Cours Atom Liaisons Chim Maiga Amadou

Faculté des Sciences et Techniques/USTTB - Chimie 1-Atomistique-Liaisons Chimiques - Dr A Maiga
COURS – CHIMIE 1
CHAPITRE 1: ATOMISTIQUE (12 heures)
 Atome et edifices monoelectroniques:
 Caracterisitques
 Spectres de l’hydrogene et des hydrogenoides
 Equation de Schrodinger
 Les quatre nombres quantiques et leur signification physique
 Atome polyelectronique:
 Configuration electronique
 Modele de Slater
 Classification periodique des elements: periodicite des proprietes
CHAPITRE 2: LIAISON CHIMIQUE (12 heures)

 Modele de LEWIS: notion de valence
 Prevision de la geometrie moleculaire, methode VSEPR
 Modele quantique : diagramme d’orbitals moleculaires de molecules diatomiques
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Faculté des Sciences et Techniques/USTTB- Chimie 1-Atomistique- Liaisons Chimiques- Dr A Maiga
CHAPITRE 1
Atomistique: Structure de l’atome
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I. Les constituants élémentaires de l’atome
Introduction
La matière est formée à partir de grains élémentaires appelés atomes qui diffèrent par leurs
structures et leurs masses. Chaque espèce d’atome est appelée élément et désignée par un
symbole. Exemple Hydrogène :H ; Oxygène : O ; Carbone : C …
D’une manière générale, l’atome demeure l’élément fondamental de la matière, à cause de sa
grande réactivité, n’existant pratiquement pas à l’état libre dans les conditions expérimentales
ordinaires sauf pour les gaz parfaits. L’atome est constitué de 3 principales particules
élémentaires qui sont l’électron, le proton et le neutron.

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I.1Constituants de l’atome
L’atome est un ensemble électriquement neutre comportant une partie centrale, le noyau
chargé positivement et constitué de deux types de particules (protons et neutrons) appelées
nucléons, ou est centrée pratiquement toute sa masse, et autour duquel gravitent des
charges négatives élémentaires ou électrons.
Rayon du noyau
~ 10-14 m
Rayon de l’atome
~ 10-10 m
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• Quelques propriétés physiques des constituants de l’atome
Remarque:
le proton et le neutron ont des masses sensiblement identiques et aussi que
m(p) = m(n) =1836 m(e), m(e) << m (p) + m (n),
la masse de l’atome est concentrée dans son noyau.
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I.2 Representation de l’atome
D’une maniéré générale, un atome (élément chimique) X est représenté par la notation
𝑨
suivante :
𝒁𝑿
Avec
• A: nbre de nuclé de masse
la masse est concentrée dans le Noyau (me << mA)
A = Z + N d’où le nombre de neutrons : N = A-Z
Z: numéro atomique = nbre de protons = nbre de charge les protons sont les seules
particules chargées dans le noyau d’un atome.
Z: nbre d’électrons
Ex: 𝟐𝟖
𝟏𝟒𝑺𝒊 avec A = 28, Z =14, N = 28-14= 14;
𝟐𝟑𝟖
𝟗𝟐𝑼 Z = 92 et N = 238-92 = 146
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La taille minuscule des atomes et leur masse extrêmement faible fait qu'il y a toujours un nombre
important d'atomes dans le moindre échantillon de matière. Pour cela des unités de quantité de
matière plus facile d'utilisation ont été définies :
La mole
La mole est définie comme le nombre d'atome de carbone12 (12C) contenu dans 12 g de
carbone 12 (12C) . Ce nombre est appelé nombre d'Avogadro (NA = 6,022.1023).
Ainsi, une mole d'atome correspond à 6,023.1023 atomes;
une mole d'électrons correspond à 6,023.1023 électrons;
etc.
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 La masse atomique
La masse atomique est égale à la somme des masses des constituants de l'atome
matome = Z mproton + N mneutron + Z mélectron

ma = Z mp + N mn + Z me
La masse des électrons est très faible par rapport à celle des neutrons ou des protons, elle
peut être négligée.
mp  mn  1,67 10-27 kg
ma  1,67 10-27 (Z + N)  1,67 10-27 A
A = Z + N, Nombre de Masse
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Unité de masse atomique : uma
Par définition l’uma est le 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12 (12C). Elle correspond à
la masse moyenne d’un nucléon.
1 u.m.a. ≈ mp ≈ mn
Dire qu'un atome à une masse de M u.m.a est équivalent

à dire que sa masse molaire atomique est de M g.mol-1.
Exemple:
Masse atomique d’un atome de 14N ≈14 u.m.a.
Masse molaire atomique de 14N ≈14 g. mol-1 .
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I.3 Masse atomique relative ou moyenne d’un element chimique
Deux atomes d’un même élément chimique X sont dits isotopes s’ils possèdent le même
numéro atomique Z et différent par leurs nombre de masse (i.e. nombre de neutron différent).
Les isotopes d’un même élément chimique ont toujours des propriétés physico-chimiques
très voisines.
Exemples: 12C : Z= 6, A=12, N = 6 ;13C : Z= 6, A=13, N = 7; 14C : Z= 6, A=14, N = 8
La Masse atomique relative ou moyenne d’un element chimique
C’est la masse de cet élément en u.m.a. en tenant compte de ses isotopes.
𝒙𝒊 𝑴𝒊
𝑴𝑿 = avec 𝑥𝑖 = 100 et Mi = masse de l’isotope (i) et Xi = l’abondance relative de
𝟏𝟎𝟎
i (massique)
Ex: Le chlore naturel contient 75% de l’isotope 35Cl et 25% de l’isotope 37Cl.
La masse atomique moyenne est :
De même M = Σ(xi . Mi) (g/mole)
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I.4 Définition d’un ion
Un ion est une espèce chargée issue d’un atome ou d’une molécule (groupement d’atome).
Cet ion peut être:
 chargé positivement, on parle de CATION. Ex:
Atome Ions Nbre de Nbre
(Cations) Protons electrons
Na (Z = 11) Na+ 11 10
K (Z =19) K+ 19 18
Mg (Z = 12) Mg2+ 12 10
Ca (Z =20) Ca2+ 20 18
 chargé négativement, on parle d’ANION. Ex:
Atome Ions Nbre de Nbre
(Anions) Protons electrons
Cl (Z = 17) Cl- 17 18
F (Z = 9) F- 9 10
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Remarques:
Lorsqu’on passe d'un atome à un ion, le nombre de protons et de neutrons
reste invariable, le noyau n'est pas modifié et la représentation symbolique
de l'atome ne change pas.
Les cations et anions sont formés lorsque l’atome perd ou gagne un ou

plusieurs électrons. Dans le premier et second cas, le nbre d’ électrons
diminue et augmente respectivement.
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APPLICATIONS
1. Citer les 3 principales particules qui composent un atome
2.Quelles sont les charges et les ordres de grandeur en masses de ces 3 particules ?
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II. Modèles classiques et quantiques de l’atome
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II.1 Modèles classiques de l’atome: cas du modèle de Bohr

1. Application à l’atome d’hydrogène
Pour expliquer la discontinuité du spectre d’émission, Bohr suggère que l’électron

ne peut se mouvoir que sur certaines orbites de rayon bien déterminé. Autrement
dit, il n’y a que certaines valeurs qui sont permises pour le rayon. Chaque orbite
va avoir alors une énergie bien définie, on dit qu’elle est quantifiée. L’électron ne
peut se trouver que sur ces orbites de niveaux d’énergies permises.
1.1 Energie dans un état stationnaire donné
 L’électron décrit une orbite circulaire de rayon r centrée sur

le noyau immobile;
 L’ électron est soumis à la force d’attraction coulombienne F1
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 L’électron est aussi soumis à la force de répulsion F2 (Force Centrifuge)
Energie de l’électron : l’énergie totale (ET) du système est égale à la somme de l’énergie
cinétique (Ec) et l’énergie potentielle (Ep). ET = Ec +Ep
𝒓 −𝒆𝟐 𝒎𝒆 𝒗𝟐 𝟏 𝒆𝟐
Avec Ep = ∞
𝑭𝟏 dr Ep = et Ec = =
𝟒𝝅𝜺𝟎 𝒓 𝟐 𝟐 𝟒𝝅𝜺𝟎 𝒓
𝟏 𝒆𝟐 −𝒆𝟐
ET = - = (2)
𝟐 𝟒𝝅𝜺𝟎 𝒓 𝟖𝝅𝜺𝟎 𝒓
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1.2 Rayon et Energie de l'orbite de rang n
Le moment de la quantité de mouvement de l’électron par rapport au centre de l’orbite ne peut
ℎ
prendre que des valeurs entières multiples de 2𝜋
D’ou le Postulat de Bohr: mvr = n.(h/2π) v = nh/2πmr (3)
avec h est la constante de Planck (h = 6,62 10-34 Js) et n = 1,2,3….
En portant (3) dans (1), on determine le rayon des orbites (rn):
rn étant le rayon de l’orbite de Bohr de rang n. Cette relation montre que le rayon de l’orbite est
quantifié c.à.d il ne peut prendre que des valeurs discontinues.
En portant rn dans (2), on determine l’energie totale de rang n:
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On remarque aussi que l’énergie totale est aussi quantifiée ; chaque orbite de rang n possède une
énergie bien définie de valeur En.
Conclusion
Selon le modèle de Bohr pour l’atome d’hydrogène, l’e- ne peut se trouver que sur des orbites de
rang n de rayon rn avec une énergie En.
pour n =1(état fondamental)
r1= 5,29.10-11 m = 0,529 Å (1Å = 10-10 m)
E1 = -21,78.10-19 j = -13,6 eV (1eV = 1,6.10-19 j)
1.3 Transitions entre niveaux électroniques

