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Cours CH1
Structure électronique des atomes
David Malka
MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret
MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes
Table des matières1 L’atome et l’élément chimique 1
1.1 Les différents modèles de l’atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.2 Constitution de l’atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.3 L’élément chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.4 Masse molaire d’un élément chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.5 Un peu de vocabulaire . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2
2 Modèle en couches de l’atome 22.1 Orbitales atomiques : nombres quantiques n, l,ml . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2
2.1.1 Solutions de l’équation de Schrödinger . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22.1.2 Orbitales atomiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2
2.2 Description d’un état électronique : nombres quantiques (n, l,ml,ms) . . . . . . . . . . . . . . . 32.2.1 Le nombre quantique principal n . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32.2.2 Le nombre quantique secondaire l . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32.2.3 Le nombre quantique tertiaire ou magnétique ml . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42.2.4 Le spin de l’électron . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42.2.5 Etat quantique d’un électron . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
3 Configuration électronique d’un atome 43.1 Règle de Hund . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53.2 Règle de Klechkowski . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53.3 Principe d’exclusion de Pauli . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53.4 Configuration électronique d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
3.4.1 Détermination de la configuration électronique d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . 63.4.2 Electrons de valence . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63.4.3 Electrons de cœur . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
4 Configuration électronique d’un ion 74.1 Anion . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 74.2 Cation . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 84.3 Stabilité d’un ion . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8
5 Absorption et émission de lumière par un atome 95.1 Etat excité d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 95.2 Absorption d’un photon par un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 95.3 Émission spontanée d’un photon par un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
6 La classification périodique 106.1 Construction . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106.2 Structure . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10
6.2.1 Périodes (lignes) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106.2.2 Familles (colonnes) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 116.2.3 Métaux et non métaux . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11
7 Électronégativité d’un élément chimique 117.1 Importance de l’électronégativité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 117.2 Électronégativité (χ) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127.3 Evolution dans la classification périodique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12
7.3.1 Mise en évidence expérimentale . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127.3.2 Evolution dans la classification périodique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127.3.3 Electronégativité et propriétés redox . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127.3.4 Interprétation de la classification périodique par la configuration électronique des atomes 13
Table des figures1 Nombre quantique l . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32 Niveaux d’énergie rangé par ordre croissant selon la règle de Klechkowski . . . . . . . . . . . . . 53 Saturation des sous-couches électroniques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 64 Excitation d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
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5 Désexcitation d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106 Spectre d’émission de l’hydrogène . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 107 Familles à connaître . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 118 Métaux et non métaux . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 119 Evolution grossière de l’électronégativité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1210 Périodicité de l’électronégativité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
Capacités exigibles1. Utiliser un vocabulaire précis : élément, atome, corps simple, espèce chimique, entité chimique.2. Déterminer la longueur d’onde d’une radiation émise ou absorbée à partir de la valeur de la transition
énergétique mise en jeu, et inversement.3. Établir un diagramme qualitatif des niveaux d’énergie électroniques d’un atome donné.4. Établir la configuration électronique d’un atome dans son état fondamental (la connaissance des excep-
tions à la règle de Klechkowski n’est pas exigible).5. Déterminer le nombre d’électrons non appariés d’un atome dans son état fondamental.6. Prévoir la formule des ions monoatomiques d’un élément.7. Relier la position d’un élément dans le tableau périodique à la configuration électronique et au nombre
d’électrons de valence de l’atome correspondant.8. Positionner un élément dans le tableau périodique et reconnaître les métaux et non métaux.9. Situer dans le tableau les familles suivantes : métaux alcalins, halogènes et gaz nobles.10. Citer les éléments des périodes 1 à 2 de la classification et de la colonne des halogènes (nom, symbole,
numéro atomique).11. Mettre en œuvre des expériences illustrant le caractère oxydant ou réducteur de certains
corps simples.12. Élaborer ou mettre en œuvre un protocole permettant de montrer qualitativement l’évo-
lution du caractère oxydant dans une colonne.13. Relier le caractère oxydant ou réducteur d’un corps simple à l’électronégativité de l’élément.14. Comparer l’électronégativité de deux éléments selon leur position dans le tableau périodique.
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1 L’atome et l’élément chimique
Connaître la constitution d’un atome et les ordres de grandeurs inhérents. Décrire la matière atomiqueavec un vocabulaire appropriée.
Objectif(s)
1.1 Les différents modèles de l’atome
https://vimeo.com/davidmalka/ch11
Les modèles de l’atome
1.2 Constitution de l’atomeL’atome est constitué d’un noyau et de son cortège électronique. Il est globalement neutre.
Le noyau comprend A nucléons : Z protons + N neutrons. On note : AZXN .A est appelé nombre de masse, Z est appelé numéro atomique.
