DOCUMENTATION ADRESSES INTERNET : www.iupac.org www.webelements.com Chimie Générale et Chimie Physique : ARNAUD, ATKINS Chimie des Solutions : GABORIAU Chimie des Eaux : SIGG, MICHARD, MOREL ADRESSES INTERNET : www.iupac.org www.webelements.com www.science.uottawa.ca www.fortunecity.com/campus www.univ-lemans.fr/enseignement/chimies

La matière est de nature discontinue ATOME (1Å = 10-10 m) ATOMISTIQUE CONSTITUANTS DE LA MATIÈRE La matière est de nature discontinue ATOME : C’est la plus petite unité de matière pouvant exister à l’état libre NOYAU (10-4 Å) ATOME (1Å = 10-10 m) NUAGE ELECTRONIQUE

Le NOYAU renferme 2 types de particules « lourdes » (Hadrons) (10-4 Å) Le NOYAU renferme 2 types de particules « lourdes » (Hadrons) Le PROTON : charge + 1.60·10-19 C masse : 1.673·10-27 kg Le NEUTRON : charge nulle masse : 1.675·10-27 kg Le NEUTRON et le PROTON constituent les NUCLÉONS

LES ELECTRONS ELECTRON : charge – 1.60·10-19 C masse : 0.911·10-30 kg Les électrons sont localisés dans un « nuage » autour du noyau ELECTRON : charge – 1.60·10-19 C masse : 0.911·10-30 kg L’électron est une particule « légère » (lepton) Il est 1830 fois moins lourd que le proton Sa charge est égale en valeur absolue à celle du proton La matière est électriquement neutre À TOUTE ÉCHELLE L’UNIVERS renferme exactement le même nombre de protons que d’électrons

MASSE ATOMIQUE MASSE du NOYAU >> MASSE des ELECTRONS La masse d’un atome est pratiquement égale à celle du noyau Le nombre de protons du noyau est le numéro atomique Z Le nombre de neutrons : N Le nombre de masse : A approximation : 1 u (ex uma) = masse du proton = masse du neutron A = Z + N

X Si A = Z + N MASSE ATOMIQUE ISOTOPES : A Représentation symbolique d’un Atome : Si 28 14 Exemple : le Silicium : Nombre de masse A = 28 Numéro atomique Z = 14 N = 14 Le noyau contient 14 protons + 14 neutrons Le nuage électronique contient 14 électrons même valeur de Z (même nombre de protons) nombre de masse différent ISOTOPES : Deux isotopes ne diffèrent que par le nombre de neutrons

u = unified atomic mass unit ISOTOPES : Exemples : C (Z = 6) 12C 13C 14C* O (Z = 8) 16O 17O 18O MASSE ATOMIQUE RÉFÉRENCE : 1 mole d’atomes de l’isotope 12 du C = 12 g Masse d’un atome de C : mC = 12 N g N = 6.025 ·1023 1 u = mC/12 ou 1/N g ou 1.66054·10-24 g PROTON : 1.0073 u NEUTRON : 1.0087 u ELECTRON : 0.548·10-3 u u = unified atomic mass unit

Fe Fe MASSE ATOMIQUE 1 ATOME : : 56 u 1 MOLE : : 56 g 26 1 ATOME : : 56 u Fe 56 26 1 MOLE : : 56 g LES MASSES S’EXPRIMENT PAR LE MÊME NOMBRE en u pour les particules en gramme pour les moles

MODÈLES ATOMIQUES Mécanique Classique : modèle de RUTHERFORD Mécanique Quantique : modèle de BOHR & SOMMERFELD modèle probabiliste de SCHRÖDINGER

H Modèle de RUTHERFORD 1 (mécanique classique) Perte d ’énergie Proton Perte d ’énergie électron L’équilibre du système proton – électron : force centrifuge = force de Coulomb

Modèle de RUTHERFORD Le spectre de l ’énergie rayonnée est CONTINU L ’électron rayonne de l ’énergie SPONTANÉMENT Le spectre de l ’énergie rayonnée est CONTINU Les résultats du modèle sont en DÉSACCORD avec l ’expérience Il conduit à une matière INSTABLE L ’électron devrait être « absorbé » par le proton

Modèle de RUTHERFORD * L ’Effet Photoélectrique * L ’Effet COMPTON IL N ’EXPLIQUE PAS : Le spectre DISCONTINU de l ’énergie émise ou absorbée par les atomes D ’autres énigmes de la Physique : * L ’Effet Photoélectrique * L ’Effet COMPTON

MODÈLE de BOHR & SOMMERFELD (Mécanique Quantique) Onde associée à toute particule : Orbite stable stationnaire : Quantification du moment cinétique :