Pendant le passage d’un niveau (orbite) à un autre, un électron peut absorber ou libérer de
l'énergie c-à-d rayonner. La quantité d'énergie absorbée ou émise est égale à la différence
d'énergie entre les deux niveaux (relation de Planck) :
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La relation:
Avec Ef : état final; Ei : état initial; h: constante de Planck; ν: fréquence de radiation et λ :

longueur d’onde.
l’énergie totale pour l’atome d’hydrogène H est :
⇒ L’écart d’énergie entre deux niveaux ni et nf s’écrit :
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Absorption : Lorsqu'un électron passe d'un niveau n (orbite de rayon rn) à un niveau
p (p > n) supérieur (orbite de rayon rp), il absorbe une radiation de fréquence νn p.
Émission : Lorsqu'un électron passe d'un niveau p à un niveau n (p > n), il émet une
radiation de fréquence νp n
L’énergie d’excitation:
L’énergie d’excitation de l’atome d’hydrogène est l’énergie nécessaire pour faire
passer l’électron de l’orbite n1 à une orbite supérieur n2.
L’énergie d’ionisation:
L’énergie d’ionisation de l’atome d’hydrogène est l’énergie nécessaire pour faire
passer l’électron de l’orbite n = 1 à n = ∞ .Ce phénomène correspond à
l’arrachement de l’électron de l’atome: H H+ + 1 e-
L’énergie d’ionisation de l’atome d’hydrogène est :
Iionisation= E∞ - E1 = - E1 = 13,6 (eV)
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1.4 Rayonnement électromagnétique

Les rayons lumineux sont caractérisés par la propagation d'une onde électromagnétique
à la vitesse de la lumière (c = 3.108 m/s ). Cette onde est caractérisée par sa longueur d'onde λ
ou par son nombre d'onde σ : λ = 1/σ = c/ν avec ν : la fréquence
Le spectre de l'ensemble des radiations peut se présenter de la façon suivante :
R RX UV Visible IR Ondes radio

10 91 400 700 7400 (nm)
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410 434 486 656
1.5 Spectre d'emission de l'atome d'hydrogene

On appelle spectre, l’ensemble des radiations monochromatiques (une seule
couleur bien définie) qui composent la lumière visible ou non. On distingue deux
types de spectres:
 Spectre continue : lumière d’une lampe électrique par exemple;
 Spectre discontinue ou discret : spectre de l’atome d’hydrogène par exemple
Le spectre de raie de l'atome d'hydrogène présente quatre principales raies dans le domaine
visible. 410 434 486 656
400 500 600 700 (nm)
Une série de raie correspond à l'ensemble de toutes les raies qui font revenir l'électron sur un
niveau donné n.
NB: chaque serie commence par le nom du scientifique responsable de la decouverte

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n=2
Quantification de l’energie
L'énergie émise ou absorbée par un électron est : ΔE = |Ep – En|= hν avec p > n
ΔE = (1/n2 - 1/p2) me4/8𝜀02 h2 Or hν = h.c/λ
1/λ = σ = (1/n2 - 1/p2) me4/8𝜀02 h3c
1/λ = RH (1/n2 - 1/p2) avec RH = me4/8𝜀02 h3c et RH =1,1.107 m-1 = Cte de Rydberg.
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Cette relation permet de calculer les différentes longueurs d'onde. En général, on trouve
plusieurs séries de spectre selon l'état où se trouve l'électron :
Domaine Spectral
Série de Lymann : n = 1 et p>1 (p = 2,3…,∞) UV
Série de Balmer : n = 2 et p>2 (p = 3,4…,∞) VISIBLE
Série de Paschen : n = 3 et p>3 (p = 4,5…,∞) IR
Série de Brachett : n = 4 et p>4 (p = 5,6…,∞) IR
Série de Pfund : n = 5 et p>5 (p = 6,7…,∞) IR
1.6 Extension du modèle de Bohr aux hydrogénoïdes

Un hydrogénoïde est un ion qui a Z protons (+Z.e) et un seul électron (-1.e) gravitant autour du
noyau. Exemples : 2𝐻𝑒+ ; 3𝐿2+
𝑖 ; 4 𝐵𝑒
3+ ….
Les expressions de rn et de En pour les hydrogénoïdes sont calculées en remplaçant la charge

du noyau de l’Hydrogène (Z=1.e) par (Z.e).
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ℎ2 𝜀0 𝑛2 𝑚𝑒 𝑒4 𝑍2 𝑍2
𝑟𝑛 = 𝜋𝑚𝑒 𝑒2 𝑍
(Å) et 𝐸𝑛 = − 2 2
8𝜀0 ℎ 𝑛 2 = - 13,6 2 (eV)
𝑛
1.7 Insuffisance du modèle de Bohr
Bien qu’il décrit les spectres d’émission de l’atome d’hydrogène et des

hydrogénoïdes, le modèle de Bohr est inapplicable aux atomes
polyélectroniques (dédoublement des raies);
En plus les concepts de la mécanique classique (vitesse et position) ne sont pas
applicables à l’échelle microscopique d’où la nécessité de trouver une nouvelle
mécanique, appelée la mécanique quantique ou ondulatoire
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II.2 MODÈLE QUANTIQUE DE L’ATOME Louis De Broglie
Phys, Frçais, 1892-1987
II.2.1 Notion de la mécanique quantique (ondulatoire) Prix Nobel de Phys.
1929
II.2.1.1 Dualité onde - corpuscule : Postulat de De Broglie
A toute particule (corpuscule) de masse m et de vitesse v est associée une onde de
longueur d'onde λ. On applique ainsi à la matière (ex. un électron) le caractère combiné
d'onde et de particule. La relation de De Broglie s'écrit alors :
λ = h/mv avec λ : longueur d'onde; h : constante de Planck et mv : quantité de mouvement
Werner Heisenberg
II.2.1.2 Principe d'incertitude d'Heisenberg (1901-1976)
Prix Nobel de Phys, 1932
Il est impossible de définir avec précision à la fois la position et la vitesse d'une particule.
Cela se traduit par la relation :
Δx . Δpx ≥ h/2π Δx : incertitude sur la position
Δpx = mΔv : incertitude sur la quantité de mouvement
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II.2.1.3 Notion de la probabilité de présence
La probabilité élémentaire dP de trouver l'électron dans un volume élémentaire
dV = dx.dy.dz est déterminée à partir du carré de la fonction d’onde en un point de
l’espace de coordonnées x, y, z dP = |Ψ2| dV
Où ψ = f (x, y, z,) : Fonction d’onde de la particule;
|ψ|2 =ψψ* : Densité de probabilité de présence de l’électron à t, x, y, z ;
ψ∗ : Imaginaire conjugué de ψ ;
𝑑𝑃
Le rapport = |ψ|2 est appelé densité de probabilité de présence de l’électron au point
𝑑𝑉
considéré. Ainsi, la somme de toutes les probabilités élémentaires dans un volume quelconque
V permet de calculer la probabilité de présence dans le volume considéré:
p = ∫v dP = ∫v |ψ|2 dV
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La probabilité de trouver l’électron dans tout l’espace est égale à 1 : C’est la
condition aux limites. On dit que la fonction d'onde est normée: P = ∫espace |Ψ|2 dV =
1
II.2.2 Équation de Schrödinger pour l'atome d'hydrogene
On appelle orbitales atomiques, les fonctions d'ondes des électrons atomiques.

