Une vision moderne de l ’atome

Présentation au sujet: "Une vision moderne de l ’atome"— Transcription de la présentation:

1 Une vision moderne de l ’atome
Titre: l’atomistique Une vision moderne de l ’atome L ’ATOMISTIQUE

2 Lumière et onde électromagnétique
Lumière et Onde Electromagnétique l.n = c h.n = E I kA2 c = 2, m.s-1. h est la constante de Planck h = 6, J.s.

3 Le spectre électromagnétique
Le Spectre ElectroMagnétique l.n = c h.n = E La lumière est émise ou absorbée

4 Les spectres atomiques
l.n = c h.n = E Collimateur Prisme Film enregistreur

5 Les spectres atomiques
C’est un spectre d’absorption l.n = c h.n = E Film enregistreur Collimateur Prisme H C’est un spectre d’émission Gaz chauffé Collimateur Prisme Film enregistreur

6 Les spectres atomiques
l.n = c Gaz chauffé Collimateur Prisme Film enregistreur h.n = E Pour l ’hydrogène, on obtient le spectre d’émission ci-dessous Lyman (UV) Balmer (visible) Paschen (IR) Brackett { avec n = R . c (1/n12 -1/n22) où n1 = 1, 2, 3 ….¥ n2= n1+1, n1+2, n1+3….¥

7 Une vision quantique des atomes
- L'atome de Rutherford ne peut exister - La théorie des quanta nous apprend que : Des échanges d'énergie entre matière et rayonnement de fréquence n se produisent par quantités discrètes appelées quanta d'énergie hn. Les ondes électromagnétiques se comportent parfois comme des particules. Elles parviennent à arracher des électrons à la matière; c'est l'effet photo-électrique. Ces particules sont des photons La vision de l'onde électromagnétique est maintenant double puisqu'elle est à la fois onde et corpuscule: E= hn et p=h/l

8 Le spectre des atomes Bohr en a donné une première interprétation
- Quand un atome absorbe un rayonnement de fréquence n, l'énergie correspondante hn est transférée à l'atome. Atome Photon ¾® Atome excité Il passe dans un état excité d’énergie E*=E + hn - Quand un atome émet un rayonnement de fréquence n, Atome excité ¾® Atome + Photon E=E* - hn Ces échanges de photons se font à des fréquences {n } caractéristiques de la nature de l’atome considéré. {n } Elles constituent le Spectre de l’atome Bohr en a donné une première interprétation

9 Le modèle de Bohr et atome H2
Le modèle de Bohr de l'atome d'hydrogène e- v L ’atome d’hydrogène existe et est stable. r 1) Equilibre des forces: centrifuge/centripète p+ 2) Conservation de l ’énergie : E = E cinétique +E potentielle 3) Conservation du moment de la quantité de mouvement: Moment angulaire : mvr = constant Hypothèse de Bohr : mvr =n.(h/2p) où n=1, 2, 3…

10 Le modèle de Bohr et atome H2
Le modèle de Bohr de l'atome d'hydrogène Résolution du problème: 1) 2) 3) en égalant 4) donc: 5)

11 Le modèle de Bohr et atome H2
Le modèle de Bohr de l'atome d'hydrogène En conclusion: 1) 2) n=1, 2, 3, … 3)

12 Le modèle de Bohr et atome H2
Le modèle de Bohr et spectre de l'atome d'hydrogène {n }

13 C’est la dualité onde / corpuscule.
Le modèle ondulatoire Le modèle ondulatoire - Le modèle de Bohr ne s’applique pas aux atomes autres que l’hydrogène, ni en présence d’un champ électrique ou magnétique - Les expériences de diffraction montrent que l'électron possède les caractéristiques d'une onde. - La longueur d'onde est déterminée par la relation de « de Broglie » l=h/mv L'électron est une particule aux caractéristiques ondulatoires. L ’O.E.M. est une onde aux caractéristiques corpusculaires. C’est la dualité onde / corpuscule.

