I- LA STRUCTURE DE L’ATOME

1. Généralités et définitions

La chimie correspond à l’étude de la composition, la structure et les propriétés de la matière.

La matière peut se définir comme toute chose qui occupe un espace et qui a une masse (ex : sable ≠lumière) : ce sont donc les atomes et les molécules.

Un atome est la plus petite unité caractéristique d’un échantillon de matière et c’est le constituant élémentaire de toutes les substances : solides, liquides ou gazeuses.

Une molécule est une unité́ formée d’au moins 2 atomes unis par des liaisons covalentes selon un arrangement donné.

La matière (atomes et molécules) est définie par des propriétés physiques et chimiques :

• Les propriétés physiques caractérisent la matière sans changement de sa composition (ex : soufre jaune, ébullition de l’eau : 100°C).
• Les propriétés chimiques caractérisent la matière avec changement de sa composition (le fer rouille).

Toute matière se trouve sous trois formes, appelées états de la matière : Gaz, Liquide, Solide.

2. Corps purs et mélanges

On peut classer la matière en deux catégories : les substances et les mélanges.

Une substance, encore appelée corps pur est une matière ayant une composition et des propriétés définies, c’est-à-dire qu’il n’y pas de variation d’un échantillon à l’autre. On distingue parmi les substances :

• L’élément qui est une substance qu’on ne peut séparer en des substances plus simples via des réactions chimiques. A l’échelle microscopique, il est constitué́ d’atomes d’un seul type.
• Le composé qui est une substance formée d’atomes appartenant à au moins 2 types d’éléments différents (les atomes différents sont combinés selon des proportions fixes)

Un mélange est toute matière dont la composition et les propriétés sont variables d’un échantillon à l’autre (proportions variables). On distingue alors :

• les mélanges homogènes (on ne distingue pas les différents composants du mélange, on dit que les phases sont miscibles, ex : de l’eau avec du sirop)
• les mélanges hétérogènes (on peut distinguer à l’œil nu les différents composants du mélange : ex de l’eau boueuse).

La courbe d’analyse thermique d’un mélange est caractérisée par le fait que les températures lors des changements d’état (liquéfaction, solidification) varient tandis que pour un corps pur, la température ne varie pas lors des changements d’états.

3. Structure de l’atome

La matière est divisible (ex : bâton de bois cassé en 2) mais elle connait une limite de division qu’on appelle discontinuité́ de la matière (notion très ancienne, Grèce antique).

La notion d’atome (qui reflète cette limite), apparaît entre le 18 et le 19 ème siècle (fondation moderne de la matière : Lavoisier, Proust, Dalton).

Chaque atome d’un élément dont le nom est symbolisé par E est constitué́:

• Noyau : Z proton(s) de charge(s) positive(s) et N neutrons, de charge(s) nulle(s).
• Électron(s) de charge(s) négative(s) qui gravite(nt) autour du noyau Atomes,
• Lorsque l’atome est neutre, le nombre de charges positives est égal au nombre de charges négatives → l’atome compte Z électron(s).
• Si on enlève n électron(s) à l’atome, il devient un cation, de charge globale positive (on aura alors Z – n e-
• Si on ajoute n électron(s) à l’atome, il devient un anion, de charge globale négative (on aura alors Z + n e- ).

Il y a 99,99% de vide entre le noyau et les électrons ! T

Nomenclature :

• Z = numéro atomique = nombre de protons (=nombre d’électrons si atome neutre)
• A = Z + N = nombre de nucléons (protons + neutrons) = nombre de masse (car la masse des électrons par rapport à la masse des nucléons est négligeable)
• E = nom de l’élément caractérisé par Z
• N= A–Z =nombre de neutrons

L’écriture conventionnelle est : Un élément correspond à l’ensemble des atomes ou des ions ayant le même numéro atomique Z (ex : Fe, Fe2+, Fe3+)

Un nucléide est l’ensemble des atomes dont les noyaux contiennent le même nombre de protons (Z) et le même nombre de neutrons (N).

Un isotope se défini par Z, mais N est diffèrent et par conséquent A également.

