Cours Atomistique 2019
Cours Atomistique 2019
Cours Atomistique 2019
ATOMISTIQUE
5. Liaisons chimiques
2
Évolution du modèle atomique
Atomos
Évolution du modèle atomique
Chambres
à bulles Sources d’ions
Collisionneur
N.Y.
Le modèle de Schrödinger,
Heisenberg et Planck
• Modèle Quantique
L’électron à des propriétés
ondulatoires
La position de l’électron n’est
qu’une probabilité
Le modèle ¨Quantique¨
CONSTITUTION DE L’ATOME
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I. LES CONSTITUANTS DE L’ATOME
1. Modèle d’après Dalton (1766-
1844) La matière n’a pas une
Dalton proposa la théorie suivante :
structure continue, elle
est formée par un
ensemble de particules
« indivisibles ».
L’atome revient
Dalton met de l’ordre dans les éléments connus.
Il est le premier à proposer une classification basée sur la masse atomique.
Évolution du modèle atomique
Dalton (1766-1844)
• L’atome revient
• Dalton met de l’ordre dans les éléments connus.
• Il est le premier à proposer une classification basée sur la masse atomique.
I. Définition d’un atome
Un atome (du grec, atomos, " que l'on ne peut diviser")
est la plus petite partie d'un corps simple pouvant se
combiner chimiquement avec une autre.
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II. Caractéristiques de l'atome
16
Autour du noyau gravitent des électrons suivant des
trajectoires bien définies, cela constitue le nuage
électronique;
A = Z + N avec A ∈ N∗
6
c 6 protons,
6 électrons
et (12-6) = 6 neutrons
47
21
Sc Le Scandium possède :
21 protons,
21 électrons,
et (47-21) = 26 neutrons
20
Lorsque, le nombre de proton est égale au nombre d’électron
l’atome est dit neutre.
21
La masse des atomes
La masse d'un atome est la somme des masses de ses
divers constituants.
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La mole est définie comme le nombre d'atome de carbone
12
12 contenu dans 12 g de carbone 12.
6c
En pratique ce nombre N est appelé nombre d'Avogadro et
vaut environ 6,022 1023.
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L’Unité de Masse Atomique
Elle est définie comme 1/12 de la masse d'un atome de
Carbone12C (carbone),
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Les isotopes
On appelle isotopes d’un élément donné, des atomes ayant le même
nombre de protons (même Z) mais un nombre de neutrons différent (A
différent). Les isotopes ne diffèrent alors que par la composition des
noyaux.
14
Le carbone 14, noté
6
c
sont ainsi des isotopes de l'élément carbone.
6
c
Le carbone 14 a 6 protons, 6 électrons et (14-6)=8 neutrons
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Pour la majorité des atomes, un seul des isotopes existant est présent
en quantité appréciable dans la nature les autres isotopes étant
seulement présents à l'état de traces.
M (Mg) = xi Mi/100 =
([%(24Mg)xM(24Mg)] + [%(25Mg)xM(25Mg)] +
[%(26Mg)xM(26Mg)])/100
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Les modèles classiques de l’atome
MODÈLES ATOMIQUES
• 3. Modèle d’après Rutherford (1871-
1937)
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Le modèle de Rutherford
L’expérience de Rutherford
Le modèle de Rutherford
Particule
déviée
Feuille d’or
Particule
qui
rebondit
Particule
non déviée
Niveau 1 (s)
Niveau 2 (p)
Niveau 3 (d)
II - MODELE DE BOHR 1913 Modèle de Bohr : Niels Bohr
(1885-1962)
40
Rayon de l'orbite :
41
Energie totale du système :
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3 - Absorption et émission d'énergie
Un électron ne peut absorber ou libérer de l'énergie càd rayonner qu'en passant d'un
niveau (orbite) à un autre.
La quantité d'énergie absorbée ou émise est égale à la différence d'énergie entre les
deux niveaux (relation de Planck) :
45
Emission : Lorsqu'un électron passe d'un niveau p à un niveau n
(p > n), il émet une radiation de fréquence νp-n.
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III - RAYONNEMENT ELECTROMAGNETIQUE
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Spectre d’émission de l’atome d’Hydrogène
Expérience:
Lorsqu'on soumet du dihydrogène H2 sous
faible pression (de l’ordre de 10−3 à 10−4 bar) à
une décharge électrique (de quelques volts à
quelques centaines de volts) on observe une
émission lumineuse qui constitue le spectre
d’émission de l’atome d’hydrogène.
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49
50
Le spectre est constitué de
radiations monochromatiques
de longueurs d'onde λ bien
définies.
410 434 486 656
Quantification de l'énergie :
L'énergie émise ou absorbée par un électron est :
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RH = 1,096 107 m-1 : la
constante de Rydberg pour
l’hydrogène..
n et p sont des entiers tels que 53
n < p.
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Notions de série de raies :
Si nous prenons la formule
= 1 / l = RH (1/n2 - 1/p2)
Série (n) 1 2 3 4 5
Domaine UV Visible IR IR IR
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Ex: la série de Balmer correspond à l'ensemble des photons émis lors des
transitions électroniques de niveaux d'énergie n>2 vers le niveau d'énergie n=2.
Les photons émis sont alors situés dans le domaine du visible comme indiqué
sur le spectre d'émission ci-dessous.
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Les Hydrogénoïdes
Un hydrogénoïde ou atome hydrogénoïde est un ion
monoatomique ne possédant qu'un seul électron.