En 1926, Schrödinger a montré que la fonction d'onde et l'énergie E sont
solution d'une
équation aux dérivées partielles du second ordre.
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L'équation de Schrödinger s'écrit :
[(-h2/8π2m).Δ + V] Ψ = EΨ,
avec m : masse de l’e- ;V : Opérateur, énergie potentielle
E : énergie totale de l'électron, appelée valeur propre
Ψ : fonction d'onde de l’électron et ne dépend que des coordonnées d’espace
(x,y,z)
Cette équation s’écrit sous forme symbolique : HΨ = EΨ
C'est le principe fondamental de la mécanique quantique.
H = (-h2/8π2m).Δ + V et est appelé opérateur Hamiltonien
Δ = ∂2/∂x2 + ∂2/∂y2 + ∂2/∂z2 et est appelé le Laplacien
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Remarque : une orbitale atomique est la région de l’espace où la probabilité de
trouver
l’électron est très grande ( > 90%).
La résolution de cette équation conduit aux différentes valeurs de E et Ψ :

En = -me4/8ε02h2n2, (même expression que celle trouvée par Bohr!).
La fonction d'onde Ψ (orbitale atomique) fait intervenir trois nombres appelés

"nombres quantiques" qui caractérisent l'état d'un électron. Ces trois nombres sont : n ;
l et m :
 n : nombre quantique principal (n = 1,2,3,…∞), définit la couche quantique et le
niveau d’energie.
Une couche quantique est l'ensemble des orbitales qui possèdent la même valeur de
n;
n=1 couche K; n = 2 couche L; n = 3 couche M etc.
Le nombre maximum d’électron que peut contenir une couche est 2n²
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Le nombre quantique secondaire ou azimutal = l
l peut prendre toutes les valeurs comprises entre 0 et n-1 : 0 ≤ l ≤ n-1;
l définit aussi la notion de sous-couche et détermine la géométrie des orbitales
atomiques:
Selon la valeur de l on donne un nom à la sous couche désignée par une lettre
minuscule telle que : Valeurs de l 0 1 2 3 .…
Sous couche ou orbitale s p d f …
Ces lettres sont les initiales de qualificatifs en anglais de raies d’émission de métaux alcalins :
s (shard); p (principal); d (diffuse); f (fundamental)
Le nombre maximum d’électron que peut contenir une sous couche est 2(2l + 1)
 Nombre quantique magnétique ml : ml ϵ Z

ml détermine le nombre d’orbitales de chaque sous-couche ainsi que leurs
orientations spatiales : -l ≤ ml ≤ +l
ml = -l; - (l-1); - (l-2);…..0,1,2…..+l soit 2 l+1 valeurs différentes de ml (c'est-à-
dire cases quantiques).
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l= 0 ml = 0 1 seule orientation: 1 orbitale s

l= 1 ml = -1; 0 ; 1 3 orientations: 3 orbitales p de même énergie
l= 2 ml = -2 ;-1; 0 ; 1 ; 2 5 orientations: 5 orbitales d de même énergie
l=3 ml = -3,-2 ;-1; 0 ; 1;2,3 7orientations: 7 orbitales f de même énergie
II.2.3 Nombre quantique de spin: S
Diverses expériences montrent que l’électron est toujours en rotation autour de lui-
même. Ce mouvement est dit de spin et il confère à l’électron un 2eme moment
cinétique. D’une façon simpliste, le spin électronique peut être perçu comme une
rotation de l’électron autour de son
axe dans deux sens opposés. Le nombre quantique ms ou nombre de sprin peut
prendre deux valeurs +1/2 (↑) et ms -1/2 (↓)
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II.2.4 Degré de dégénérescence

Pour une valeur de l'énergie correspondante à une valeur de n (n ≠ 1), il existe
plusieurs fonctions d'onde associées à l'électron donc plusieurs états possibles ayant
la même énergie. On dit que la valeur de l'énergie correspondante à ces états est
dégénérée.
Pour une même sous couche les orbitales atomiques, qui sont au nombre de 2 l +1,
ont la même valeur d'énergie.
On montre que pour l'atome d’un électron, le degré de dégénérescence du niveau n
est n2. On les dénombre à partir des inégalités: n ≥ 0; 0 ≤ l ≤ n-1 et –l ≤ ml ≤ +l
Exemple n =3 le degré de dégénérescence est 32 = 9.
n=3 l = {0,1,2}
l=0 m=0 1 état
l=1 m = {-1,0,1} 3 états 9 états dégénérés
l=2 m = {-2,-1,0,1,2} 5 états
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II.2.5 Représentation graphique des fonctions ψn,l,ml (OA)
Représentation des orbitales «ns »
L’orbitale s est définie lorsque l = 0 et ml = 0.
Ces fonctions d’onde s’écrivent : Ψn,0,0 ou Ψns .
L’orbitale s est de rayon r et a une symétrie sphérique.
Représentation des orbitales «np »

L’orbitale p est définie pour l = 1 et ml = -1, 0, 1
forme de sablier (ou 8) et 3 orientations:
Les fonctions d’onde s’écrivent :
Ψn,1,0 ou Ψnpz , Ψn,1,-1 ou Ψnpx , Ψn,1,1 ou Ψnpy
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 Représentation des orbitales «nd »

La forme des orbitales d (l = 2) est plus compliquée. Il y a 5 orbitales d (ml = -2, -1, 0,
1, 2):
 Trois orbitales d comportent 4 lobes qui se développent dans les plans
bissecteurs des quadrants : (dxy, dxz, dyz);
Les deux autres orbitales d sont centrées sur les axes : dx2 –y2 suivant les axes
x et y; dz2 a 2 lobes centrés sur l'axe z et possède un petit volume torique dans
le plan xOy.
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Conclusion: II.2 MODÈLE QUANTIQUE DE L’ATOME
• La mécanique quantique décrit le comportement des objets microscopiques:

Atomes et Molécules.
• Le comportement des électrons ne peut être décrit qu’en terme de probabilité
de présence;
• A chaque particule matérielle est associée une fonction d’onde dont le carré
représente la probabilité de présence de la particule;
• La fonction d’onde repose sur la résolution de l’équation de Schrödinger;
• Cette équation n’est rigoureusement résolue que dans le cas de l’atome
d’Hydrogène ou des Hydrogénoïdes;
• Les résultats obtenus pour l’Hydrogène seront supposés généralisables aux
atomes polyélectroniques.
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III. Structure électronique des atomes (polyelectroniques)

La configuration électronique d'un atome est la répartition de Z électrons de
l'atome dans un état fondamental sur les orbitales atomiques (OA).
Ce remplissage des OA est basée sur quatre règles générales appelées principes:
a-Principe d'exclusion de PAULI

L’état d’un électron est déterminé par les quatre nombres quantiques : n, l, ml et ms.
Dans un atome, deux électrons ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres
quantiques identiques.
Si deux électrons d'un atome occupent la même orbitale (même valeurs de n, l, m), ils
diffèrent forcement par le nombre quantique de spin (l'un de spin +1/2 et l'autre de spin
-1/2).
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Remarque :
Une orbitale est définie par les trois nombres n, l et m. Les orbitales sont
représentées à l'aide de cases quantiques :
ns ns
np
nd
nf
Une case quantique ne peut contenir au maximum que 2 électrons de spins

opposés.
b-Principe de stabilité
Énoncé :
A l'état fondamental, les électrons dans un atome occupent d’abord les O.A. les plus
stables, c’est à dire celles de plus basse énergie.
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c-Règle de HUND (règle du spin maximal)
A l'état fondamental, quand les électrons se placent dans une sous-couche multiple (p,
d, f), ils occupent le maximum d'orbitales de même énergie avec des électrons
célibataires qui ont des spins parallèles (même valeur de s).
np3 :
Remplissage respectant la règle de Hund.
np3 :
Remplissage non-conforme à la règle de Hund.
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d-La règle de Klechkowski

Le remplissage des niveaux d’énergie par les électrons doit se faire, à l’état
fondamental, dans l’ordre croissant des valeurs (n+l) ; dans le cas ou (n+l) est la
même pour deux niveaux différents le remplissage se fera dans l’ordre croissant de n.
On obtient ainsi la configuration électronique de l’état fondamental d’un atome
polyélectronique.
L'ordre de remplissage des sous couches quantiques est :

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Exemples : Soit à établir la configuration électronique des éléments dont Z = 37 et
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53
Ordre de remplissage selon Klechkowski de l’element Z =37
1 s2 2s2 2p6 3s23p64 s23d104p65s1
Ordre de remplissage selon Klechkowski de l’element Z =53