Exemples :

• L’élément carbone se caractérise par Z = 6. Un atome possédant 6 protons et 6 neutrons (élément carbone : même Z) possède donc 12 nucléons et on parle de nucléide Carbone-12. Un atome avec 6 protons et 7 neutrons (également élément carbone : même Z) possède 13 nucléons et il s’agit du nucléide Carbone-13. 12C et 13C sont deux nucléides de l’élément Carbone et ils sont isotopes entre eux.
• Z = 17 : élément chlore pour lequel on distingue le nucléide avec 17 protons + 18 neutrons, le nucléide avec 17 protons + 19 neutrons et le nucléide avec 17 protons + 20 neutrons.
• L’élément Chlore à l’état naturel contient 3 isotopes (3 nucléides isotopes entre eux)

On classe les 118 éléments et 2300 nucléides (2016) dans le tableau périodique de Mendeleïev.

Masses et charges des particules :

Ordre croissant masse : Electron < Neutron < Proton

On constate un facteur 10^4 entre la masse d’un électron et celle d’un proton ou neutron. Donc la masse des électrons est négligeable.

4. Énergie de l’hydrogène

Les atomes excités émettent de la lumière. L’excitation de la matière peut se faire par des champs E(électrique), B(magnétique), l’énergie thermique, l’énergie lumineuse, les chocs mécaniques… L’émission de lumière par les atomes ne se fait jamais selon un spectre continu. On parle de spectres de raies(discontinus) . Ces raies sont spécifiques de chaque atome et marquent sa signature. Chaque raie correspond à une énergie particulière.

Petite explication : Cette émission discontinue vient du fait que les atomes possèdent des niveaux d’énergie parfaitement définis. Ainsi, lorsque l’on excite la matière, les électrons vont passer d’un niveau d’énergie inferieure (n) à un niveau d’énergie supérieure (n*). Puisque les niveaux d’énergie sont fixes, les transitions d’énergies (passage de bas à haut) le sont aussi. La matière excitée étant instable (plus l’énergie est basse, plus la matière est stable), les électrons vont redescendre à l’état de plus basse énergie. Et ceci s’accompagnera d’une émission d’énergie sous forme lumineuse. Il faut bien garder en tête que toutes les transitions ne sont pas autorisées (en comparaison, si vous prenez un ascenseur, vous pourrez monter à l’étage 3 mais pas descendre à l’étage 0,6 !!) donc le spectre d’absorption ou d’émission est discontinu et caractéristique d’un élément.

L'ensemble des raies s'appelle spectre d'émission

Ex : vapeur de mercure → raies fines très intenses à : 369 nm, 436 nm, 546 nm, 579 nm

Relation entre énergie E et longueur d’onde

 : E : énergie (en Joules)

L’énergie et la longueur d’onde évoluent en sens inverse

Le premier atome étudié est l’atome d’hydrogène car c’est le plus simple. Il possède en effet 1 seul proton et un seul électron. Un diagramme d’énergies (données souvent en eV), qui part de la plus basse énergie appelée énergie fondamentale (la plus négative donc la plus stable), et qui remonte vers les niveaux de plus haute énergie (moins stables, appelés niveaux excités) caractérise les atomes.

Pour l’hydrogène, on part de l’état fondamental à -13,6 eV (n=1) puis on remonte sur les différents niveaux. Les transitions d’énergies sont parfaitement définies et on peut ranger ces transitions en séries (dont Lyman, Balmer et Paschen).

Le niveau infini correspond au moment où l’électron est arraché de la matière : on dit que l’atome est ionisé. L’énergie d’ionisation est donc la différence entre le niveau de départ de l’électron et l’infini.

Énergie pour l’atome d’hydrogène/ hydrogénoides : On appelle hydrogénoïde, tout atome autre que H possédant un seul électron (ex : He+ , Li2+....). Tout comme pour l’atome d’hydrogène, la présence d’un seul électron (avec 1 seul proton pour H mais Z protons pour les hydrogénoïdes) facilite le calcul des énergies.

Ainsi, l’énergie pour l’atome d’hydrogène/hydrogénoïdes s’écrira :

pour l’atome d’hydrogène/hydrogénoïdes : 𝐸𝑛 = −13,6 . 𝑍 2 𝑛 2 E : énergie en eV (quantifiée et négative)

Les niveaux d’énergies de tous les atomes sont parfaitement définis (quantifiés).

Il existe deux types de transitions d’énergie :

Excitation = Absorption : Le photon n'interagit avec l’atome H que si son énergie est égale exactement à la différence entre deux niveaux de H

L’absorption fait passer d’un niveau d’énergie inférieur à un niveau supérieur.

