s 2 - Exemples : Structure électronique ou configuration électronique à létat fondamental : 8 O (8 électrons à placer) : 1s 2 / 2s 2, 2p 4 électrons de coeur / électrons de valence - Pour écrire la structure électronique dune espèce ionisée positivement : - Cas général : on enlève dabord les électrons les plus externes (ceux qui correspondent à n le plus grand). -Dans le cas des métaux de transition, on enlève donc dabord les électrons « s » Exemple: 29 Cu + : 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 / 3d 10, 4s 0 29 Cu 2+: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 / 3d 9, 4s 0

11 La classification périodique des éléments. La classification de Mendeleïev (1869). - Basée initialement par Mendeleïev sur le classement des éléments par masse atomique croissante, la classification moderne est basée sur le classement des éléments par numéro atomique Z croissant, donc sappuie sur la structure électronique des atomes. - Elle est constituée de 7 lignes appelées "périodes" et de 18 colonnes appelées "familles". - Le numéro atomique croît de gauche à droite dans une période et de haut en bas dans une colonne. - Les éléments d'une même période ont la même valeur du nombre quantique principal maximal n. - Les éléments appartenant à une même colonne ont généralement la même structure électronique externe, donc souvent des propriétés chimiques ou physiques voisines (attention : ne pas généraliser !).

12 Les éléments du tableau Périodique sont partagés en deux groupes A et B. Les éléments du groupe A se terminent par la couche externe ns et nsnp et ns(n 1)d 10 np Les éléments du groupe B se terminent par la couche externe ns (n 1)d. Les éléments du groupe A Couche externe groupe ns 1 I A ns 2 II A ns 2 np 1 III A ns 2 np 2 IV A ns 2 np 3 V A ns 2 np 4 VI A ns 2 np 5 VII A ns 2 np 6 VIII A ou le groupe zéro « 0 »

13 Les éléments du groupe B la couche externe le groupe ns 2 (n 1)d 1 III B ns 2 (n 1)d 2 IV B ns 2 (n 1)d 3 V B ns 2 (n 1)d 4 VI B ns 2 (n 1)d 5 VII B ns 2 (n 1)d 6 ns 2 (n 1)d 7 VIII B ns 2 (n 1)d 8 ns 2 (n 1)d 9 ns 1 (n 1)d 10 I B ns 2 (n 1)d 10 II B


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