1 s2 2s2 2p6 3s23p64 s23d104p65s2 4d10 5p5
Exceptions à la règle de Klechkowski :
Une sous couche vide, totalement remplie ou à moitié remplie confère une plus grande
stabilité aux atomes.
Cette règle s'applique particulièrement aux configuration du type (n-1)d9 ns2 (Cu, Ag et Au) et
(n-1)d4 ns2 (Cr, Mo) qui se transformeront respectivement en (n-1)d10 ns1 et (n-1)d5 ns1 (un
électron de la sous couche s transite vers la sous couche d pour la compléter à 5 ou à 10
électrons): la configuration obtenue sera plus stable que la configuration initiale
Dans le cas des électrons de type f, le niveau d reçoit d' abord un électron avant que le
niveau f ne commence à se remplir.
11/28/2022 42
Exemples : 24Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d4 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s13d5
[Ar]4s13d5 : configuration réduite de 24Cr
2 2 6 2 6 2 9 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s13d10
29Cu : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
[Ar]4s13d10 configuration réduite de 29Cu
Electron symbole Configuration selon Configuration
Klechkowski réelle Platine 78Pt [Xe]4f145d86s2 [Xe]4f145d96s1
Chrome 24Cr [Ar]3d44s2 [Ar]3d54s1
Or 79A4 [Xe]4f145d96s2 [Xe]4f145d106s1
Cuiore 29Cu [Ar]3d94s2 [Ar]3d104s1
Actinium 89Ac [Rn]5f16d07s2 [Rn]6d17s2
Niobium 41Nb [Kr]4d35s2 [Kr]4d45s1
Thorium 90Th [Rn]5f26d07s2 [Rn]6d27s2
Molybdène 42Mo [Kr]4d45s2 [Kr]4d55s1
Protactiniu 91Pa [Rn]5f36d07s2 [Rn]4f26d17s2
Ruthénium 44Ru [Kr]4d65s2 [Kr]4d75s2 m
Uranium 92U [Rn]5f46d07s2 4f36d17s2
Rhodium 45Rh [Kr]4d75s2 [Kr]4d85s1
Neptunium 93Np [Rn]5f56d07s2 4f46d17s2
Palladium 46Pd [Kr]4d85s2 [Kr]4d10
Curium 96Cm [Rn]5f86d07s2 4f76d17s2
Argent 47Ag [Kr]4d95s2 [Kr]4d105s7
Lanthanide 57Tn [Xe]4f16s2 [Xe]5d16 s2
Cérium 58Ce [Xe]4f26s2 [Xe]4f15d16s2
Gadolinium 64Gd [Xe]4f86s2 [Xe]4f75d16s2

11/28/2022 43
III.1 Électrons de coeur et électrons de valence
La couche de valence est la couche la plus externe de l'atome, occupée par
des électrons.
Ces électrons sont appelés électrons de valence.
Cette couche externe possède le nombre quantique principal le plus grand et les
sous-couches en cours de remplissage. Elle est à l’origine des propriétés
chimiques de l’atome.
Si une sous couche interne n'est pas totalement remplie; on considérera cette
sous couche comme faisant partie de la couche de valence.
Exemple : Pour Z = 14, la configuration électronique correspondante est :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 Couche de valence: 3s2 3p2 avec 4e dont 2 libres.
O (Z= 8) : 1s2 2s2 2p4 Couche de valence: 2s2 2p4 avec 6e dont 2 libres.
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26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 la sous couche 3d6 n’est pas remplie
Couche de valence de 26Fe est : 4s2 3d6 ; 26Fe: [Ar]4s23d6
Modèle simple de couches

Concentriques pour Z = 14
Les trois couches occupées (n =1, 2 et 3) par les électrons ne jouent pas un rôle
équivalent.
Les électrons de valence sont les plus éloignés du noyau de l'atome et donc plus
facile à être arrachés pour obtenir un cation par exemple. Ils assurent différentes
réactions chimiques avec ceux de d’autres couches externes d’atomes.
11/28/2022 45
Résumé sur la Structure électronique des atomes

 Un électron est caractérisé par ses 4 nombres quantiques : n, l, m et s;
 Les électrons se placent sur des couches successives caractérisées par le

nombre quantique principal n;
 Chaque couche est composées de sous-couches caractérisées par le nombre

quantique secondaire l;
 Chaque sous-couche se décompose en cases quantiques caractérisées par le

nombre quantique magnétique m;
 Une case quantique ne peut contenir au maximum deux électrons de spins opposés;
 Les règles de Klechkowski et de Hund permettent de déterminer la configuration

électronique d ’un atome et sa description.
11/28/2022 46
APPLICATION
Questions de cours
II.1 Modèle classique de l’atome: Modèle de Bohr
Dans un état stationnaire donné, l’ électron décrit une orbite circulaire de rayon r centré sur
un noyau immobile.
1. Rappeler l’expression des forces auxquelles l’electron est soumis, de même que
l’expression du rayon
2. Selon le modèle de Bohr pour l’atome d’hydrogène, l’electron ne peut se trouver que sur
des orbites de rang n de rayon rn avec une énergie En. Rappelle les expression de rn et
En.
3. Rappelle:
3.1 L’expression de la formule de la difference d’energie entre les niveaux p et n (avec
p > n) appelee aussi relation de Planck.
3.2 L’expression de la longeur d’onde lors du passaage des niveaux p vers n
4. Quelles sont les différentes séries de spectre et leurs domaines spectraux que vous
connaissez?
5. Définir un ion hydrogenoide et donner les expressions des rayons et énergies de rang n.
11/28/2022 47
II. Modèle quantique de l’atome

1. Quels sont les differents nombre quantiques ?
2. Quel est le nombre maximal d’electrons que peut contenir une
couche quantique?
3. Donner l’expression du degre de degeneressance pour l’atome d’un
electron des niveaux n
III. Structure electronique (polyelectronique)

1. Le remplissage des OA est base sur 4 regles generales, lesquelles?
2. Rappeler l’ordre de remplissage des sous-couches suivant la regle
de Klechkowski
11/28/2022 48
III.2 CLASSIFICATION PÉRIODIQUE ET PROPRIÉTÉS DES ÉLÉMENTS
III.2.1 Classification périodique
Au XIX siècle, seulement une soixantaine d’éléments chimiques étaient connus. La
classification périodique de ces éléments a été réalisée par Dimitri MENDELEIEV
(chimiste russe) qui en 1869 publia une table dans laquelle les éléments étaient
sensiblement classés par ordre de masse atomique croissante.
La classification moderne de ces éléments est de nos jours plutôt
basée sur le numéro atomique Z croissant, donc s’appuie
sur la structure électronique des atomes suivant la règle de Klechkowski.
Le tableau périodique (TP) est constitué de 7 lignes appelées "périodes"
et de 18 colonnes appelées "familles":
 Le numéro atomique (Z), 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. 11/28/2022 49
Les éléments appartenant à une même colonne ont généralement la même
structure électronique externe et ont souvent des propriétés chimiques
semblables.
Les colonnes du T.P sont désignées par des chiffres romains (I, II, III…) suivis d’un
indice A ou B:
 Chaque chiffre romain nobre d’ électron sur la couche périphérique;
 A ‘’ électrons de valence sont du bloc s ou p;
 B électrons de valence sont du bloc d
Le T.P est constitué de 7 groupes A (IA….. VII A), 7 groupes B (IB….VII B), 1 groupe
de triade (trois colonnes = VIII B) et le groupe 0 (VIII A = gaz rares ou inertes).
Le T.P est donc divisé en quatre blocs: s, p, d et f
Bloc s : Structure électronique externe : ns1 ou ns2 Colonnes 1 et 2;
Bloc p : Structure électronique externe : ns2, npx (1 ≤x ≤ 6) Colonnes 13 à 18.
11/28/2022 50
Remarque: 2He (configuration : 1s2) est classé dans la colonne 18, car il a les mêmes
propriétés que celles des éléments de cette colonne (gaz inertes).
Bloc d : Structure électronique externe : (n-1)dx, nsy (1 ≤x ≤10 et 0 ≤y ≤2) Colonnes 3 à 12
"métaux de transition";
 Bloc f : Structure électronique externe : (n-2)fx, (n-1)dy, ns2 (n = 6 ou 7, 0 ≤ x ≤ 14 ; y = 0
ou 1): n = 6 "Lanthanides« et n = 7 "Actinides"(ces derniers sont tous radioactifs).
11/28/2022 51
III.2.2 Principales familles chimiques du tableau périodique
Famille des alcalins : Groupe IA configuration électronique externe est du type ns1
 Ils donnent des cations monovalents: Na+, K+…
 Ils donnent des oxydes basiques: Na2O + H2O →2 NaOH
Famille des alcalino-terreux : Groupe IIA configurations électroniques externes ns2
 Ils donnent des cations bivalents: Mg2+ , Ca2+ …
 Ils donnent des oxydes basiques: 2 CaO + H2O →2 Ca(OH)2
 Famille des chalcogènes :VI A configurations électroniques externes ns2 np4
 Ils donnent des anions bivalents: O2-, S2- ...
 Ils donnent des oxydes acides (SO2, SO3...) : SO3+ H2O →H2SO4
Famille des halogènes : Groupe VIIA configurations électroniques externes ns2np5
 Ils donnent des anions monovalents: F- , Cl- , Br- ...
Famille des gaz rares: Groupe 0 configuration électronique externe de la forme ns2np6
 Ils présentent une grande inertie chimique. Leur réactivité augmente avec Z, ex. Xénon (54Xe) donne des composés
stables avec des atomes très électronégatifs comme F et O (XeF2, XeF4, XeOF4, XeO3).
11/28/2022 52
Famille des éléments de transition orbitales d incomplètes (Groupe VIII B):
- Triade du Fer (Fe, Co, Ni)
- Triade du palladium (Ru, Rh, Pd)
- Triade du platine (Os, Ir, Pt)
Remarque 1: Les éléments de transition peuvent présenter des orbitales d vides qui peuvent
accepter les doublets des éléments donneurs. Ils forment alors des complexes ou des
composés de coordination.
Remarque 2:
La configuration électronique de certains éléments (Cu, Cr, Mo, Ag, Au) du T.P ne suit pas
la règle de KLECHKOWSKI. La configuration plus stable est obtenue par transfert d’un
électron ns vers l’orbitale (n-1)d.
Éléments des terres rares
Ces éléments possèdent les orbitales f en cours de remplissage. Ceux qui correspondent au
remplissage des orbitales 4f et 5f sont appelés respectivement lanthanides et actinides.
11/28/2022 53
11/28/2022 54
III.2.3 Classement et propriétés physiques des éléments