Désexcitation = Émission : Elle correspond à la différence d’énergie des niveaux (tout comme l’excitation). - -L’énergie du photon émis est toujours positive -Pour l’atome c’est l’inverse :

1er principe : l’énergie de l’atome est négative alors que l’excitation ou l’émission correspondent à une variation d’énergie donc toujours positive.

L’émission fait passer d’un niveau d’énergie supérieur à un niveau inférieur (état plus stable) Cette variation d’énergie (absorption ou émission) s’écrit pour l’atome d’hydrogène/hydrogénoïdes : ∆𝐸 = +13,6 . 𝑍 2 ( 1 𝑛1 2 − 1 𝑛2 2 ) 𝑒𝑉

5. Théorie quantique

Plusieurs modèles ont été définis successivement (Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld) pour l’atome d’hydrogène et en confrontant ces modèles plus ou moins cohérents, nous avons abouti à la théorie quantique actuelle. On l’a ensuite étendue aux atomes polyélectroniques (atomes possédant plus d’un électron).

La théorie quantique pose les postulats suivants :

• Atome : énergie négative et quantifiée
• Chaque électron se trouve dans un état particulier dit stationnaire (=absence de rayonnements d’énergie, pas de perte d’énergie)
• L’état de l’électron est défini par 4 nombres quantiques : n, l, m et s. Tout ce qu’on peut connaitre de chaque électron est relié à ce quadruplet de nombres. L’état de l’électron est caractérisé par n, l, m et s

n : nombre quantique principal = numéro de la couche

l : nombre quantique secondaire = sous-couche

m : nombre quantique magnétique = nombre de cases quantiques (encore appelées orbitales)

s : nombre quantique de spin

Dans un atome, 2 électrons NE PEUVENT PAS être dans le même état → ils ne peuvent pas avoir les 4 mêmes nombres quantiques (il y a une différence d’au moins un nombre quantique).

Ces 4 nombres quantiques permettent de décrire le mouvement de l’électron autour du noyau :

• n : énergie, taille de la trajectoire de l’électron (entier positif non nul)
• l : forme de la trajectoire : cercle ou ellipse ± aplatie (entier positif qui peut prendre n-1 valeurs : l=0,1,2…)
• m : orientation de la trajectoire dans un champ B(magnétique) (entier qui peut prendre 2l + 1 valeurs)
• s : sens de rotation de l’électron, ne peut prendre que 2 valeurs : s= +1/2 ou -1/2

Orbites autorisées selon le modèle de Bohr-Sommerfeld pour les 4 premiers « n » Il existe un lien entre ces nombres quantiques :

• Si l=0 alors on est sur une sous-couche s, l=1 sous couche p, l= 2 sous couche d et l=3 sous couche f
• Si l=0 alors m=0 donc 1 seule case s, si l=1 on aura m=-1, 0 ou +1 donc 3 cases, si l=2 on aura m=-2, -1, 0, +1 ou +2 donc 5 cases

Hiérarchie des niveaux :

• Atome d’hydrogène et les hydrogénoides :

les niveaux d’énergie sont dits dégénérés : ils ne dépendent que de n et les énergies entre les différentes sous couches d’une même couche sont identiques (ex : E3s = E3p = E3d)

• Atomes polyélectroniques :

on parle d’une levée de dégénérescence : les énergies dépendent de n (beaucoup) et de l (un peu), donc il y a une différence entre 3s et 3p (par exemple). Cette levée entraine un remplissage électronique du niveau d’énergie le plus bas au niveau le plus haut Atomes,

6. Modèle de Slater

On rencontre certaines difficultés pour calculer les énergies des atomes et des électrons.

• 1 er cas : énergie hydrogène / hydrogénoide (de numéro atomique Z) 𝑬𝒏 = −𝟏𝟑, 𝟔 . 𝒁 𝟐 𝒏𝟐 en eV

Une seule attraction électron-noyau donc calcul facile

• 2ème cas : énergie des atomes poly-électroniques à n électrons

Le calcul de cette énergie est impossible car il y a trop d’interactions du fait de la répulsion inter-électronique (ou écrantage). On ne peut faire que des approximations. Les électrons vont ressentir les charges + du noyau ET les charges – des électrons voisins (contrairement aux hydrogenoides qui n’ont qu’un seul électron qui ressent entièrement la ou les charges + du noyau).