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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 n2 (n1 ≠ 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 :
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Conclusion
Le modèle de Bohr a permis de lever l’instabilité de
l’atome selon Rutherford. Il a aussi permis
l’interprétation du spectre d’émission de H. Ce modèle
reste toutefois insuffisant pour expliquer les spectres des
atomes autres que les Hydrogénoïdes. Sommerfeld a
amélioré ce modèle en proposant des trajectoires
elliptiques au lieu des trajectoires circulaires.
Nous allons passer maintenant au modèle ondulatoire qui
va apporter une nouvelle conception de l’organisation
électronique.
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CHAPITRE III: MODELE
QUANTIQUE DE L’ATOME
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I/ PROBABILITE ET DENSITE DE PROBABILITE.
En mécanique classique (Théorie de Bohr), l'étude du mouvement d'un électron
consiste à chercher avec précision sa trajectoire. Tandis qu’en mécanique
quantique on parle en terme de : Probabilité de présence de l'électron
dans une certaine région de l’espace entourant le noyau.
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L’électron est caractérisé par:
- son état énergétique
- sa probabilité de présence à un endroit
donné
Probabilité de présence
On définit la probabilité de présence de l’électron dans
l’élément de volume dV autour du point M par :
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II- Atome d’hydrogène ou ion hydrogénoïde : description dans
la mécanique quantique
1- Fonction d’onde
a- Equation de Schrödinger
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La fonction d’onde est une fonction mathématique, solution d’une équation différentielle
pouvant simplement s’écrire :
~
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b- Signification de la fonction d’onde : densité
volumique de probabilité de présence
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2- Résultats de la résolution de l’équation de
Schrödinger
Ces résultats sont admettre et à connaître sans démonstration car l’équation de Schrödinger est
hors programme.
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III- LES NOMBRES QUANTIQUES.
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2- Le nombre quantique secondaire ou azimutal l :
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3- Le nombre quantique magnétique m.
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b- Nombre quantique de spin électronique
L’interprétation de cette expérience nécessite d’introduire un quatrième nombre quantique,
nombre quantique de spin noté s, (s = 1/2 pour l'électron) qui quantifie la norme du
vecteur de spin de l’électron,
→
S:
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III – LES ORBITALES ATOMIQUES : O.A.
Une fonction d’onde dépend des nombres quantiques n, l, m, elle est notée ψn, l, m .
de l’espace. La forme de cette région de l’espace décrite par l’électron est appelée
:orbitale atomique
Exemple : Les expressions analytiques de quelques fonctions, dans le cas des
hydrogénoïdes.
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1) Description de l’orbitale « s »
La condition l=0 implique m=0
Ces fonctions d’onde s’écrivent : ψn, 0, 0 ou ψns
Pour les orbitales s, la densité de probabilité de présence ψ2 de
l’électron à la surface d’une sphère de rayon r est la même dans
toutes les directions de l’espace, mais elle varie avec r. L’orbitale
est dite de symétrie sphérique.
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2) Description des orbitales « p »
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Remarque : le signe + ou – indiqué dans chaque lobe est le signe de ψ.
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3) Description des orbitales « d »
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CHAPITRE IV: LES ATOMES
POLYELECTRONIQUES
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I/ CONFIGURATIONS ELECTRONIQUE
DES ATOMES.
Une orbitale est définie par les trois nombres n, l, et m. Il est commode de
représenter les orbitales à l’aide des cases quantiques.
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Dans chaque sous couche définie par la valeur de
l, le nombre d’orbitale est égal au nombre de valeurs
possible de m.
l = 0 , m= 0 → 1 orbitale s
l = 1 , m = -1, 0, 1 → 3 orbitales p
l = 2 , m = -2, -1, 0, 1, 2 → 5 orbitales d
l = 3 , m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 → 7 orbitales f
Le remplissage des orbitales atomiques s’effectue à l’aide des quatre règles générales.
Conséquence : Dans une même case n, l, m sont fixes. On ne peut placer que deux électrons
au maximum avec leur nombre quantique de spins oppose
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Pour une couche n, le nombre de cases est n² et le nombre d’électrons est 2n². Une
case quantique ne peut contenir au maximum que deux électrons de spins
opposés
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2- Principe de stabilité. Règle de
KLECHOVSKI.
• Les électrons occupent les orbitales atomiques les plus stables c’est à dire celles de
plus basse énergie.
• L’ordre des énergies croissantes est l’ordre des valeurs croissantes de la somme
(n+l).
• Si deux sous couches correspondent à la même valeur de (n+l), la sous couche
avec la plus petite valeur de n a l’énergie la plus basse.
• Les orbitales d’une même sous couche ont la même énergie.
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3- Règle de HUND.
Exemple : 2p3
4- Exemples et exceptions.
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IV.2. Electrons de cœurs et électrons de valence
IV.2.1. Définitions
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Il existe des exceptions ou ces règles ne sont pas respectées, en raison essentiellement
du voisinage en énergie des niveaux 4s 3d et 5s 4d.
Cette irrégularité est due au fait que l’atome gagne en stabilité lorsque la sous couche
d est à moitié remplie ou totalement remplie.
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II/ LA CLASSIFICATION
PERIODIQUE DES ELEMENTS
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Le modèle des orbitales hybrides permet de simuler la déformation des orbitales. Il
consiste à exprimer les orbitales atomiques déformées comme des combinaisons
linéaires des orbitales atomiques de valence appartenant à des sous‐couches
différentes (pour un même atome). Les nouvelles orbitales sont à ce titre appelées
orbitales hybrides. Ce mélange d'orbitales de symétries différentes mais appartenant
à la même couche électronique permet de modifier l'orientation des nouvelles
orbitales afin de mieux décrire qualitativement les liaisons entre atomes. On écrit
une orbitale hybride sous la forme :
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