Les éléments chimiques sont classés en trois catégories :
Les métaux
Ils sont situés à gauche et au centre de la classification périodique : blocs s, d, f et une moitié
du bloc p (en violet ou gris-clair, sur la figure du tableau périodique : exemple : Al, Sn, Pb
...);
 Ils sont tous solides à température ambiante (25°C), excepté le mercure (80Hg) qui est
liquide;
 Ils sont bons conducteurs de la chaleur et de l'électricité.
Les non-métaux ou métalloïdes.

Ils sont situés à droite dans la classification périodique : seconde moitié du bloc p (foncé, sur
la figure du tableau périodique : ex. F, O, P ...); en bleu-vert ou grisé;
 Ils sont solides ou gazeux à 25°C, exceptionnellement liquide (le di brome, Br2);
 Ils sont mauvais conducteurs de la chaleur et ce sont des isolants électriques. (sauf le carbone
qui est isolant (diamant) ou conducteur (graphite)).
11/28/2022 55
 Les semi-métaux
A la frontière des deux catégories précédentes, ils se comportent comme des semi-
conducteurs (composés dont la conductivité augmente avec la température, par exemple le 14Si,
32Ge, 33As et 53Sb utilisés en électronique).
Remarque : L'hydrogène est un cas à part : c'est un gaz moléculaire (H2) à 25°C. Il peut donner
un ion positif (H+), mais aussi l'ion hydrure (H−).
11/28/2022 56
Règle de Sanderson : Un élément est métallique si le nombre d’électron de sa couche de n

le plus élevé est inférieur ou égal au numéro de sa période (sauf H et Ge).
Exemples: Mg (Z = 12) = 10 + 2 (Ne) 3s2
2 électrons sur n =3 et appartient à la période 3: 2 < 3 Mg est un métal
Ga (Z = 31) = 18 + 13 (Ar) 3d10 4s2 4p1
3 électrons sur n = 4 et appartient à la période 4: 3 < 4 Ga est un métal
Bi (Z = 83) = 54 + 15 (Xe) 4f14 5d10 6s2 6p3
5 électrons sur n= 6 et appartient à la période 6: 5 < 6 Bi est un métal
11/28/2022 57
III.2.4 Quelques propriétés atomiques et leurs variations dans la classification périodique
III.2.4.1 Approximation monoélectronique de Slater
 Effet d'écran
L'attraction, entre le Zème électron de
l'atome et le noyau, est soumise à l'action
d'un noyau dont le nombre de charge n'est
plus Z électrons. La charge du noyau de
l'atome devient alors une charge effective
Z*. Cette charge qui est plus faible que la
charge réelle du noyau, est obtenue en
soustrayant du Z réel les effets
d’écran des autres électrons :
Z* = Z - σj avec σj = Σ σij
11/28/2022 58
Cette formule s’appelle l’attraction monoélectronique de Slater où :
σj = constante d’écran. Elle dépend de la position des (Z -1) ièmes électrons de l'atome par
rapport au Zème électron j.
σij : constante d’écran pour chaque électron i qui exerce un effet d'écran sur un électron j.
Calcul de la charge effective Z*: RÈGLES de SLATER

1) Écrire la configuration électronique de l’élément en utilisant les groupes suivants et dans
l’ordre suivant : [1s] ; [2s , 2p] ; [3s , 3p] [3d] ; [4s , 4p] [4d] [4f] ; [5s , 5p] [5d] ; [5f ]...
2) Valeurs des constantes d’écran

 Électron appartient au même groupe : σ = 0,35 (sauf pour 1s ou σ = 0,3)
 Électron appartient a un groupe plus externe (situé à droite du groupe étudié) : σ = 0
 Électrons d’un groupe plus interne (situé à gauche du groupe étudié)
11/28/2022 59
Deux cas à distinguer :
a) l’électron étudié appartient à un groupe [ns ; np]
Les électrons du groupe immédiatement inférieur (n-1) ont un effet d’écran de σ = 0,85
Les électrons des groupes plus internes (n-2) ; (n-3) .... ont un effet d’écran σ = 1
b) l’électron étudié appartient à un groupe [n d] ou [n f]
Les électrons de tous les groupes plus internes (n-2) ; (n-3) .... ont un effet d’écran σ = 1
11/28/2022 60
11/28/2022 61
Calcul d’energie d’atomes polyelectroniques

Pour un atome à plusieurs électrons, l'énergie dépend à la fois de n et l puisque les valeurs de l
affectent celles de Z*. Chaque électron contribue à une énergie Ei telle que :
11/28/2022 62
𝑍∗2
𝐸𝑖 (𝑛,𝑙) = −13,6 x 𝑖
𝑛2
(eV)
NB: n ≥ 3 alors n =3,7; 4 et 4,2
L’énergie totale de l’atome est la somme de la contribution de chaque électron i telle que:
𝒊=𝒏
𝑬𝒕 = 𝑬𝒊
𝒊=𝟏
avec n : nombre d'électrons.
En conséquence, les états de mêmes n et de l différents ne présentent pas la même énergie :
il y’a une levée partielle de la dégénérescence des niveaux d’énergie de même n.
Les nombres quantiques n, l , m ont la même signification que pour l'atome d'hydrogène:
n > 0 et 0 ≤ l ≤ n-1 et –l≤m≤+l
11/28/2022 63
III.2.4.2 Rayons atomiques (Ra)
Le rayon d’un atome est défini lorsque l’atome est engagé dans une molécule. Il dépend de la
nature des liaisons et des proches voisins.
Le rayon atomique (ra) est la demi distance entre les noyaux des deux atomes dans une
liaison covalente simple.
Dans le TP:
Dans une période, Ra décroit de gauche à droite par suite de l’augmentation de la charge
effective Z* mais surtout de l’augmentation des interactions électrostatiques noyau-électrons
périphériques;
 Dans une colonne, Ra croit de haut vers le bas à cause du passage d’une couche d’ordre
n à une autre couche d’ordre n+1.
11/28/2022 64
III.2.4.3 Rayon ionique (Ri)

D'une manière générale :
Si on enlève des électrons l’effet d’écran diminue donc Z* augmente ce qui fait diminuer
le rayon, donc les cations sont plus petits que leurs atomes parents : Ri (cation) < Ra ;
 L’ajout d’un ou plusieurs électrons augmente l’effet d’écran et diminue donc Z* ce qui
fait augmenter le rayon, donc les anions sont plus gros que leurs atomes parents : Ri
(anion) > Ra
11/28/2022 65
Exemples
R (Li ) = 1,23 A° R (Li+) = 0,60 A°
R (F) = 0,64 A° R (F-) = 1,36 A°
R (Al) = 1,25 A° R (Al3+) = 0,50 A°
Pour les ions ayant la même configuration électronique (S2-, Cl-, K+, Ca2+, Ti4+,…) :
si Z augmente alors Ri diminue;
A charges égales, le rayon ionique varie dans le même sens que le rayon atomique :
si Z augmente alors ri diminue.
III.2.4.4 Energie d'ionisation (Ei)

C'est l'énergie qu'il faut fournir pour arracher un électron à un atome (ou à un ion) dans
l'état fondamental et à l'état gazeux.
11/28/2022 66
Énergies d’ionisation successives. Il s’agit des énergies associées aux réactions suivantes:
A A+ + e- Première Ionisation : E.I1
A+ A2+ + e- Deuxième Ionisation : E.I2
A2+ A3+ + e- Troisième Ionisation : E.I3

……………………………………………………………………………………
A( Z -1)+ Az+ + e- Zième Ionisation : E.Iz
Ces énergies sont toujours positives car il faut fournir de
l’énergie pour arracher l’électron à l’attraction, du noyau.
Évolution de E.I1 dans le Tableau Périodique :
 Dans une même période E.I1 augmente de gauche à droite;
Dans une même colonne E.I1 diminue de haut en bas