Conséquence : les charges + du noyau ne sont pas ressenties par les électrons autant qu’elles devraient.

Modèle de Slater (1930): Slater propose alors un modèle pour calculer au mieux (mais pas précisément ! ) certaines propriétés. Il tient compte au mieux de la répulsion interélectronique et se base sur l’énergie de H et des hydrogénoïdes et sur la notion d’écrantage :

→ Slater propose de remplacer Z par Z* et n par n*

Atome polyélectronique : 𝑬𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍𝒆 = 𝚺(𝑬𝒊 ) = 𝚺𝑬𝒏 (𝒁) = 𝚺 − 𝟏𝟑, 𝟔 ( 𝒁 ∗𝟐 𝒏∗𝟐 ) 𝒆𝑽

Une analogie simple permet de bien comprendre cette répulsion qui entraîne ce que l’on appelle l’effet d’écran : Imaginons que l’on est à un spectacle et que l’on regarde la scène. On sera gêné un peu par les spectateurs sur le côté, beaucoup par ceux de devant (et plus on est loin de la scène, plus la gêne due à ceux qui sont devant sera grande), ceux de derrière ne gênent pas et enfin, un spectateur ne se gêne pas lui-même !

• Z *: On parle de Charge Nucléaire Effective : CNE = Zeff = Z* = charge apparente = numéro atomique apparent pour définir la charge réelle s’exerçant sur un électron de valence d’un atome et qui tient compte de l’effet d’écran : Z* = Zeff = Z - ∑σ avec ∑σ = somme de tous les effets d’écran

Z = n atomique

Afin de calculer Z* il faut additionner les effets d’écran en s’appuyant sur les principes suivants :

Les électrons sont rangés en groupes dans l'ordre des « n » croissants : (1s) (2s2p) (3s3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s,5p) ( Slater ne sépare pas s et p ce qui est un défaut de la méthode)

▪ un électron ne s’écrante pas lui-même

▪ chaque électron d’un même groupe « écrante » 0,35 ses voisins

▪ un électron 1s écrante 0,31 pour l'autre électron 1s

▪ pour des électrons (ns,np) chaque électron d'un groupe (n -1) écrante 0,85

▪ pour des électrons nd chaque électron d’un groupe précédent écrante 1

▪ chaque électron d'un groupe profond écrante 1

▪ chaque électron d'un groupe suivant écrante 0 (électron supposé plus externe et effet d’écran nul)

Ces règles sont résumées dans le tableau suivant :

n*: n* ou nombre apparent est une correction sur n : Pour n=1, n=2 et n=3, l’effet d’écran n’affecte pas la valeur ressentie de la période. En revanche, au-delà̀de n=3, les effets d’écran sont tellement importants que même la période semble plus faible.

Exemple d’application : Calculez Z* de l’unique électron de valence de Na (Na : Z=11)

-configuration électronique de Na : 1s2 2s2 2p6 3s1

-électron de valence = électron 3s - Z*= Z - ∑σ = 11- 8x0,85(contribution des 8e 2s2p)- 2x1(contribution des 2e 1s)=11-6,8 - 2 =2,2

Donc, l’électron de valence du sodium ne ressent pas la charge réelle de +11 du noyau, il ne ressent une attraction que de 2,2. Donc, il est bien moins attiré, donc beaucoup plus facile à arracher ! A

Calculez Zeff de chaque électron 2s2p de Na Zeff(2s,2p) = 11 – 7x 0,35 – 2x0,85 = 6,85

Les électrons sont bien mieux retenus que l’électron de valence 3s

Calculez la CNE des deux électrons 1s de Na CNE(1s) = 11 – 1x0,31 = 10,69

Les électrons sont fortement retenus

Donc, selon l’électron considéré, la charge du noyau Z, qui ne varie jamais, peut être plus ou moins diminuée. Plus l’écrantage est important, plus Z* sera faible par rapport à Z et donc moins les électrons seront attirés/retenus donc plus ils seront faciles à arracher.

Enfin on peut définir le rayon atomique de Slater : 𝒓 = (𝒏 ∗𝟐/ 𝒁 ∗ ). 𝒂𝟎

II- CONFIGURATION ELECTRONIQUE

1. Représentations

Configuration électronique = écriture des électrons dans les cases quantiques. Il existe 2 modes de représentations :

• Représentation de type 1s2

-1 : nombre quantique principal n (donc la période) -S : type de sous-couche -Le chiffre en exposant (ici 2) correspond au nombre d’électrons dans la case quantique considérée.