ET = EC + EP MODÈLE de BOHR & SOMMERFELD ÉNERGIE DE L ’ÉLECTRON : L’équation d ’équilibre des forces donne : d ’où : Calcul de l ’Energie Potentielle EP :

ET = EC + EP MODÈLE de BOHR & SOMMERFELD ÉNERGIE DE L ’ÉLECTRON : (expression non quantifiée de ET) Avec : et on calcule v2 dans chaque expression d ’où :

En remplaçant r dans l ’expression de ET : MODÈLE de BOHR & SOMMERFELD En remplaçant r dans l ’expression de ET : L’ énergie de l ’électron est quantifiée. Elle ne peut varier que par valeurs entières de n

E2 E2 E1 E1 ABSORBTION EMISSION MODÈLE de BOHR & SOMMERFELD Ce modèle explique les spectres de « raies » de l ’atome d ’hydrogène : E2 E2 E1 E1 ABSORBTION EMISSION

PRINCIPE D ’INCERTITUDE MODÈLE PROBABILISTE DE L ’ATOME D ’HYDROGÈNE A L ’ÉCHELLE ATOMIQUE ON NE PEUT PLUS DÉFINIR DE TRAJECTOIRE LE CARACTÈRE ONDULATOIRE DE LA MATIÈRE DÉFINI PAR : IMPOSE : PRINCIPE D ’INCERTITUDE D ’HEISENBERG

TRAJECTOIRE MODÈLE PROBABILISTE DE L ’ATOME D ’HYDROGÈNE EXEMPLE : Le modèle de BOHR donne pour l ’électron de l ’atome d ’hydrogène : v = 2.25∙106 m/s le diamètre de l ’atome d ’hydrogène x = 1Å si on le connaît à 10 % près : x = 0.1 Å ou 10-11 m m = 9 10-31 kg Dm =10-31 kg On connaîtra la vitesse de l ’électron avec une incertitude au moins égale à : v  ∙107 m/s Soit une incertitude supérieure à la grandeur elle-même ! TRAJECTOIRE

indépendantes du temps MODÈLE PROBABILISTE DE L ’ATOME D ’HYDROGÈNE La notion de trajectoire est remplacée par celle de « probabilité de présence » Le principe fondamental de la dynamique est remplacé par l ’équation de SCHRÖDINGER Les solutions sont des « fonctions d ’ondes » stationnaires de la forme : = f(x,y,z) Y = f(r,q,f) indépendantes du temps

MODÈLE PROBABILISTE DE L ’ATOME D ’HYDROGÈNE y = f(x,y,z) indépendantes du temps Le carré de l ’amplitude de l ’onde associée mesure la PROBABILITÉ DE PRÉSENCE de l ’électron dans un espace fini : CONDITION DE NORMALISATION :

MODÈLE PROBABILISTE DE L ’ATOME D ’HYDROGÈNE L’équation de SCHRÖDINGER est résolue pour H et les ions « hydrogénoïdes » : He+, Li2+ et Be3+ La résolution introduit 3 nombres quantiques : n : nombre quantique principal (BOHR) n > 0 l : nombre quantique azimutal 0  l  n - 1 m : nombre quantique magnétique - l  m  + l

DE L ’ATOME D ’HYDROGÈNE MODÈLE PROBABILISTE DE L ’ATOME D ’HYDROGÈNE On retrouve le résultat de BOHR l ’énergie est quantifiée À chaque valeur de n, l et m correspond une solution de l ’équation qui est une fonction d ’onde n : niveau d ’énergie ou « couche électronique » pour n donné : l et m définissent les « sous-couches »

CLASSIFICATION DES SOLUTIONS À chaque valeur de n correspond n2 fonctions d’onde  (x,y,z) ou « état » Chaque fonction d’onde représente un domaine d’espace où l ’électron a une certaine probabilité de se trouver n = 1 1 s 1 état n = 2 2 s 2 px 2 py 2 pz 4 états n = 3 3 s 3 p 3 d 9 états n = 4 4 s 4 p 4 d 4 f 16 états DEGENERESCENCE

CLASSIFICATION DES SOLUTIONS n = 1 l = 0 m = 0 : 1 orbitale 1s n = 2 l = 0 m = 0 : 1 orbitale 2 s l = 1 m = -1 m = 0 3 orbitales 2 p m = 1 n = 3 l = 0 m = 0 : 1 orbitale 3 s l = 1 m = -1 m = 0 3 orbitales 3 p m = 1 l = 2 m = -2 m = -1 m = 0 5 orbitales 3 d m = 1 m = 2