Exemple : Le carbone 12 contient 6 protons et 6 neutrons. On le note 126 C
6 ou plus simplement 12C.L’atome est électriquement neutre : il contient donc autant d’électrons que de protons.
atome noyau proton neutron électrondiamètre ∼ 1× 10−10 m ∼ 1× 10−14 m ∼ 1× 10−15 m ∼ 1× 10−15 m −masse ∼ 10 g ·mol−1 ∼ 10 g ·mol−1 1,66× 10−27 kg 1,66× 10−27 kg 9,1× 10−31 kgcharge 0 Ze e 0 −e
Charge élémentaire : e = 1,6× 10−19 C.
Ordre de grandeur
1.3 L’élément chimique
Un élément chimique est défini par son numéro atomique.L’élément chimique
Exemple : l’ion cuivre(II) Cu2+ et l’atome de cuivre Cu sont deux espèces chimiques correspondant àl’élément cuivre.
Deux atomes peuvent différer par le nombre de nucléons du noyau, c’est-à-dire par leur nombre de masse :on les appelle isotopes.
Exemple : 23892 U et 235
92 U sont deux isotopes de l’élément uranium U .
Au cours d’une transformation chimique, il y a conservation des éléments chimiques.Conservation des éléments chimiques
1.4 Masse molaire d’un élément chimique
La masse molaire atomique M d’un élément chimique est la masse d’une mole1 de cet élément chimique prisdans son état atomique.
Masse molaire
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R A l’état naturel, les éléments existent sous différentes formes isotopiques. Pour calculer la masse molairenaturelle d’un élément, il faut calculer la moyenne des masses relatives à chaque isotope pondérée par leurabondance naturelle.
1.5 Un peu de vocabulaireEntités chimiques : les atomes, les ions, les molécules sont des entités chimiques.Élément chimique : regroupe l’ensemble des entités chimiques caractérisées par le même nombre Z de
protons dans leurs noyaux respectifs.Espèce chimique : une espèce chimique est un ensemble d’entités chimiques identiques.Corps simple/ corps composé : un corps simple est une entité constitué d’atomes d’un même élément
(ex : H2), par opposition à un corps composé, constitué d’atomes de plusieurs éléments (ex : CO2).
2 Modèle en couches de l’atome
Savoir qu’une orbitale atomique peut-être caractérisée par un triplet de nombre entiers (n, l,ml). Savoirque l’état électronique d’un électrons peuplant une orbitale est définit par les quatre nombres quantiques(n, l,ml,ms). Connaître les dénominations et les valeurs autorisées pour ces nombres.
Objectif(s)
2.1 Orbitales atomiques : nombres quantiques n, l,ml
2.1.1 Solutions de l’équation de Schrödinger
En 1926, Schrödinger propose que l’état de l’électron d’un atome est décrit par une fonction d’onde ψvérifiant l’équation de Schrödinger.
i h̄∂ψ
∂t= Hψ
avec H est l’opérateur énergie, appelé hamiltonien du système.
2.1.2 Orbitales atomiques
On montre que l’état d’un électron atomique est peut-être décrit par une fonction de la forme :
ψn,l,ml(r, θ,φ) = Rn,l(r)ϕl,ml
(θ,φ)
avec r, θ et φ les coordonnées sphériques repérant la position d’un point de l’espace. Les nombres n, l et msont des entiers dont seules certaines valeurs sont autorisées. Ceci est discuté par la suite.
Le module au carré de la fonction d’onde |ψn,l,ml(r, θ,φ)|2 représente la densité de probabilité de trouver
l’électron au point de l’espace de coordonnées (r, θ,φ). Contrairement à la description classique, l’électron n’estplus localisé dans l’espace ! Il n’a plus d’orbite définie. On parle d’orbitales atomiques. On distingue la partieradiale Rn,l(r) qui traduit la densité de probabilité de trouver l’électron à une distance r du noyau et la partieangulaire φl,ml
(θ,φ) qui traduit la densité de probabilité de trouver l’électron dans la direction (θ,ϕ) de l’espace.
https://vimeo.com/davidmalka/ch12
La notion d’orbitale atomique* (facultative)
On retiendra qu’il suffit de connaître les nombres quantiques (n, l,ml) pour décrire la fonction d’onded’espace ψn,l,ml
d’un électron c’est-à-dire son orbitale atomique.
Caractérisation d’une orbitale
1. 1mole contient NA ≈ 6, 02.1023 entités. NA est appelé Nombre d’Avogadro.