• Représentation sous forme de case quantique :

-électrons représentés par des flèches vers le haut ou vers le bas selon la valeur du nombre quantique de spin s (+1/2 ou -1/2) -chaque case contient maximum 2 électrons

2. Règles de remplissage

On donnera la configuration électronique pour l’état fondamental (de plus basse énergie, plus stable) des atomes (donc, pas l’état excité). Les règles suivantes sont indispensables :

• Indiscernabilité́des électrons
• Stabilité́(niveaux les + bas remplis en 1er) : Énergie minimale donc stabilité́ maximale
• Principe de Pauli (intangible) : 2 électrons ne peuvent avoir leurs 4 nombres quantiques identiques
• Règle de Hund : les électrons se repoussent toujours et tendent à occuper un nombre maximal de cases d’énergie identique
• Règle de multiplicité́ : les électrons tendent à avoir leurs spins parallèles c’est-à-dire que les valeurs de s (+ 1⁄2 ou – 1⁄2) seront de même signe sur une même sous couche.

L’ordre de remplissage est donné par la règle de Klechkovsky

L’ordre de remplissage des niveaux (cases quantiques) est : 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d (n+1)s < nd

Cet ordre est expliqué par la levée de dégénérescence pour les atomes polyélectroniques

On représente les orbitales sous forme de case quantique, à laquelle on attribue une valeur de n, l et m. Chaque case quantique sera remplie avec : 0, 1 ou 2 électrons (max).

- case quantique vide : son énergie est nulle

- case quantique à 1 électron : représenté par une flèche vers le haut ou le bas (indiscernable). Un électron seul est dit célibataire ou non-apparié.

- case quantique à 2 électrons : dans ce cas, on met les flèches en sens opposé témoignant de spins dits anti-parallèles pour les électrons. Ces électrons sont dit appariés

Voilà quelques exemples de remplissage qui ne respectent pas les règles pour vous aider à comprendre : On peut écrire la configuration électronique soit pour un atome neutre, soit pour un ion. Mais toujours à l’état de plus basse énergie = état fondamental.

Pour un atome neutre, Z donne le nombre total d’électrons. Par exemple pour l’azote Z = 7 à l’état fondamental, atome neutre donc 7 électrons: 1s2 2s2 2p3

Rappel : 1 case s, 3 cases p, 5 cases d

• Pour un ion : La méthode consiste à écrire d’abord la configuration pour l’atome neutre puis ajouter ou retrancher le ou les électrons. (rappel : on enlève un ou des électron(s) pour un cation et on ajoute un ou des élecron(s) pour un anion)

Exemple d’anion : Cl : Z = 17 donc 17 électrons : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

anion Cl- : il faut ajouter 1 électron (17 + 1 = 18 e) → dernière case 3p remplie : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Ces deux exemples sont possibles lorsque les électrons sont dans un état excité mais lorsque nous écrivons une configuration électronique c’est dans leur état stable(=fondamental) !

Exemple de cation : Mg : Z = 12 donc 12 électrons : 1s2 2s2 2p6 3s2

cation Mg2+ : il faut retirer 2 électrons. On enlève toujours les électrons de valence, ici les électrons de la case 3s. Ainsi, on obtient une case quantique 3s vide. On aura donc 1s2 2s2 2p6 On distingue :

• Les électrons de valence : électrons situés dans les couches externes (de plus haute énergie), donc plus accessibles (-reliés au noyau) et responsables de liaisons chimiques. Ce sont les électrons de la dernière couche n
• Les électrons de cœur : électrons autre que les électrons de valence

Sur l’exemple de Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 on a 7 électrons de valence (3s3p) et 10 électrons de cœur.

Pour Cl- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 on a 8 électrons de valence (3s3p) et 10 électrons de cœur.

Pour l’exemple de Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2 on a 2 électrons de valence (3s) et 10 électrons de cœur.

Pour Mg2+ : 1s2 2s2 2p6 on a 8 électrons de valence (2s2p) et 2 électrons de cœur.

Il existe des exceptions lors du remplissage du fait du principe de stabilité maximale donc d’énergie minimale. Pour les atomes dont la configuration termine en s2 d 4 ou en s2 d 9 on écrira s1 d 5 ou s1 d 10

Ainsi, les électrons dans les cases d sont tous de spins parallèles ce qui est plus stable.