14 Le modèle ondulatoire(2)
Le modèle ondulatoire (suite) - Le caractère ondulatoire de l’électron se décrit par une fonction d'onde Y obtenue à partir de l’équation de Schrödinger: H Y =E Y - L’électron ne possède pas de trajectoire. - Seule sa probabilité de présence Y2 est mesurable. - Le comportement de l’électron de l’atome d’hydrogène se décrit au moyen de 4 nombres quantiques: n, l, m, s. n est le nombre quantique principal. Il fixe l’énergie. l est le nombre quantique azimutal. m est le nombre quantique magnétique. s est le nombre quantique de spin. Il décrit une caractéristique intrinsèque de l’électron.

15 Règles fixant les nbres quantiques
Règles fixant les nombres quantiques Le nombre quantique principal n =1,2,3,…∞. Similaire au n de Bohr, il définit les « couches » d’énergie Au nombre quantique azimutal, on associe des symboles s, p, d, f Ils constituent des « sous-couches » au nombre de n n=1-> s; n=2 -> s, p; n=3 -> s, p, d; … Le nombre magnétique fixe le nombre de « cases » ou « logettes » contenues dans les sous couches s p d f … … Le spin de l’électron s peut prendre deux valeurs, la valeur +1/2, symbolisée par ; la valeur -1/2, symbolisée par 

16 Le modèle ondulatoire Le modèle ondulatoire - Le comportement de l’électron de l’atome d’hydrogène se décrit en précisant ses 4 nombres quantiques. - Lorsqu’on choisit une valeur pour ces nombres, on obtient une orbitale par exemple 1s, 2s, 2p (2px, 2py , 2pz), 4d, 5f, …

17 Les états de l ’hydrogène

18 La forme des états « s » et « p »
2pz 2px 2py

19 La forme des états « d » La forme des états « d »

20 Modèle en couches et configuration des atomes
précise l'organisation des électrons dans les atomes, c.à.d. leur configuration électronique Principe d ’édification (Aufbau)  Utilisons les orbitales atomiques déduites de l'hydrogène.  - L'ensemble des électrons décrit par un même nombre n constitue une couche électronique (1K; 2L; 3M; 4N; 5O; 6P) - Les sous-couches sont définies à partir des valeurs: s, p, d, f… - Les cases sont définies à partir de 1, 3, 5, 7, … possibilités Exemple: M  3s½½, 3p ½½½½, 3d ½½½½½½

21 Remplissage des couches
 Energie et ordre de remplissage des couches Energie Symbole des Nombre de Structure des orbitales cases Sous-couches ¾ 6d 5 ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½ ¾ 5f 7 ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½ ¾ 7s 1 ½¾ ½ ¾ 6p 3 ½¾ ½¾ ½¾ ½ ¾ 5d 5 ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½ ¾ 4f 7 ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½ ¾ 6s 1 ½¾ ½ ¾ 5p 3 ½¾ ½¾ ½¾ ½ ¾ 4d 5 ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½ ¾ 5s 1 ½¾ ½ ¾ 4p 3 ½¾ ½¾ ½¾ ½ ¾ 3d 5 ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½¾ ½ ¾ 4s 1 ½¾ ½ ¾ 3p 3 ½¾ ½¾ ½¾ ½ ¾ 3s 1 ½¾ ½ ¾ 2p 3 ½¾ ½¾ ½¾ ½ ¾ 2s 1 ½¾ ½ ¾ 1s 1 ½¾ ½

22 Règles de construction des configurations
Principe d ’édification (Aufbau)  Chaque électron est caractérisé par 4 nombres quantiques n,l,m,s.  On empile les électrons un à un en respectant les niveaux d'énergie.  Le principe de PAULI précise que 2 électrons d’une configuration se distinguent par au moins 1 nombre quantique. 2 électrons peuvent donc partager la même case, s’ils diffèrent par leur spin: 1er 2nd ou  La règle de HUND précise que si plusieurs cases ont la même énergie (sous-couche) les électrons se placent avec le spin maximal S=1 ou ou De même pour 3 électrons : S=1,5