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2.2 Description d’un état électronique : nombres quantiques (n, l, ml, ms)
Nous allons voir que l’état d’un électron atomique est décrit par quatre nombres quantiques :— le triplet (n, l,ml) qui définit l’orbitale atomique occupée par l’électron,— le nombre ms lié à une propriété physique de l’électron appelé spin 1.
https://vimeo.com/davidmalka/ch13
Le modèle en couches
2.2.1 Le nombre quantique principal n
Le nombre quantique principal n est l’entier qui définit en priorité l’énergie. Plus n est élevé plus l’énergiede l’électron occupant l’orbitale est élevée. C’est le nombre n du modèle de Bohr 2.
n ≥ 1, n ∈N
Le nombre n définit aussi la taille de l’orbitale c’est-à-dire la distance moyenne de l’électron qui l’occupe aunoyau.
Le nombre quantique principal n définit une couche électronique de l’atome.Couche électronique n
2.2.2 Le nombre quantique secondaire l
Le nombre quantique secondaire l est lié au moment cinétique orbital L de l’électron et pour partie à sonénergie.
L =√l(l+ 1) h̄ avec 0 ≤ l ≤ n− 1, l ∈N
Le nombre l traduit également la forme de l’orbitale occupé par l’électron.
A la couche électronique n correspondent n sous niveaux d’énergie En,l qu’on désigne par une lettre fig.1.
l 0 1 2 3 4 5 . . .sous-couche s p d f g h . . .
Figure 1 – Nombre quantique l
Exemple : La couche n = 3 contient trois sous-couches électroniques de moments cinétiques respectifsl = 0, l = 1, l = 2 qu’on note 3s, 3p et 3d.
Dans le cas général, l’énergie associée à l’orbitale dépend de l. Ce n’est pas le cas pour l’atome d’hydrogènepour lequel les sous-couches 2s et 2p ont, par exemple, même énergie. On dit que les niveaux d’énergie sontdégénérés.
Le couple (n, l) définit une sous-couche électronique.Sous-couche électronique (n, l)
1. Le spin d’un électron, et plus largement d’une particule, le caractérise de la même façon que sa masse ou sa charge parexemple.
2. Voir cours M6.
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Donner les sous-couches électroniques comprises dans la couche n = 4.
Réponse
Pour n = 4, les valeurs autorisées de l sont 0,1,2,3. On note alors les sous-couches électroniques comprisesdans la couche n = 4 : 4s, 4p, 4d et 4f
Application 1
2.2.3 Le nombre quantique tertiaire ou magnétique ml
Le nombre quantique ml est entier relatif qui traduit la quantification de la projection du moment cinétiqueorbital suivant un axe de référence Oz. ml traduit l’orientation de l’orbitale. A l fixé, ml peut prendre 2l+ 1valeurs :
Lz = ml h̄ avec − l ≤ ml ≤ l, ml ∈ Z
Combien d’orbitales une sous-couche électronique 2p contient-elle ?
Réponse
p correspond à l = 1. Les valeurs autorisées de ml sont −1, 0 et 1 donc il y a trois orbitales dans lasous-couche électronique 2p. De même pour la sous-couche 3p, 4p,. . .
Application 2
En l’absence de champ magnétique ml n’intervient pas dans l’énergie de l’électron.
Le triplet (n, l,ml) définit une orbitale électronique.Orbitale électronique (n, l,ml)
2.2.4 Le spin de l’électron
L’électron possède une propriété intrinsèque, au même titre que sa charge, appelé spin S. Le spin a ladimension d’un moment cinétique.
S =√s(s+ 1) h̄
Pour l’électron, s = 12 et des expériences ont montré que sa projection Sz est quantifiée :
Sz = ms h̄ avec ms = ±12
On parle de spin up ↑ (s = 12 ) et down ↓ (s = −
12 ).
2.2.5 Etat quantique d’un électron
L’état quantique d’un électron est entièrement déterminé par la donnée du quadruplet (n, l,ml,ms).Etat quantique d’un électron
3 Configuration électronique d’un atome
Savoir appliquer les règles de Hund et de Klechkowski ainsi que le principe de Pauli pour déterminer laconfiguration électronique d’un atome dans son état fondamental. Connaître la limite de saturation desdifférentes sous-couches électroniques s, p, d, . . .
Objectif(s)
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Nous proposons un modèle simple où seulement trois règles permettent de déterminer la configurationélectronique d’un atome dans son état fondamental :
— la règle de Hund,— la règle de Klechkowski,— le principe de Pauli.R Il existe quelques exceptions à la méthode présentée ici. Elles seront discutées lorsqu’elles se présenteront.
https://vimeo.com/davidmalka/ch14
Règle de Hund, règle de Klechkowski et principe de Pauli
3.1 Règle de HundLa règle de Hund permet de déterminer les orbitales occupées par des électrons pour un atome dans son
état fondamental.
On appelle état fondamental d’une atome (et plus généralement d’un système), son état de plus basseénergie.