Il s’agit des atomes de Cr et Cu (3ème période) et Mo et Ag (4ème période)

Exemple : Cr : Z=24 c’est un atome neutre donc 24 électrons : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4

On va désapparier 4s2 en transférant un électron vers une case 3d pour gagner en stabilité : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 A

On fait la même chose pour l’atome de Cu : Z= 29 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 Après le transfert d’électrons : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

Il faut bien faire attention à distinguer les bons électrons de valence, notamment lorsque l’on étudie des cations. (Càd les électrons présents dans la case quantique n maximale.)

Par exemple, pour Mn Z=25 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 donc Mn2+ Z=25: 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s0 3d5 .

Les électrons retirés sont les électrons en 4s et pas en 3d (même si niveau énergie 3d>4s) car on considère les électrons de valence de la dernière couche n. Pour retirer les électrons de valence on retire en premier les électrons de la couche n la plus grande ! Si les mauvais électrons sont retirés (pas ceux de la case quantique maximale), on obtient une configuration excitée

III- CLASSIFICATION PERIODIQUE

1. Tableau périodique de Mendeleïev 1869 : Mendeleïev propose une table qui a évolué. En 2016 on compte 118 éléments. Le tableau comporte 18 colonnes et 7 lignes (=7 périodes). Les éléments sont classés par Z croissant.

Si on prend le premier élément : l’hydrogène, Z=1 il a un proton et un électron : 1s1 . Puis le deuxième élément : l’hélium Z=2 il a 2 protons et 2 électrons : 1s2 . Ensuite, Z=3 : lithium il a 3 protons et 3 électrons : 1s2 2s1 …

Certaines colonnes sont à connaître :

1 ère colonne = colonne des alcalins : correspond à des éléments en configuration s 1 (pour les électrons externes, de valence).

17ème colonne (l’avant dernière) = colonne des halogènes : correspond à des éléments en configuration s 2 p 5 . 18ème colonne (la dernière) =colonne des gaz rares ou gaz nobles : correspond à des éléments en configuration s 2 p 6 . Ces gaz sont considérés comme des gaz parfaits.

La configuration s2 p 6 est idéale car très stable du fait des cases quantiques entièrement remplies par des électrons appariés.

Sur le tableau, on voit les blocs, qui correspondent pour rappel aux sous couches (nombre quantique secondaire l) :

• bloc s pour les 2 premières colonnes (bloc s : l=0 soit m=0 donc une seule case quantique avec maximum 2 électrons donc colonne 1 : s1 et colonne 2 : s2 )

• bloc p : les 6 dernières colonnes (bloc p : l=1 soit m=-1, 0, +1 donc trois cases quantiques avec maximum 2 électrons chacune donc un total de 6 colonnes :

• s2 p 1 colonne 13,
• s2 p 2 (14),
• s 2 p 3 ( 15),
• s2 p 4 (16),
• s2 p 5 c (17),
• s2 p 6 (18)

• bloc d : bloc des métaux de transition : les dix colonnes situées entre s et p et qui sont inexistantes pour les deux premières périodes (bloc d : l=3 soit m=-2, -1, 0, +1, +2 donc cinq cases quantiques avec maximum 2 électrons chacune donc un total de 10 colonnes :

• s2 d 1 colonne 3,
• s2 d 2 colonne 4…

• Bloc f.....

2. Propriétés des éléments

Grâce au tableau périodique, il est également possible d’étudier l’évolution des principales propriétés chimiques des éléments.

• CNE Rappel : la CNE ou Z* correspond à la charge du noyau réellement ressentie par un électron donné.

Z* tient compte de la répulsion inter électronique responsable de l’effet d’écran qui lui-même aura pour conséquence de diminuer l’attraction charges +/charges –.

CNE augmente fortement d’une colonne à l’autre (vers la droite) car à chaque saut de colonne on passe d’une charge Z à une charge Z+1 au niveau du noyau (il y a aussi l’effet d’écran qui diminue la charge du noyau mais cet effet est moindre donc la CNE évolue bien vers la droite

-CNE augmente faiblement d’une période à l’autre car les effets d’écrans se cumulent

• Rayon atomique Rappel : Le rayon atomique (défini par Slater) correspond au rayon de l’atome en tenant compte de l’effet d’écran et on a r = (n*2 /Z*).a0

-Rayon atomique diminue fortement quand les colonnes augmentent (la CNE augmente donc il y a une plus grande attraction et de ce fait le rayon se contracte et devient plus petit)

-Rayon atomique augmente avec la période car plus on descend dans le tableau, plus les noyaux sont gros (beaucoup de nucléons).