11/28/2022 67
Remarques 1:
Il y’a des exceptions à cette tendance générale.
Ei(B) < Ei (Be) ainsi que Ei(O) < Ei(N)
Dans la periode: Be < B < N < O…
Remarques 2:
 Dans le cas d’un atome polyelectronique
Lorsqu’il y a ionisation d’un élément, ce sont les électrons placés dans l’O.A .E qui
partent les premiers;
 Pour un élément de transition, l’O.A .E est celle dont le nombre quantique principal
est le plus grand.
11/28/2022 68
Exemple: V(Z=23) : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s2 3d3 EV = 2E1s + 8E2s2p + 8E3s3p+3E3d +2E4s
V+ (Z=23) : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s1 3d3 EV+ = 2E1s + 8E2s2p + 8E3s3p+3E3d +1E’4s
V2+ (Z=23) : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s0 3d3 EI1 = EV+ - EV = 1E’4s - 2E4s (à suivre !!)
V3+ (Z=23) : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s0 3d2
l’O.A .E : c’est 4s
III.2.4.5 Affinité Électronique (AE)

L'affinité électronique est l'énergie qui est mise en œuvre pour fixer un électron sur un
atome neutre à l’état gazeux: A(g) + 1e- A(g) (eV);
L’AE peut être positive ou négative selon la nature de l’atome.
 Dans une même période, AE augmente de gauche vers la droite car Z* attirant l’électron
augmente et la taille de l’atome diminue.
11/28/2022 69
 Dans une colonne, AE diminue de haut en bas du fait que l’augmentation du rayon de
l’atome et cela fait aussi diminuer l’action du champ attractif du noyau sur les électrons des
couches externes et augmenter par consequent celle du champ répulsif des autres électrons (effet
d’écran).
III.2.4.6 Électronégativité (χ)

L’électronégativité d’un atome A est la tendance que possède cet atome d’attirer vers lui des
électrons d’un autre atome B au cours d’une liaison chimique A B.
L’atome A acquière plus facilement un électron de l’atome B dès que :
11/28/2022 70
L’affinité électronique de A est plus élevée;

Le potentiel d’ionisation de B est plus faible.
Évolution de l'électronégativité dans la classification périodique :
 Dans une même période, l’électronégativité des éléments croit de gauche à droite.
 Dans une colonne, elle croit de bas en haut.
C’est une grandeur relative. Elle est évaluée par les échelles de Pauling et de Mulliken.
11/28/2022 71
 Echelle de Mulliken
L'électronégativité d'un atome d'un élément chimique entrant dans une liaison chimique est
donnée par définition par: χ = 0,5× (EI + AE ) (eV.atome-1) avec EI, l'énergie de première
ionisation de l' atome et AE son affinité électronique.
Echelle de Pauling
Pauling élargi l’échelle d’électronégativité à un nombre plus élevé d’éléments chimiques en se
basant sur les énergies de dissociation des molécules diatomiques. L'écart des
électronégativités entre deux atomes A et B (B est plus électronégatif que A) est exprimé
comme suit:
 Si les énergies sont exprimées en kj/mole, la différence d’électronégativité est :
χB − χA = 0,102 𝑬𝑨𝑩 − 𝑬𝑨𝑨 𝒙 𝑬𝑩𝑩
 Si elles sont exprimées en kcal/mole: χB − χA = 0,208 𝑬𝑨𝑩 − 𝑬𝑨𝑨 𝒙 𝑬𝑩𝑩
11/28/2022 72
Faculté des Sciences et Techniques/USTTB Cours1-Atomistique/TSE, TSEXP, STI, BT Chimie/S 1 Dr A Maiga
APPLICATIONS
Questions de cours
1. Citer les differentes familles chimiques dans le tableau de classification periodique
2. Rappeler egalement les principales proprieties physico-chimiques de ces familles chimiques
3. Comment evolue dans le tableau de classifcation periodique le Ri, Ei, AE et X ?
11/28/2022 73
CHAPITRE 2
LIAISONS CHIMIQUES
11/28/2022 74
INTRODUCTION
Dans la plupart des corps qui nous entourent, les atomes sont liés les
uns aux autres pour former des molécules dont l’énergie est plus faible
que celle des atomes qui les constituent. La molécule est le résultat d’un
assemblage d’atomes (2 ou plusieurs), liés entre eux par des liaisons
chimiques. Ces liaisons peuvent être interatomiques (covalente,
ionique et métallique) ou intermoléculaires (liaison hydrogène et
liaison Van Der Waals).
11/28/2022 75
I. Liaisons interatomiques
Liaisons ioniques et covalentes seules seront developpees dans cette partie!
I.1. La liaison ionique
Exemple: la réaction entre les atomes de Li et F.
L’atome de Li a 2e- dans sa couche interne et 1e- sur sa couche externe ou

couche de valence;
F a 2e- dans la couche interne et 7e- dans sa couche de valence. Le gain d’un
électron donnerait au fluor une couche externe complète avec 8 e-. La liaison
fluorure-lithium se forme donc par le transfert d’un électron du Li au F. Le
lithium a maintenant une charge (+) et le fluor une charge (-).
11/28/2022 76
L’attraction électrostatique entre ions de charge opposée s’appelle liaison

ionique. Elle est typique dans les sels formés par combinaison des éléments
métalliques (électropositifs) de la gauche du tableau périodique avec les éléments
non métalliques (électronégatifs) de droite: Li Li+ + e- et F + e- → F-
Li F (liaison entre les deux atomes).
Ex: Essayer la reaction entre Cl et Na.
11/28/2022 77
II. LA LIAISON COVALENTE: MODÈLE DE LEWIS
Selon Lewis, une liaison covalente entre deux atomes résulte de la mise en commun
d'une paire d'électrons. Toutefois, seuls les électrons de valence d'un atome
sont impliqués dans la formation des liaisons. Mais pour les éléments des trois
premières périodes il s'agit des électrons de la couche externe.
Il existe deux manières de former cette liaison :

a- Chaque atome fournit un électron célibataire, la liaison est dite de covalence normale :
11/28/2022 78
b-Un atome fournit un doublet et l’autre le reçoit dans une case vide, la liaison est dite de
covalence dative ou de coordination :
NH3BF3
 Représentation de Lewis des atomes

La représentation de Lewis schématise la structure électronique externe, ou couche de valence.
par :
Des tirets — les électrons appariés ou doublet libre;
 Des points • les électrons célibataires;
Case quantique vide par un rectangle.
11/28/2022 79
Le schéma de Lewis représente l’ensemble des paires liantes et non liantes d’une molécule
également les e− célibataires mais ne donne aucune indication sur la géométrie spatiale de la
molécule.
Ex: la représentation de la molécule NH3
11/28/2022 80
Notion de Valence d’un atome
C’est le nombre de liaisons que fait un atome dans une molécule:
- Elle correspond en général au nombre d’électrons célibataires de l’atome considéré.
- La valence normale d’un élément se déduit du schéma de Lewis et donc de sa configuration
électronique.
 Excitation d’un atome
si le nombre d’électrons célibataires augmente la valence augmente;
si le nombre d’électrons célibataires diminue la valence diminue.
11/28/2022 81
Augmentation de la Valence
11/28/2022 82
Exemple de Reduction de la Valence
Représentation de Lewis des molécules

Deux atomes peuvent s’unir entre eux par plusieurs liaisons simultanément, on parle alors de
liaisons multiples simple, double et triple.
11/28/2022 83
Laison Covalente simple
Partant de la notation de Lewis des atomes, on écrit les structures de Lewis des molécules en
représentant par un trait chaque paire d'électrons de liaison et par un point un électron
célibataire.
Ex:
EX: CO2; N2; Cl2; HF; HCN; H2CO; O2; H2O; ClO-3 ; POCl3 ; SO2-3 etc.
11/28/2022 84
Liaison covalente multiple
La détermination du schéma de Lewis n’est pas toujours facile ; ainsi, pour le

diazote, N2, il y a trois possibilités (Quel est le bon schéma de Lewis ?).
85
11/28/2022
Regle de l’Octet
Les liaisons de covalence sont obtenues par la mise en commun d’une ou

plusieurs paires électroniques et où chaque atome sature sa couche
électronique externe ns2 np6 identique à celle du gaz rare qui le suit dans la
classification périodique.
Exemples : N-N (N2); Cl-Cl (Cl2); H-F (HF).
Techniques de construction des digrammes moléculaires de Lewis
1) Représenter les électrons de valence de chaque atome dans des cases quantiques puis
sous forme de schéma de Lewis atomique.
2) Identifier l’atome central par :