Etat fondamental d’un atome
Dans l’état fondamental d’un atome, les électrons remplissent les niveaux d’énergie par énergie croissante.Pour des niveaux d’énergie dégénérés a, les électrons en occupent le maximum avec des spins parallèles.
a. i.e. de même énergie
Règle de Hund
3.2 Règle de KlechkowskiLa règle de Klechkowski permet d’ordonner les niveaux d’énergie.
L’énergie d’une orbitale croît lorsque n+ l croît. A n+ l fixé, l’énergie croît avec n.Règle de Klechkowski
On peut retenir plus facilement L’ordonnancement des niveaux d’énergie suivant la règle de Klechkowski àl’aide du schéma fig.2.
1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p 5d 5f 5g
Figure 2 – Niveaux d’énergie rangé par ordre croissant selon la règle de Klechkowski
3.3 Principe d’exclusion de Pauli
Deux électrons ne peuvent pas être dans le même état quantique.Principe de Pauli
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Ainsi, une orbitale (n, l,ml) ne peut contenir que deux électrons : un de spin up, l’autre de spin down.
Combien d’électrons la sous-couche électronique 3d peut-elle accueillir ?
Réponse
Dans la sous-couche 3d, l = 2. Elle comprend donc 5 orbitales correspondant aux valeurs −2, −1, 0, 1 et2 de ml. Chaque orbitale peut accueillir au plus 2 électrons en vertu du principe de Pauli. Finalement, lasous-couche 3d peut accueillir 10 électrons. Pour les autres sous-couche : fig.3.
Application 3
l 0 1 2 3 4 . . .sous-couche s p d f g . . .saturation 2 6 10 14 18 . . .
Figure 3 – Saturation des sous-couches électroniques
3.4 Configuration électronique d’un atome3.4.1 Détermination de la configuration électronique d’un atome
Pour déterminer la configuration électronique d’un atome dans son état fondamental :— On dénombre les électrons de l’atome.— On classe les sous-couches électroniques suivant de la règle de Klechkowski.— On les remplit suivant la règle de Hund.— Le principe de Pauli permet de déterminer combien d’électrons peut accueillir une sous-couche électro-
nique.Exemple : Quelques exemples de configuration électronique d’atome dans leur état fondamental.
Carbone (Z=6) C : 1s22s22p2
Sodium (Z=11) Na : 1s22s22p63s1
Fer (Z=26) Fe : 1s22s22p63s23p63d64s2
B Pour les métaux de transition tel que le fer de couche de valence du type (n− 1)dns, unefois remplies, la sous-couche ns est plus énergétique que la sous-couche (n − 1)d. Il faut donccorriger la règle de Klechkowski et permuter ces deux sous-couches lorsqu’on écrit la configurationélectronique de l’atome.
https://vimeo.com/davidmalka/ch15
Déterminer la configuration électronique d’un atome
Déterminer les configurations électroniques de l’argon Ar (Z = 18) et du fluor (Z = 9).
Réponse
Ar : 1s22s22p63s23p6
F : 1s22s22p5
Application 4
3.4.2 Electrons de valence
Les électrons de valence d’un atome sont les électrons occupant les orbitales de nombre quantique principaln le plus élevé et/ou les orbitales insaturées.
Electrons de valence
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https://vimeo.com/davidmalka/ch16
Les électrons de valence
Exemple : C : 1s22s22p2
Les électrons des couches 2s et 2p sont les électrons de valence de l’atome de carbone. Le carbone possède doncquatre électrons de valence.
Combien d’électrons de valence, l’atome d’oxygène possède-t-il ? Sur quelle(s) orbitales les électrons devalence du fer se trouvent-ils ?
Réponse
O : 1s22s22p4 donc 6 électrons de valenceFe : 1s22s22p63s23p63d64s2 donc 8 électrons de valence.
Application 5
Au cours d’une réaction chimique, seuls les électrons de valence sont mis en jeu. Ce sont donc les électronsde valence d’un atome qui expliquent les propriétés chimiques d’un élément chimique.
3.4.3 Electrons de cœur
Les électrons qui n’appartiennent pas aux orbitales de valence sont appelés électrons de cœur.
Les électrons de cœur sont plus proches du noyau et donc lui sont plus fortement liés que les électrons devalence.
4 Configuration électronique d’un ion
Savoir appliquer les règles de Hund et de Klechkowski ainsi que le principe de Pauli pour déterminer laconfiguration électronique d’un cation ou d’un anion. Prévoir la formule des ions monoatomiques d’unélément.
Objectif(s)
Toutes les règles énoncées pour écrire la configuration électronique d’un atome se généralisent aux ions. Laseule différence est que pour un anion, il faudra placer plus d’électrons sur les orbitales ; pour un cation, il faudraen retirer.
4.1 Anion
https://vimeo.com/davidmalka/ch17
Déterminer la configuration électronique d’un anion
La méthode est la même que pour les atomes mais il faut placer les électrons supplémentaires que possèdel’anion.