• Energie d’ionisation (EI) Rappel : l’énergie d’ionisation ou le potentiel d’ionisation correspond à l’énergie nécessaire pour arracher l’électron le moins lié : A → A + + e− .

Le potentiel d’ionisation est mesuré en Ev. Effet des sous-couches pleines ou semi-pleines : Variations EI:

- Sens inverse du rayon atomique (l’EI augmente quand le rayon diminue car il y a une plus grande attraction donc les électrons seront plus proches du noyau et plus difficile à arracher et si le rayon augmente, l’énergie d’ionisation diminue)

- Effet des couches pleines et demi-pleines qui permettent une plus grande stabilité à l’atome, il est donc plus difficile de lui arracher un électron : il s’agit de la colonne 2 plus stable que la colonne 13 et de la colonne 15 plus stable que la colonne 16

L’augmentation des énergies d’ionisation vers la droite n’est donc pas constante.

- Gaz rares : Energie d’ionisation élevée car difficile d’arracher un e- sur une couche pleine.

• Electronégativité Rappel : l’électronégativité correspond à la tendance d’un atome à récupérer des électrons dans la liaison chimique. On utilise l’échelle de Pauling pour mesurer l’électronégativité.

L’atome de Fluor est l’atome le plus électronégatif.

Variations :

- Mêmes variations que celles de l’énergie d’ionisation et donc inverses à celles du rayon atomique

- Augmente avec les colonnes (vers la droite)

- Diminue quand la période augmente (en descendant du tableau)

- Les gaz rares ont une électronégativité nulle car ils sont en configuration idéale s2p 6 donc ils ne veulent pas récupérer d’électrons

- Les halogènes ont l’électronégativité la plus élevée et les atomes des premières colonnes ont une faible électronégativité car il est plus facile pour eux de « lâcher » des électrons plutôt que d’en récupérer.

Remarque : les comparaisons se font d’une colonne à l’autre sur une même période, ou alors d’une période à l’autre sur une même colonne. On ne fait pas de compraisons en « diagonale ».

Les valeurs d’électronégativité selon Pauling permettent une classification des éléments en 3 catégories : les métaux, les non métaux et les métalloïdes. Sachant que 3⁄4 du tableau correspond à des métaux. 

CONNAISSANCE GENERALE

Zn est sur la même ligne que Ge (2 cases à gauche de Ge puisque 2 électrons de moins), l’électronégativité augmente de gauche à droite donc Ge est plus électronégatif que Zn.

les e- dont le nombre quantique principal vaut 2 sont les e- de 2s2p. On a donc : 24 – (2×0,85+ 7×0,35) = 24 – (1,7 + 2,45) = 24 – 4,15 = 19,85.

Nous ne pouvons pas être certain qu’il y est 6 électrons de nombre quantique magnétique -1 du fait que la dernière couche d n’est pas complète (atome)

Le Chrome est un élément du bloc d, il se situe donc à gauche de la diagonale des métalloïdes, son électronégativité est donc inférieure à 2. 

Bloc D du tableau périodique = les métaux de transitions

Colonne du tableau périodique = verticale dans le tableau --> Il y'a donc 18 électrons.

Colonne 18 = gaz rare ou noble. Les éléments sont en config s2 p6. Ces gaz sont considérer comme des gaz parfaits. La configuration s2 p 6 est idéale car très stable du fait des cases quantiques entièrement remplies par des électrons appariés. 

1ère colonne = alcalin. Les élément sont en config s1

17ème colonne = halogène. Les élément sont en config s² p5

Bloc S du tableau périodique = 2 premières colonnes

• colonne 1 = s1
• colonne 2 = s²

Bloc P = les 6 dernières colonnes (colonne 13 à 18) donc 3 cases quantiques avec 2 électrons chacun

• colonne 13 = s² P1
• colonne 14 = s² P²
• colonne 15 = s² P³
• colonne 16 = s² P4
• colonne 17 = s² P5
• colonne 18 = s² P6 : gaz parfait

Bloc D = métaux de transition. Les 10 colonnes restantes (colonne 3 à 12) --> situé entre les blocs S et P

Pas de bloc D dans les 2 premières périodes

bloc d : m= -2, -1, 0, 1, 2 donc 5 cases quantiques de 2 électrons max chacun donc 10 électron max pour la sous couche D donc 10 colonnes dans le tableau

• colonne 3 = s², d1
• colonne 4 = s² d²
• ...