11/28/2022 86
Il est généralement précisé et/ou souligné. Dans le cas contraire on prendrait
celui qui représente le centre de la molécule.
• Si on ne peut pas l’identifier, on prendra celui qui possède le plus grand nombre
d’électron célibataire.
• Si deux atomes possèdent le même nombre d’électron de valence, l’atome central

sera le moins électronégatif.
3) Attribuer la charge que porte la molécule, dans le cas des ions moléculaires, à
l’atome le plus électropositif si la charge est positive, si elle est négative elle
sera attribuée à l’atome le plus électronégatif.
11/28/2022 87
4) Exploiter la totalité ou le maximum des électrons de valence de l’atome central pour
établir des liaisons avec les atomes latéraux.
5) Construire le schéma de Lewis avec les diverses liaisons unissant l’atome central aux
autres atomes.
6) Dénombrer les électrons appartenant à l’atome central et ceux aux atomes latéraux
pour vérifier la règle de l’octet.
11/28/2022 88
Exemple : Construction du diagramme moléculaire de Lewis de SO-24
Un réarrangement dans la distribution des électrons de valence de l’atome S, permet d’obtenir

3s13p33d2.
11/28/2022 89
 La liaison iono-covalente et Moment dipolaire électrique

Les liaisons fortes covalentes ou ioniques sont des cas limites. Il existe tous les
intermédiaires pour lesquels on parle de liaison iono-covalente, c’est-à-dire
partiellement ionique et partiellement covalente. Elle se produit lors de l’union d’un
élément électronégatif avec un élément d’électro-négativité inférieure.
11/28/2022 90
En principe donc, lorsque la liaison se forme entre deux atomes différents, elle est
toujours, à un certain degré, partiellement ionique. On peut prendre comme exemples
typiques H2O et HCl.
Dans la molécule H2O, du fait de la forte électronégativité de O, les électrons des
liaisons O−H sont attirés par l’atome O. Ces liaisons (covalentes) sont donc
polarisées (c’est-à-dire partiellement ioniques) : il apparaît une petite charge positive
+δ sur H et une petite charge négative −δ sur O (δ < 1). Rappelons que δ est le
pourcentage d’ionicité de la liaison polarisée.
11/28/2022 91
 LIAISONS POLARISÉES
1. Moment dipolaire
Le moment dipolaire d’une molécule A-B est la tendance que possède le doublet
d’électrons à se rapprocher de l'atome le plus électronégatif (B). La liaison est non
symétrique, l'atome B reçoit un excès d'électrons et acquiert donc une charge

négative.
Inversement, l’atome A, perd des électrons et acquiert une charge positive. La

molécule est analogue à un dipôle électrique :
11/28/2022 92
Le moment dipolaire μ est une grandeur vectorielle caractérisée par:

• sa direction : celle de la liaison
• son sens : du pôle positif vers le pôle négatif
• sa norme ou intensité : μ = q × d
(q = charge électrique, d = distance séparant les 2 charges)
11/28/2022 93
Pour les molécules polyatomiques, les moments dipolaires des liaisons s'ajoutent
vectoriellement.
11/28/2022 94
2. Unité
La charge δ doit normalement être exprimée en Coulombs (C), en pratique on utilise
très souvent comme unité la charge e de l'électron (soit 1,6 10-19 C). Les charges δ
(exprimées en unité e) ne sont pas des charges entières. Ces charges sont totalement
différentes des charges formelles des schémas de Lewis moléculaires et ne doivent
pas être confondues avec elles.
L'unité internationale du moment dipolaire est le Coulomb.mètre (C.m). En pratique
on utilise souvent une unité plus adaptée le Debye (D) avec: 1D = 3,33 10-30 C.m
11/28/2022 95
3.Pourcentage ionique des liaisons

La détermination du pourcentage ionique d'une liaison nécessite la connaissance du
moment dipolaire de liaison et de la longueur de celle-ci. Il est exprimé par:
Si δ = e = 1,6 10-19 C, la liaison est purement ionique. Le rapport δ /e mesure directement le
pourcentage d'ionicité de la liaison.
Par exemple si δ/e = 0,5 on dira que la liaison est ionique à 50%.
% IAB = 100 x μ(C.m) / d(m) /e(C)
% IAB = 20.8 x μ(D) / d(A)

11/28/2022 96
Δx = différence d’électonégativité entre les deux

atomes A et B
dAB = distance séparant les deux atomes A et B.
11/28/2022 97
Insuffisance du modèle de Lewis

Certains éléments du groupe 13 de la classification périodique (B, Al, Ga) disposent
de trois électrons externes. Un réarrangement de (ns2np1) permet d’obtenir
(ns1np2) et la formation de trois liaisons de covalence avec trois atomes
monovalents;
Exemple : BF3, AlCl3
11/28/2022 98
Dans le cas des éléments ayant le nombre quantique n≥3, les orbitales atomiques
nd peuvent intervenir et permettre d’avoir plus de huit électrons dans la couche
de valence. Par exemple dix électrons pour l’atome du phosphore dans PCl5, douze
électrons pour l’atome du soufre dans SF6. Pour envisager une pentavalence
(PCl5) ou hexavalence (SF6), un réarrangement de (P:3s23p3; S:3s23p4) permet
d’obtenir (P :3s13p33d1 ; S :3s13p33d2);
11/28/2022 99
 Les représentations de Lewis des molécules ou des ions ne permettent pas :
• De prévoir la géométrie de la molécule. Ainsi, l’angle valenciel OCO est égal à 180°
dans le dioxyde de carbone CO2, alors que dans la molécule H2O, l’angle valenciel
HOH est de 104°;
• De justifier l’existence du moment dipolaire permanent de certaines molécules;
• D’expliquer la liaison à un électron de certaines molécules (par exemple:H2+);
• D’expliquer le paramagnétisme de certaines molécules (par exemple O2);
• De déduire les énergies de liaison.
11/28/2022 100
• Exercices d’application
1. Etablir les structures electroniques des atomes suivants:
N (Z=7); H (Z=1); C (Z=6); Si (Z=14); O (Z=8); B (Z=5); F (Z=9); S (Z=16); Cl (Z=17); I

(Z=53);
2. Donner les structures de Lewis des molecules NH3; PH3; AsH3
et prevoir leur geometrie de base (voir la suite du cours!)
3. Comparer leurs angles de liaison. Justifier (voir la suite du cours!)
11/28/2022 101
Théorie des orbitales moléculaires : Combinaison linéaire des orbitales atomiques

(LCAO)
Dans la théorie quantique, chaque électron de l’atome est décrit par une orbitale atomique ψ.
Dans la molécule, chaque électron sera décrit par une fonction d’onde Φ appelée orbitale
moléculaire.
Les axes de symétrie des orbitales atomiques doivent être soit colinéaires soit parallèles.
Il y a deux types de recouvrement :
- Un recouvrement frontal (ou encore axiale), lorsque les axes de symétries sont colinéaires:
la liaison est dite du type σ.
- Un recouvrement latéral lorsque les axes de symétrie sont parallèles : La liaison est dite du
type π.
Il existe deux types d'orbitales moléculaires :
- Orbitale moléculaire liante responsable de la liaison ayant une énergie plus faible que
celle des orbitales atomiques.
- Orbitale moléculaire anti-liante qui a tendance à déstabiliser la liaison chimique.
11/28/2022 102
Remarque: la déstabilisation de l'orbitale anti-liante est supérieure à la
stabilisation de l'orbitale liante.
Par convention les orbitales sont désignées par la lettre s ou p et on met une
étoile * en exposant pour les orbitales anti-liantes.
11/28/2022 103
L'énergie de la molécule H2 sera plus faible que celle des deux atomes HA et HB
séparés et la molécule existera donc de préférence à des atomes d'Hydrogène
libres.
11/28/2022 104
On définit l'indice de liaison ni comme étant la moitié de la différence entre le

nombre d'électrons liants n et le nombre d'électrons anti-liant n* :
Dans le cas de H2 : ni = 1/2 ( 2 - 0 ) = 1, on retrouve la liaison simple du modèle de

Lewis.
Généralisation aux molécules diatomique homonucléaires

Nous admettrons que les résultats obtenus pour H2 sont généralisables aux
autres molécules diatomiques homonucléaires He2 , Li2 , Be2 , B2 , C2 , N2 , O2 , F2
et Ne2.
11/28/2022 105
Les orbitales moléculaires seront obtenues par recouvrement d’orbitales
atomiques.
RETENONS:
Hélium: He2
Les orbitales atomiques (O.A) à considérer sont les orbitales 1s de He occupées
par deux électrons puisque la configuration de He est: 1s2
11/28/2022 106
Le schéma sera identique à celui obtenu pour H2
 Lithium: Li2 : 1s2 2s1

considérons deux types d'orbitales atomiques différentes: 1s et 2s.
En fait les orbitales atomiques de cœur 1s ne participent pas aux propriétés

chimiques et donc aux liaisons.
Nous ne ferons intervenir que les orbitales atomiques de la couche de valence pour
construire les liaisons comme nous l'avions fait dans le cadre du modèle de Lewis.
11/28/2022 107
Le schéma est totalement identique à celui obtenu pour H2 il suffit de remplacer

1s par 2s. L'indice de liaison est donc 1.
 Bérylium: Be2 : 1s2 2s2
Seules les orbitales atomiques 2s participerons aux liaisons. Nous retrouvons un cas totalement similaire à He .
2
La molécule Be ne pourra donc exister.
2
11/28/2022 108
La configuration de B est: 1s2 2s2 2p1.