Exemple : Configuration électronique de l’ion fluorure F−. Il faut placer 9+1 soit 10 électrons.F− : 1s22s2p6
Déterminer la configuration électronique de l’ion sulfure S2−.Application 6
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Réponse
S2− : 1s22s22p63s23p6
4.2 Cation
https://vimeo.com/davidmalka/ch18
Déterminer la configuration électronique d’un cation
On prend l’exemple de l’ion fer III Fe3+.1. Ecrire la configuration électronique de l’atome associé, ici l’atome de fer Fe.
Fe : 1s22s22p63s23p63d64s2
2. On retire les électrons les plus énergétique c’est-à-dire ici les plus externe soit ceux de la sous-couche 4s.3. On retire un électron de la sous-couche immédiatement inférieur : la sous-couche 3d4. Finalement :
Fe3+ : 1s22s22p63s23p63d54s0 soit Fe3+ : 1s22s22p63s23p63d5
Déterminer la configuration électronique de l’ion sodium Na+.
Réponse
Na+ : 1s22s22p6
Application 7
4.3 Stabilité d’un ion
https://vimeo.com/davidmalka/ch19
Quel ion stable un élément forme-t-il ?
Les exemples précédents tendent à montrer que les ions stables formés par les éléments chimiques possèdentla configuration électronique du gaz noble le plus proche.
Exemple : L’ion fluorure F− : 1s22s22p6 à la même configuration électronique que le néon Ne :1s22s22p6.
Un atome tend à gagner ou perdre des électrons de façon à acquérir une structure électronique identique àcelle du gaz noble le plus proche dans la classification périodique.
Stabilité des ions
Quel ion stable le béryllium Be (Z = 4) est-il susceptible de former ?
Réponse
Be2+ de configuration électronique 1s2 identique à celle de l’atome d’hélium.
Application 8
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5 Absorption et émission de lumière par un atome5.1 Etat excité d’un atome
On appelle état excité d’un atome, un état de l’atome de plus haute énergie que l’état fondamental.Etat excité d’un atome
5.2 Absorption d’un photon par un atomeLes niveaux d’énergie d’un atome sont discrets. Plus précisément, chaque orbitale à une énergie particulière
(voir règle de Klechkowski). Un électron dans une orbitale donnée, d’énergie En, peut éventuellement accéderà une autre orbitale d’énergie Em supérieur si on lui communique la différence d’énergie entre les orbitales.Cette énergie peut-être apportée par un photon. L’énergie Eν = hν du photon incident doit alors vérifier lacondition : 3 :
hν = Em −En
hν
En
Em
Figure 4 – Excitation d’un atome
Au cours de la transition, le photon est absorbé par l’électron. Il y a conservation de l’énergie. L’atome estalors dans un état excité.
5.3 Émission spontanée d’un photon par un atomeLorsqu’un atome est dans un état excité, il n’y demeure pas éternellement. A chaque instant, il existe une
probabilité de relaxation de l’atome vers son état fondamental par transition d’un électron d’une orbitale dehaute énergie Em vers une orbitale de moins haute énergie En. Cette probabilité est d’autant plus grande qu’onattend longtemps. On dit que l’atome se désexcite (fig.5). Cette transition électronique d’un orbitale à l’autres’accompagne de l’émission d’un photon d’énergie Eν = hν vérifiant :
hν = Em −En
Ce sont ces transitions radiatives et la structure discrète des états atomiques qui explique le spectre de raiesdes atomes (fig.6).
3. En fait, la transition ne se fait qu’avec une certaine probabilité (parfois nulle !). La condition hν = Em −En est nécessairemais non suffisante.
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hν
En
Em
Figure 5 – Désexcitation d’un atome
Figure 6 – Spectre d’émission de l’hydrogène
6 La classification périodique
Savoir relier la position d’un élément dans le tableau périodique à la configuration électronique et aunombre d’électrons de valence de l’atome correspondant. Savoir positionner un élément dans le tableaupériodique et reconnaître les métaux et non métaux. Savoir situer dans le tableau les métaux alcalins, leshalogènes et les gaz nobles. Connaître les éléments des périodes 1 à 4 de la classification et de la colonnedes halogènes, des alcalins, des gaz nobles (nom, symbole, numéro atomique).
Objectif(s)
6.1 ConstructionLes éléments sont classés par numéros atomiques croissants2 et rangés en colonnes de façon à ce que les
éléments d’une même colonne présentent des propriétés chimique analogues.
6.2 Structure6.2.1 Périodes (lignes)
On appelle couche de valence la couche électronique la plus éloignée du noyau. Elle joue un rôle fondamentaldans les propriétés physiques et chimiques de l’élément.
Les éléments d’une même période ont même couche de valence.
