Classification Périodique

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

2 I.Modèle de Bohr. Cas de l’atome d’H
- L’électron décrit une orbite circulaire centrée sur le noyau immobile. - L’électron est soumis à la force d’attraction coulombienne F1 = Ke2/r2 L’électron est aussi soumis à la force centrifuge F2=Kv2/r - A l’équilibre : F1 = F2  on aura r = Ke2/mv2 d’autre part: 1) L’électron ne peut se situer que sur certaines orbites bien précises ou permises, de telle sorte que son énergie reste constante. 2) Lorsque l’électron absorbe ou émet de l’énergie, il change d’orbite ou de niveau d’énergie. - Orbites permises <=> orbites stationnaires <=> 2  r = n h/mv ( n = 1, 2, 3...) En remplaçant on obtient alors r = n2h2 / kme2 en calculant on aura r = 0,53n2 Å

3 = h Energie totale = Energie potentielle + Energie cinétique
Ec=1/2 mv2 = ½ Ke2/r et Ep= Ke2/r D’après les calculs on obtient une énergie totale E = 1/2 Ke2/r et en remplaçant r par sa formule on aura l’énergie E = 2K2m2e4/ n2h2 et en calculant on obtient E = 13,6 e.V n2 Par la suite De Broglie énonça : A toute particule en mouvement (de masse m et de vitesse v) on associe une radiation de longueur d’onde : = h mv Transitions entre niveaux électroniques. D’après la seconde hypothèse de Bohr, le passage d’un e- d’une orbite définie par ni à une orbite définie par nf , se fait par un échange d’un quantum d’énergie E = h = hc /  = Ef Ei h: constante de planck = 6, j.s c = vitesse de lumière = 3.108m/s2

4 Description quantique de l’atome H.
Equation de Schrödinger - Equation fondamentale de la mécanique ondulatoire : H = E - Elle permet de calculer  Densité de probabilité. L’électron est caractérisé par : - son état énergétique, - sa probabilité de présence à un endroit donné. - Probabilité de présence. La probabilité de trouver l’électron dans un volume dV au point M(x, y,z)s’écrit : 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 2dV = 1 Probabilité de trouver l’e- dans tout l’espace

5 Nombres quantiques. L’état d’un électron dans un atome, c’est-à-dire : son énergie, ses mouvements autour du noyau, la forme de l’orbitale, 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 d’énergie. 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 l’orbitale; il définit une sous-couche électronique, ou un sous niveau d’énergie. l=0 l’orbital atomique s l = 1  l’orbital atomique p l = 2  l’orbital atomique d l = 3  l’orbital atomique f

6 3) Le nombre m, nombre quantique magnétique, avec : -l  m+l :
m définit l’orientation de l’orbitale : 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 l’électron sur lui-même. Deux orientations sont possibles : s = +1/2 (↑) et s = -1/2 ()

7 II.Répartition des électrons ou configuration électronique.
1) Principe d’exclusion 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 l’orbital s possède 2e- L’orbital p possède 6e-
L’orbital d possède 10e L’orbital 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"... c’est 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 : 24Cr : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 / 3d5, 4s1 et non pas : 3d4, 4s2 - le cuivre : 29Cu : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 / 3d10, 4s1 et non pas : 3d9, 4s2 - Exemples : Structure électronique ou configuration électronique à l’état fondamental : 8O (8 électrons à placer) : 1s2 / 2s2, 2p4  électrons de coeur / électrons de valence - Pour écrire la structure électronique d’une espèce ionisée positivement : - Cas général : on enlève d’abord les électrons les plus externes (ceux qui correspondent à n le plus grand). Dans le cas des métaux de transition, on enlève donc d’abord les électrons « s » Exemple: 29Cu+ : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 / 3d10 , 4s0 29Cu2+: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 / 3d9 , 4s0

11 (attention : ne pas généraliser !).
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 s’appuie 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 groupe A Couche externe groupe ns1 IA ns2 IIA
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)d10np Les éléments du groupe B se terminent par la couche externe ns (n1)d. Les éléments du groupe A Couche externe groupe ns IA ns IIA ns2np IIIA ns2np IVA ns2np VA ns2np VIA ns2np VIIA ns2np VIIIA ou le groupe zéro « 0 »

13 Les éléments du groupe B la couche externe le groupe ns2(n1)d IIIB ns2(n1)d IVB ns2(n1)d VB ns2(n1)d VIB ns2(n1)d VIIB ns2(n1)d ns2(n1)d VIIIB ns2(n1)d ns2(n1)d ns1(n1)d IB ns2(n1)d IIB