23 Le tableau périodique Le Tableau périodique Construction du tableau et des configurations électroniques des éléments  On empile les électrons de l’atome en respectant les règles Ne 10e-  1s2 2s2 2p6 1s 2s 4s 3p 3s 2p F e-  1s2 2s2 2p5 O 8e-  1s2 2s2 2p4 N 7e-  1s2 2s2 2p3 Couche L n=2 C 6e-  1s2 2s2 2p2 B 5e-  1s2 2s2 2p1 Be 4e-  1s2 2s2 Li 3e-  1s2 2s1 Couche K n=1 He 2e-  1s2 H 1e-  1s1

24 Règles d’empillement des atomes
Le Tableau périodique Construction du tableau et des configurations électroniques des éléments  On empile les électrons de l’atome en respectant les règles Ne 10e-  He 2s2 2p6 1s 2s 4s 3p 3s 2p F e-  He 2s2 2p5 O 8e-  He 2s2 2p4 N 7e-  He 2s2 2p3 Couche L n=2 C 6e-  He 2s2 2p2 B 5e-  He 2s2 2p1 Be 4e-  He 2s2 Li 3e-  He 2s1 Couche K n=1 He 2e-  1s2 H 1e-  1s1

25 Le tableau périodique (couche M)
Ensuite pour la couche M: Ar 18e-  Ne 3s2 3p6 1s 2s 4s 3p 3s 2p Cl 17e-  Ne 3s2 3p5 S e-  Ne 3s2 3p4 P e-  Ne 3s2 3p3 Si 14e-  Ne 3s2 3p2 Al 13e-  Ne 3s2 3p1 Mg 12e-  Ne 3s2 Na 11e-  Ne 3s1

26 Structure du tableau Structure du Tableau Au total on obtient la structure: ns; (n-2)f; (n-1)d; np

27 Structure du tableau (fonctions)
Au total on obtient la structure: ns; (n-2)f; (n-1)d; np Places disponibles

28 Str. du tableau (places disponibles)
Structure du Tableau En termes de périodes - groupes et sous-groupes

29 Structure du Tableau En termes de périodes - groupes et sous-groupes

30 Structure du tableau (élement)

31 Les métaux Les métaux

32 Les métaux et les non-métaux

33 Elément gazeux du tableau
Structure du Tableau L ’état physique des éléments:

34 Elément liquide du tableau
Structure du Tableau L ’état physique des éléments:

35 Elément solide du tableau
Structure du Tableau L ’état physique des éléments:

36 Propriétés des éléments
Le rayon atomique Propriétés des éléments Le rayon atomique - Le rayon de covalence = moitié de la distance entre les noyaux du corps simple correspondant. - Le rayon de van der Waals = moitié de la plus petite distance entre deux noyaux de molécules différentes 2*r(cov) 2*r(vdw)

37 Propriétés du rayon de covalence
Propriétés des éléments Le rayon atomique - Propriétés du rayon de covalence

38 Variation du rayon de covalence
Propriétés des éléments Le rayon atomique -C’est une conséquence de l’Effet d ’écran Z*(+e) = Z(+e) -s - Les rayons ioniques Par rapport à l’élément: Rayon des cations Rayon des anions

39 Potentiel d ’ionisation
Propriétés des éléments Le Potentiel d’ionisation et l’affinité électronique - Le potentiel d ’ionisation est l’énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome. A  A+ + e- EI(eV) A+  A2+ + e- EI’(eV) … - L ’affinité électronique est l’énergie qui se dégage lorsqu’un électron est ajouté à l ’atome. A + e-  A- Ae(eV) A- + e-  A2- Ae’(eV) …

40 Graphe du potentiel d’ionisation
Propriétés des éléments Le Potentiel d’ionisation

41 Variation du pot. d ’ionisation au des atomes
Propriétés des éléments Le Potentiel d’ionisation

42 L ’électronégativité de Mulliken
Définie par Pauling: Mesure la tendance des atomes, au sein des molécules, à attirer vers soi les électrons F = 4, corps le plus électronégatif

43 L ’électronégativité de Mulliken
Définie par Pauling: Mesure la tendance des atomes, au sein des molécules, à attirer vers soi les électrons F = 4, corps le plus électronégatif Les métaux forts 0,7 < c ≤ 1,2 Les métaux faibles 1,5 ≤ c ≤ 2,0 Les non-métaux 2,1 ≤ c ≤ 4,0