Période
2. Historiquement, Mendeleiev les classa par masse molaire atomique croissante et opéra quelques interversions.
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6.2.2 Familles (colonnes)
Les éléments d’une même famille ont le même nombre d’électrons sur leur couche de valence. Il en résultedes propriétés chimiques analogues.
Familles d’éléments
Colonne 1 2 16 17 18Famille Alcalins Alcalino-terreux Chalcogènes Halogènes Gaz noblesExemple Na, K Mg, Ca O, S Cl, Br, I Ne, ArValence 1 2 6 7 8
Figure 7 – Familles à connaître
6.2.3 Métaux et non métaux
Répartition dans la classification périodique : fig.8.
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opixido
Hydrogène
Francium
Césium
Rubidium
Potassium
Sodium
Lithium
Hélium
Ununoctium
Radon
Xénon
Krypton
Argon
Néon
Astate
Iode
Brome
Chlore
Fluor
Ununhexium
Polonium
Tellure
Sélénium
Soufre
Oxygène
Bismuth
Antimoine
Arsenic
Phosphore
Azote
Ununquadium
Plomb
Étain
Germanium
Silicium
Carbone
Thallium
Indium
Gallium
Aluminium
Bore
Ununbium
Mercure
Cadmium
Zinc
Unununium
Or
Argent
Cuivre
Ununnillium
Platine
Palladium
Nickel
Meitnerium
Iridium
Rhodium
Cobalt
Hassium
Osmium
Ruthénium
Fer
Bohrium
Rhénium
Technétium
Manganèse
Seaborgium
Tungstène
Molybdène
Chrome
Dubnium
Tantale
Niobium
Vanadium
Rutherfordium
Hafnium
Zirconium
Titane
Actinium
Lanthane
Yttrium
Scandium
Radium
Baryum
Strontium
Calcium
Magnésium
Béryllium
Lawrencium
Lutétium
Nobélium
Ytterbium
Mendélévium
Thulium
Fermium
Erbium
Einsteinium
Holmium
Californium
Dysprosium
Berkélium
Terbium
Curium
Gadolinium
Américium
Europium
Plutonium
Samarium
Neptunium
Prométhium
Uranium
Néodyme
Protactinium
Praséodyme
Thorium
Cérium
H
Fr
Cs
Rb
K
Na
Li
He
Uuo
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
At
I
Br
Cl
F
Uuh
Po
Te
Se
S
O
Bi
Sb
As
P
N
Uuq
Pb
Sn
Ge
Si
C
Tl
In
Ga
Al
B
Uub
Hg
Cd
Zn
Uuu
Au
Ag
Cu
Uun
Pt
Pd
Ni
Mt
Ir
Rh
Co
Hs
Os
Ru
Fe
Bh
Re
Tc
Mn
Sg
W
Mo
Cr
Db
Ta
Nb
V
Rf
Hf
Zr
Ti
Ac
La
Y
Sc
Ra
Ba
Sr
Ca
Mg
Be
Lw
Lu
No
Yb
Md
Tm
Fm
Er
Es
Ho
Cf
Dy
Bk
Tb
Cm
Gd
Am
Eu
Pu
Sm
Np
Pm
U
Nd
Pa
Pr
Th
Ce
1
87
55
37
19
11
3
2
118
86
54
36
18
10
85
53
35
17
9
116
84
52
34
16
8
83
51
33
15
7
114
82
50
32
14
6
81
49
31
13
5
112
80
48
30
111
79
47
29
110
78
46
28
109
77
45
27
108
76
44
26
107
75
43
25
106
74
42
24
105
73
41
23
104
72
40
22
89
57
39
21
88
56
38
20
12
4
103
71
102
70
101
69
100
68
99
67
98
66
97
65
96
64
95
63
94
62
93
61
92
60
91
59
90
58
Nom
XNuméro atomique
Symbole atomique
M Masse molaire atomique
(g.mol-1)
Famille
Z
1,0
(223)
132,9
85,5
39,1
23,0
6,9
4,0
(222)
131,3
83,8
39,9
20,2
(210)
126,9
79,9
35,5
19,0
(209)
127,6
79,0
32,1
16,0
209,0
121,8
74,9
31,0
14,0
207,2
118,7
72,6
28,1
12,0
204,4
114,8
69,7
27,0
10,8
(277)
200,6
112,4
65,4
(272)
197,0
107,9
63,5
(269)
195,1
106,4
58,7
(268)
192,2
102,9
58,9
(269)
190,2
101,1
55,8
(264)
186,2
(98)
54,9
(266)
183,8
95,9
52,0
(262)
180,9
92,9
50,9
(261)
178,5
91,2
47,9
(227)
138,9
88,9
45,0
(226)
137,3
87,6
40,1
24,3
9,0
(260)
175,0
(259)
173,0
(258)
168,9
(257)
167,3
(254)
164,9
(251)
162,5
(247)
158,9
(247)
157,4
(243)
152,0
(244)
150,4
(237)
(145)
238,0
144,2
231,0
140,9
232,0
140,1
1 18171615141312111098765432
1
7
6
5
4
3
2
7
6
Non-métaux
Métaux alcalino-terreux
Métaux pauvres
Gaz raresLanthanidesMétaux alcalins
Métaux de transition
HalogènesActinides
Élément gazeux
Élément artifi ciel
Élément liquide
Famille
ent rtifi ciel
Élément solide
Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (1834 – 1907) est un chimiste russe connu pour ses travaux sur la classifi cation périodique des éléments. En 1869, il publia une première version de son tableau périodique des éléments appelé aussi tableau de Mendeleïev. Il déclara que
les éléments chimiques pouvaient être arrangés selon un modèle qui permettait de prévoir les propriétés des éléments non encore découverts.
TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS
Figure 8 – Métaux et non métaux
80% des corps simples des éléments de la classification périodique sont des métaux. Ce sont des solidescristallins caractérisés par leur bonnes conductivités thermique et électrique, leur caractère réfléchissant (« l’éclatmétallique »), malléable et ductile.
On distingue les métaux alcalins (ex : Na, bloc s), les métaux alcalino-terreux (ex : Ca, bloc s), les métauxde transitions (ex : Cu, Fe, bloc d), et les métaux pauvres (ex : Pb, Ge, bloc p). Voir le tableau périodique.
7 Électronégativité d’un élément chimique
Savoir relier le caractère oxydant ou réducteur d’un corps simple à l’électronégativité de l’élément. Savoircomment évolue grossièrement l’électronégativité des éléments dans le tableau périodique et ainsi comparerl’électronégativité de deux éléments selon leur position dans ce tableau.
Objectif(s)
7.1 Importance de l’électronégativitéLa valeur de l’électronégativité permet de prédire :
— La nature des éléments : métaux et non-métaux,— Les degrés d’oxydation (D.O.),— Le type des liaisons engagées entre éléments,— L’ionicité d’une liaison,— L’acido-basicité des oxydes.
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7.2 Électronégativité (χ)
L’électronégativité χ d’un élément chimique quantifie sa propension à s’ « approprier » des électrons.L’électronégativité
7.3 Evolution dans la classification périodique7.3.1 Mise en évidence expérimentale
Voir TPCH1.
On dit qu un élément chimique a un caractère réducteur s’il cède facilement un ou plusieurs électrons.
Les alcalins sont de puissants réducteurs.
Caractère réducteur d’un élément chimique
On dit qu un élément chimique a un caractère oxydant s’il gagne facilement un ou plusieurs électrons.
Les halogènes sont de puissants oxydants.
Caractère oxydant d’un élément chimique
7.3.2 Evolution dans la classification périodique
Evolution dans la classification périodique : voir fig.9 et fig.10. On constate que, grossièrement, l’électroné-gativité augemente lorsqu’on Z augmente suivant une période et diminue fortement à chaque changement depériode.
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opixido
Hydrogène
Francium
Césium
Rubidium
Potassium
Sodium
Lithium
Hélium
Ununoctium
Radon
Xénon
Krypton
Argon
Néon
Astate
Iode
Brome
Chlore
Fluor
Ununhexium
Polonium
Tellure
Sélénium
Soufre
Oxygène
Bismuth
Antimoine
Arsenic
Phosphore
Azote
Ununquadium
Plomb
Étain
Germanium
Silicium
Carbone
Thallium
Indium
Gallium
Aluminium
Bore
Ununbium
Mercure
Cadmium
Zinc
Unununium
Or
Argent
Cuivre
Ununnillium
Platine
Palladium
Nickel
Meitnerium
Iridium
Rhodium
Cobalt
Hassium
Osmium
Ruthénium
Fer
Bohrium
Rhénium
Technétium
Manganèse
Seaborgium
Tungstène
Molybdène
Chrome
Dubnium
Tantale
Niobium
Vanadium
Rutherfordium
Hafnium
Zirconium
Titane
Actinium
Lanthane
Yttrium
Scandium
Radium
Baryum
Strontium
Calcium
Magnésium
Béryllium
Lawrencium
Lutétium
Nobélium
Ytterbium
Mendélévium
Thulium
Fermium
Erbium
Einsteinium
Holmium
Californium
Dysprosium
Berkélium
Terbium
Curium
Gadolinium
Américium
Europium
Plutonium
Samarium
Neptunium
Prométhium
Uranium
Néodyme
Protactinium
Praséodyme
Thorium
Cérium
H
Fr
Cs
Rb
K
Na
Li
He
Uuo
Rn
Xe
Kr
Ar
Ne
At
I
Br
Cl
F
Uuh
Po
Te
Se
S
O
Bi
Sb
As
P
N
Uuq
Pb
Sn
Ge
Si
C
Tl
In
Ga
Al
B
Uub
Hg
Cd
Zn
Uuu
Au
Ag
Cu
Uun
Pt
Pd
Ni
Mt
Ir
Rh
Co
Hs
Os
Ru
Fe
Bh
Re
Tc
Mn
Sg
W
Mo
Cr
Db
Ta
Nb
V
Rf
Hf
Zr
Ti
Ac
La
Y
Sc
Ra
Ba
Sr
Ca
Mg
Be
Lw
Lu
No
Yb
Md
Tm
Fm
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Es
Ho
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Dy
Bk
Tb
Cm
Gd
Am
Eu
Pu
Sm
Np
Pm
U
Nd
Pa
Pr
Th
Ce
1
87
55
37
19
11
3
2
118
86
54
36
18
10
85
53
35
17
9
116
84
52
34
16
8
83
51
33
15
7
114
82
50
32
14
6
81
49
31
13
5
112
80
48
30
111
79
47
29
110
78
46
28
109
77
45
27
108
76
44
26
107
75
43
25
106
74
42
24
105
73
41
23
104
72
40