A partir de B2, les orbitales atomiques de type p vont faire leur apparition.
Les deux types d'orbitales atomiques concernés sont: 2s et 2p.
Il en sera de même pour les autres molécules de cette série.
1. Interactions entre orbitales s:
11/28/2022 109
Les interactions entre orbitales p sont soit axiales, soit équatoriales.

Nous aurons donc les deux types d'orbitales moléculaires s et p.
Étant donné la forme géométrique des orbitales p, leur rapprochement conduira

à la formation d'une liaison s et de deux liaisons p.
11/28/2022 110
La liaison s étant plus "solide" en raison d'un meilleur recouvrement que la

liaison p, son énergie sera plus basse.
Les deux liaisons p étant identiques elles posséderont la même énergie.
Enfin à chaque orbitale moléculaire liante correspond une orbitale moléculaire

anti-liante.
11/28/2022 111
2. Interactions entre orbitales atomiques s et p
Les orbitales s et p ont des énergies différentes, une règle générale veut que
seules des orbitales atomiques d'énergies proches puissent interagir entre elles
pour former des orbitales moléculaires.
Il existera donc des interactions ss, des interactions pp et éventuellement des
interactions sp.
11/28/2022 112
Dans le cas ou des interactions sp existent, le diagramme énergétique des

orbitales moléculaires est légèrement modifié (n’est plus symetrique).
L'ordre énergétique des orbitales moléculaires (O.M) n'est plus le même.
Sans intéractions sp (O2, F2 ,Ne2):
La configuration électronique s’ecrit: s1 ; s1* ; s2 ; (p , p) ; (p* , p*) ; s*2
Avec intéractions sp (B2, C2 ,N2): la configuration électronique s’ecrit:
s1 ; s1* ; (p , p) ; s2 ; (p* , p*) ; s*2

11/28/2022 113
11/28/2022 114
Les électrons se comportent comme de petits aimants et selon leur arrangement,

ils vont conférer des propriétés magnétiques différentes à la matière.
Si tous les électrons d’une molécules sont associés par paires

(appariés) les moments magnétiques des électrons s’annulent deux à
deux.
La substance ne possède alors pas de moment magnétique permanent.
En présence d’un champs magnétique extérieur, cette substance est repoussé
par les pôles de l’aimant.
11/28/2022 115
• Les molécules possédant des électrons célibataires (non appariés),

elles possèdent un moment magnétique non nul.
En présence d’un champs magnétique extérieur, elles seront attirées par les pôles
de l’aimant.
L ’unité couramment employée pour exprimer le moment magnétique est le Magnéton
de Bohr mB
On peut estimer le moment magnétique (en magnétons de Bohr) d ’une molécule
paramagnétique par la formule :
11/28/2022 116
11/28/2022 117
Expérimentalement, on constate que la molécule possède 2 électrons célibataires

et est paramagnétique.
Il y a donc bien des intéractions mixtes de type sp.
Si les interactions mixtes sp n'étaient pas présentes,la molécule aurait été

diamagnétique ( pas d'électrons célibataires).
11/28/2022 118
11/28/2022 119
Expérimentalement, on constate que la molécule ne possède pas d’électrons

célibataires et est diamagnétique.
Si les interactions mixtes sp n'étaient pas présentes,la molécule aurait été
paramagnétique (2 électrons célibataires).
11/28/2022 120
11/28/2022 121
11/28/2022 122
11/28/2022 123
Théorie de la répulsion des paires électroniques des couches

de valence (V.S.E.P.R.) (valence shell électron pair répulsion)
« Autour de chaque atome, les paires d’électrons de valence (libres ou de

liaison) s’éloignent le plus possible les unes des autres afin de minimiser leur
répulsion électrique »
Dans cette théorie la molécule est représentée par : A Xn Em

A: atome central.
X: atomes liés à A et n leur nombre.
E: paires libres sur A et m leur nombre.
11/28/2022 124
Sachant que les doublets électroniques de la couche de valence se repoussent entre

eux, la géométrie de la molécule sera celle pour laquelle les répulsions sont
minimales, soit, les doublets électroniques sont les plus éloignés possibles. Ainsi,
dans cette théorie, la géométrie de la molécule est déterminée à partir des valeurs
p = m + n.
Exemple 1: P = 3; CAS DU BF3 et CH2O et SnCl2
11/28/2022 125
11/28/2022 126
Exemple 2: P = 4 CAS DE CH4; NH3; H2O
11/28/2022 127
• Exemple 3: P = 5, CAS DE PCl5; SF4; BrF3 etc.
11/28/2022 128
• Exemple 4: p = 6 cas de SF6;IF5 et XeF5
11/28/2022 129
Tableau récapitulatif
11/28/2022 130

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Faculté des Sciences et Techniques/USTTB - Chimie 1-Atomistique-Liaisons Chimiques - Dr A Maiga

CHAPITRE 2: LIAISON CHIMIQUE (12 heures)

Atomistique: Structure de l’atome

symbole. Exemple Hydrogène :H ; Oxygène : O ; Carbone : C …

D’une manière générale, l’atome demeure l’élément fondamental de la matière, à cause de sa

élémentaires qui sont l’électron, le proton et le neutron.

I.2 Representation de l’atome

Ainsi, une mole d'atome correspond à 6,023.1023 atomes;

une mole d'électrons correspond à 6,023.1023 électrons;

matome = Z mproton + N mneutron + Z mélectron

Dire qu'un atome à une masse de M u.m.a est équivalent

Les cations et anions sont formés lorsque l’atome perd ou gagne un ou

II. Modèles classiques et quantiques de l’atome

II.1 Modèles classiques de l’atome: cas du modèle de Bohr

Pour expliquer la discontinuité du spectre d’émission, Bohr suggère que l’électron

1.1 Energie dans un état stationnaire donné

 L’électron décrit une orbite circulaire de rayon r centrée sur

1.3 Transitions entre niveaux électroniques

Avec Ef : état final; Ei : état initial; h: constante de Planck; ν: fréquence de radiation et λ :

1.4 Rayonnement électromagnétique

R RX UV Visible IR Ondes radio

1.5 Spectre d'emission de l'atome d'hydrogene

400 500 600 700 (nm)

NB: chaque serie commence par le nom du scientifique responsable de la decouverte

1.6 Extension du modèle de Bohr aux hydrogénoïdes

Les expressions de rn et de En pour les hydrogénoïdes sont calculées en remplaçant la charge

1.7 Insuffisance du modèle de Bohr

Bien qu’il décrit les spectres d’émission de l’atome d’hydrogène et des

II.2.2 Équation de Schrödinger pour l'atome d'hydrogene

On appelle orbitales atomiques, les fonctions d'ondes des électrons atomiques.

C'est le principe fondamental de la mécanique quantique.

H = (-h2/8π2m).Δ + V et est appelé opérateur Hamiltonien

Δ = ∂2/∂x2 + ∂2/∂y2 + ∂2/∂z2 et est appelé le Laplacien

La résolution de cette équation conduit aux différentes valeurs de E et Ψ :

La fonction d'onde Ψ (orbitale atomique) fait intervenir trois nombres appelés

 Nombre quantique magnétique ml : ml ϵ Z

l= 0 ml = 0 1 seule orientation: 1 orbitale s

II.2.3 Nombre quantique de spin: S

II.2.4 Degré de dégénérescence

Représentation des orbitales «np »

 Représentation des orbitales «nd »

• La mécanique quantique décrit le comportement des objets microscopiques:

III. Structure électronique des atomes (polyelectroniques)

a-Principe d'exclusion de PAULI

Une case quantique ne peut contenir au maximum que 2 électrons de spins

d-La règle de Klechkowski

L'ordre de remplissage des sous couches quantiques est :

Ordre de remplissage selon Klechkowski de l’element Z =53

Lanthanide 57Tn [Xe]4f16s2 [Xe]5d16 s2

Cérium 58Ce [Xe]4f26s2 [Xe]4f15d16s2

Gadolinium 64Gd [Xe]4f86s2 [Xe]4f75d16s2

Modèle simple de couches

Résumé sur la Structure électronique des atomes

 Les électrons se placent sur des couches successives caractérisées par le

 Chaque couche est composées de sous-couches caractérisées par le nombre

 Chaque sous-couche se décompose en cases quantiques caractérisées par le

 Les règles de Klechkowski et de Hund permettent de déterminer la configuration

II. Modèle quantique de l’atome

III. Structure electronique (polyelectronique)

III.2.3 Classement et propriétés physiques des éléments