CLASSIFICATION DES SOLUTIONS n = 4 l = 0 m = 0 : 1 orbitale 4 s l = 1 m = -1 m = 0 3 orbitales 4 p m = 1 l = 2 m = -2 m = -1 m = 0 5 orbitales 4 d m = 1 m = 2 l = 3 m = -3 m = -2 m = 0 7 orbitales 4 f m = 3

x y z ORBITALE 1s SYMÉTRIE SPHÉRIQUE

3 ORBITALES « p »

LES 5 ORBITALES « d »

existence de raies spectrales doubles « doublet jaune du sodium » LE NOMBRE QUANTIQUE DE SPIN n, l et m sont insuffisants : existence de raies spectrales doubles « doublet jaune du sodium » (2 raies d ’émission atomique à 589 et 589.6 nm) existence d ’un moment magnétique propre de l ’électron NOMBRE DE SPIN : S =  1/2

RÈGLES DE « REMPLISSAGE » DES NIVEAUX D’ÉNERGIE Les électrons d’un atome polyélectronique occupent les mêmes orbitales que celles de l’hydrogène mais leurs énergies diffèrent. Le noyau est plus chargé : attraction plus forte => énergie abaissée Les électrons subissent conjointement attraction noyau-électron répulsion électron-électron (effet d’écran) 3 principes et règles

n l ORDRE DE REMPLISSAGE (Klechkowski ou Aufbau) (n+l croissant) 1 2 3 4 5 6 1s 2s 3s 4s 5s 6s 2p 3p 4p 5p 3d 4d 5d 4f 5f K L N O 6p 6d P M 1 2 3 l

Principe d’exclusion de PAULI Deux électrons d’un même atome diffèrent au moins par un de leurs 4 nombres quantiques : CONSÉQUENCE : une orbitale donnée contient au maximum 2 électrons de spin opposé.

1 s 2 s 2 p OUI NON Règle de HUND Exemple : O Z = 8 1 s2 2 s2 2 p4 Dans un niveau d’énergie dégénéré on occupe d’abord tous les sous-niveaux par des électrons de spin parallèle Exemple : O Z = 8 1 s2 2 s2 2 p4 OUI NON 1 s 2 s 2 p

Structure électronique du Soufre : S EXEMPLES Structure électronique du Soufre : S Z = 16 Groupe VI A Période 3 n = 3 6 e- sur le niveau externe (Ne) 3 s2 3 p4 3 s 3 p

1ère série de transition EXEMPLES Structure électronique du Titane : Ti Z = 22 Période 4 1ère série de transition Le niveau 4s se remplit avant le niveau 3d (Ar) 4 s2 3 d2

CLASSIFICATION PÉRIODIQUE Ordre de Remplissage des Orbitales Atomiques Bloc s Bloc f Bloc d Bloc p H He 3d 4d 5d 6d Rn CLASSIFICATION PÉRIODIQUE Ordre de Remplissage des Orbitales Atomiques ÉLÉMENTS DE TRANSITION * ** Lanthanides (4 f) Actinides (5f)

BLOC s BLOC p BLOC d Groupe 1 : n s1 ALCALINS Groupe 2 : n s2 ALCALINO-TERREUX BLOC s Métaux réactifs qui forment des oxydes basiques BLOC p Groupes 13 à 18 : n s2 n p1 à n s2 n p6 n s2 n p5 : GROUPE 17 HALOGÈNES n s2 n p6 : GROUPE 18 GAZ RARES Métaux, métalloïdes et non métaux BLOC d Groupes 3 à 12 : n s2 n p6 Métaux

CLASSIFICATION PÉRIODIQUE VARIATION DU RAYON ATOMIQUE

E.I.(1) : M M+ + e- A.E : X + e- X- ÉNERGIE DE PREMIÈRE IONISATION AFFINITÉ ÉLECTRONIQUE E.I.(1) : M M+ + e- énergie fournie pour arracher un électron : H > 0 I1 = H A.E : X + e- X- énergie libérée pour capturer un électron : H < 0 en général. A = - H ’

CLASSIFICATION PÉRIODIQUE ÉNERGIE DE PREMIÈRE IONISATION

I1 + A EN = 2 ÉLECTRONÉGATIVITÉ ( MULLIKEN) ÉCHELLE DE PAULING : Basée sur les énergies de liaisons Arbitraire : FLUOR : EN max = 4 CÉSIUM : EN min = 0.7

EN forte GROUPES VI A et VII A IONS NÉGATIFS : O2-, S2-, Cl- ÉLECTRONÉGATIVITÉ EN forte GROUPES VI A et VII A IONS NÉGATIFS : O2-, S2-, Cl- EN faible GROUPES I A, II A, III A IONS POSITIFS : Na+, K+, Ca2+, Al3+

CLASSIFICATION PÉRIODIQUE ÉLECTRONÉGATIVITÉ Cs F