STRUCTURE ATOMIQUE – LIAISONS INTERATOMIQUES – ETATS DE LA MATIERE

« STRUCTURE ATOMIQUE – LIAISONS INTERATOMIQUES – ETATS DE LA MATIERE STRUCTURE ATOMIQUE - CONSTITUANTS DE L’ATOME Matériau = assemblage d’atomes liés entre eux Atome = Noyau (protons + neutrons) + Electrons Charge positive Charge nulle Charge négative Masse électron = 9.11 x 10-31 kg Masse proton ou neutron = 1.67 x 10-27 kg Numéro atomique Z = nombre de protons Atome électriquement neutre : nombre de protons = nombre d’électrons Z varie Nature chimique de l’atome varie Il existe 103 types d’atomes dans la nature Z = 1 : Hydrogène Z = 103 : Lawrencium Masse atomique A = somme des masses des protons et des neutrons appartenant au noyau Nombre de protons : le même pour tous les atomes d’un élément donné Nombre de neutrons : peut être variable Isotopes Unité de masse atomique = (1/12) masse atomique du carbone 12 - ENERGIE D’UN ELECTRON - Existence de forces d’attraction électrostatiques entre électrons et protons Equilibre entre forces d’attraction et forces centrifuges (dues à la rotation des électrons autour du noyau) Energie totale = Energie Cinétique + Energie Potentielle Distance Electron – Noyau Stabilité de l’électron Energie totale Energie totale minimale Niveaux d’énergie possibles pour un électron ? - QUANTA D’ENERGIE - Variation discontinue de l’énergie d’un électron Hypothèse de Planck : les électrons ne peuvent accepter l’énergie que par paquets appelés QUANTAS Un électron ne peut occuper que des niveaux d’énergie bien définis Quanta d’énergie : E = h ν Constante de Planck Fréquence de la raie lumineuse émise - ASPECT ONDULATOIRE DE L’ELECTRON Bombardement d’une feuille métallique très mince contenant une fente par un faisceau d’électrons Apparition d’anneaux de diffraction ELECTRON ≡ ONDE Ejection d’électrons par un solide bombardé par rayonnement lumineux intense (effet photoélectrique) Rayonnement lumineux composé de particules : PHOTONS Dualité : la lumière et les électrons se comportent à la fois comme des particules et comme des ondes Chaque électron est associé à une onde de longueur λ = h / mv (De Broglie) Masse de l’électron Vitesse de l’électron Principe d’incertitude de Heisenberg : position de l’électron non définie autour du noyau Position de l’électron = probabilité de présence d’un électron dans différentes zones autour du noyau Probabilité de présence d’un élection en un point = intensité de l’onde qui lui est associée en ce point - NUAGE ELECTRONIQUE ∆Ψ + (2m / h )(E − U )Ψ = 0 Equation de Schrödinger : A chaque niveau d’énergie E : Ψ = probabilité de trouver l’électron dans une position donnée 2 Electron libre : Ψ≠0 Electron dans un atome : ∀E Ψ ≠ 0 seulement pour certains niveaux d’énergie Atome ≡ noyau entouré d’un nuage électronique - NOMBRES QUANTIQUES Résolution de l’équation de Schrödinger : définition de 3 nombres quantiques n, l, ml caractérisant l’état d’énergie de l’électron n : nombre quantique principal ⇒ Couche ou niveau d’énergie n = 1 (K), 2 (L), 3 (M), …, 7 (Q) l : nombre quantique secondaire (0 ≤ l < n) ⇒ Sous-couche ou orbitale l = 0 (s),1 (p), 2 (d), 3 (f), …, n-1 ml : nombre quantique magnétique ( -l ≤ ml < +l) ⇒ Orientation de l’orbitale ml = -l, (-l + 1), …, 0, 1, …, (l – 1) Introduction d’un quatrième nombre quantique : spin s (s = +1/2 ou – 1/2) Principe de Pauli : chaque