22
89
57
39
21
88
56
38
20
12
4
103
71
102
70
101
69
100
68
99
67
98
66
97
65
96
64
95
63
94
62
93
61
92
60
91
59
90
58
Nom
XNuméro atomique
Symbole atomique
M Masse molaire atomique
(g.mol-1)
Famille
Z
1,0
(223)
132,9
85,5
39,1
23,0
6,9
4,0
(222)
131,3
83,8
39,9
20,2
(210)
126,9
79,9
35,5
19,0
(209)
127,6
79,0
32,1
16,0
209,0
121,8
74,9
31,0
14,0
207,2
118,7
72,6
28,1
12,0
204,4
114,8
69,7
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10,8
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200,6
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107,9
63,5
(269)
195,1
106,4
58,7
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192,2
102,9
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101,1
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(98)
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180,9
92,9
50,9
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178,5
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138,9
88,9
45,0
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137,3
87,6
40,1
24,3
9,0
(260)
175,0
(259)
173,0
(258)
168,9
(257)
167,3
(254)
164,9
(251)
162,5
(247)
158,9
(247)
157,4
(243)
152,0
(244)
150,4
(237)
(145)
238,0
144,2
231,0
140,9
232,0
140,1
1 18171615141312111098765432
1
7
6
5
4
3
2
7
6
Non-métaux
Métaux alcalino-terreux
Métaux pauvres
Gaz raresLanthanidesMétaux alcalins
Métaux de transition
HalogènesActinides
Élément gazeux
Élément artifi ciel
Élément liquide
Famille
ent rtifi ciel
Élément solide
Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (1834 – 1907) est un chimiste russe connu pour ses travaux sur la classifi cation périodique des éléments. En 1869, il publia une première version de son tableau périodique des éléments appelé aussi tableau de Mendeleïev. Il déclara que
les éléments chimiques pouvaient être arrangés selon un modèle qui permettait de prévoir les propriétés des éléments non encore découverts.
TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS
Figure 9 – Evolution grossière de l’électronégativité
Les halogènes sont très électronégatifs donc très oxydants. L’élément le plus électronégatif est le fluor F :χF = 4, 0
Les alcalins sont très peu électronégatif donc très réducteurs. L’élément le moins électronégatif est le césiumCs : χCs = 0, 7
7.3.3 Electronégativité et propriétés redox
Un élément chimique est d’autant plus oxydant qu’il électronégatif.Un élément chimique est d’autant plus réducteur qu’il est peu électronégatif.
Electronégativité et propriétés redox
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MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes
5 10 15 20 25 30 35Z
0.0
0.5
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
4.5
Electronegativite
Figure 10 – Périodicité de l’électronégativité
7.3.4 Interprétation de la classification périodique par la configuration électronique des atomes
https://vimeo.com/davidmalka/ch110
Classification périodique et configuration électronique
Donner les configurations électroniques du lithium, du sodium, du potassium. Combien d’électrons devalence les alcalins possèdent-il ? Mêmes questions pour les halogènes.
Réponse
1 électrons pour les alcalins et 7 électrons pour les halogènes.
Application 9
Les éléments d’une même famille ont même configuration électronique de valence. Les éléments d’une mêmepériode ont même configuration électronique de cœur.
Configuration électronique et tableau périodique
A l’aide du tableau périodique seul, donner la configuration électronique de la couche de valence dustrontium Sr.
Réponse
Le strontium appartient à la 5ème période donc sa couche de valence est n = 5. Il appartient à la deuxièmecolonne donc possède une couche de valence similaire au béryllium Be soit s2. Finalement sa configurationélectronique est [Kr]5s2.
Application 10
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