état d’énergie (n, l, ml) permis dans l’atome ne peut être occupé par plus de 2 électrons de spins opposés Répartition des orbitales électroniques pour les quatre premières couches n l ml Nombre et désignation des orbitales 1 (K) 0 0 1 orbitale 1s 2 0 0 1 orbitale 2s 2 1 +1, 0, -1 3 orbitales 2p 6 0 0 1 orbitale 3s 2 1 +1, 0, -1 3 orbitales 3p 6 2 +2, +1, 0, -1, -2 5 orbitales 3d 10 0 0 1 orbitale 4s 2 1 +1, 0, -1 3 orbitales 4p 6 2 +2, +1, 0, -1, -2 5 orbitales 4d 10 3 +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 7 orbitales 4f 14 2 (L) 3 (M) 4 (N) Nombre maximal d’électrons dans la sous-couche - CONFIGURATION ELECTRONIQUE DES ELEMENTS Deux électrons au maximum par orbitale Répartition des électrons dans les orbitales par ordre d’énergie croissante Chevauchement des états d’énergie Energie 4s < Energie 3d Energie 5s < Energie 4d Energie 6s < Energie 4f < Energie 5d Energie 7s < Energie 5f < Energie 6d Conséquence des chevauchements des états d’énergie La couche externe d’un atome ne peut pas contenir plus de huit électrons Configuration électronique d’un élément = succession des orbitales avec en exposant leur nombre des électrons Exemples de configurations électroniques Hydrogène : Z = 1 → 1s1 Azote : Z = 7 → 1s2 2s2 2p3 Sodium : 1s2 2s2 2p6 3s1 Electrons de valence = électrons appartenant à la couche externe Couche externe remplie (8 électrons) : élément stable ⇒ ne tend pas à se lier à d’autres atomes Néon (Z = 10) : 1s2 2s2 2p6 8 électrons de valence Couche externe non remplie (moins de 8 électrons) : élément non stable ⇒ tendance à se lier à d’autres atomes pour remplir sa couche externe Carbone C (Z = 6) : 1s2 2s2 2p2 4 électrons de valence Configurations électroniques de quelques éléments courants - TABLEAU PERIODIQUE DES ELEMENTS Arrangement des éléments chimiques dans l’ordre croissant de leurs numéros atomiques Sept lignes horizontales appelées périodes : n = 1 à 7 selon la couche externe qui se remplit Huit colonnes appelées groupes contenant les éléments ayant le même nombre d’électrons de valence TABLEAU PERIODIQUE - ELECTRONEGATIVITE Electronégativité = capacité relative d’un atome engagé dans une liaison avec d’autres atomes d’attirer les électrons Variation de l’électronégativité de 0.7 à 4 L’électronégativité augmente en se déplaçant de gauche à droite et du bas en haut du tableau périodique Eléments électropositifs : peuvent céder leurs électrons de valence pour devenir chargés positivement (ex : les métaux) Eléments électronégatifs : capables d’accepter des électrons pour former des ions chargés négativement (éléments des groupes VI et VII) VALEURS DES ELECTRONEGATIVITES LIAISONS CHIMIQUES - POURQUOI LES ATOMES SE LIENT ? Tendance à devenir stables : remplissage de la couche externe H + H → H2 Mise en commun de 2 électrons ⇒ saturation de l’orbitale 1s Liaison ⇒ conditions stables ⇒ diminution de l’énergie ⇒ dégagement de chaleur Autre effet de la liaison : formation d’une nouvelle particule à propriétés différentes des atomes de départ Exemple : Na + Cl → NaCl - REGLE DES OCTETS Tout atome engagé dans une liaison aura tendance à atteindre la configuration électronique d’un gaz rare (8 électrons dans la couche externe, sauf pour l’hydrogène) O + O → O2 • • • • • • • • • + • • • • • • • • • • • • • • • • • Mise en commun de 4 électrons ⇒ Chaque atome acquiert la.... »