CNE augmente fortement d’une colonne à l’autre du tableau(vers la droite) car à chaque saut de colonne on passe d’une charge Z à une charge Z+1 au niveau du noyau

-CNE augmente faiblement d’une période à l’autre car les effets d’écrans se cumulent  

-Rayon atomique diminue fortement quand les colonnes augmentent (la CNE augmente donc il y a une plus grande attraction et de ce fait le rayon se contracte et devient plus petit) : donc le rayon atomique est inversement proportionnel à la CNE

-Rayon atomique augmente avec la période car plus on descend dans le tableau, plus les noyaux sont gros (beaucoup de nucléons).

Energie d'ionisation = énergie nécessaire pour arracher l’électron le moins lié

(l’EI augmente quand le rayon diminue car il y a une plus grande attraction donc les électrons seront plus proches du noyau et plus difficile à arracher et si le rayon augmente, l’énergie d’ionisation diminue)

Donc + le rayon est grand, moins la CNE ressentie par un électron est forte donc monde l'énergie d'ionisation est grande

Le rayon atomique augmente lorsque la CNE et l'EI diminue

Le rayon atomique diminue lorsque la CNE et l'EI augmente

En effet, un électron ressentira moins la CNE si il est loin du noyau (grand rayon atomique) que proche, car les électrons devant lui l'écrante (+ y'a d'électron devant + il est écranté). Par définition, si il est loin du noyau, il ressentira moins la charge du noyau donc on aura moins de mal à arracher l'électron de l'atome que si il en était proche et qu'il ressentait casi ou totalement la charge du noyau

Ainsi rayon atomique élevée = CNE et EI baissé

ELECTRONEGATIVITE

Diminue quand la période augmente (donc électronégativité inversement proportionnel à l'évolution des périodes)

Augmente avec les colonnes (colonne 1 possède l'électronégativité la moins importante)

Exception avec les gaz rare car ils ne cherchent ni à gagner ni à perdre d'électron car ils ont une configuration parfaite : s2 p6

métaux = case 1 à 13 --> faible électronégativité (<2)

non métaux (case 14 à 20) --> forte électronégativité

Les orbitales qui ne possèdent pas de plan nodal sont les types s et un des 5 types d, 2 électrons par orbitales donc 10 électrons 

CALCUL Ev pour hydrogénoide (ex de l'hélium)

En = -13.6 x Z²/n²

donc En = -13.6 x 2² x 1²

Z = 2² car Z = numéro atomique. et le numéro atomique de l'hélium est 2 (Z=2)

n= 1² car n=1 pour l'hélium (nb quantique principal). En effet He = 1s²

Donc En = -13.6 x 2²/1²

En = -13.6 x 4/1

En = -13.6 x 4

En = -54.4 Ev

Règle : toujours calculer Z et N au carré !!!!

calcul applicable uniquement pour les hydrogénoide !!!!

Pour les autres atomes on fait du calcul quantique avancée (=CNE ressentit par un électron donner par rapport au écrantage des autres électrons)

Comparaison d'électronégativité entre Se et S

Pour comparer l'électronégativité, il faut d'abord écrire la config électronique des atomes à comparer

S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Se : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p4

Les 2 atomes appartiennent à la même colonne du tableau périodique (p4), on peut donc comparer leur électronégativité

Se est plus bas que S dans le tableau (n=4 pour Se et n=3 pour S) et l’électronégativité augmente en descendant dans le tableau donc Se est plus électronégatif que S 

Lors de la désexcitation d’un atome d’hydrogène, si le niveau d’arrivée est n = 2, on parle d’émission de photon de la série de Balmer.

Al = métal

2 électron possédant le même nombre d’électrons sur leur dernière couche, sont sur la même colonne. 

l’énergie d’ionisation augmente bien dans une période mais pas régulièrement à cause de l’effet des couches pleines et semi-pleines (colonnes 2 et 15 ont une énergie d’ionisation plus élevée que les colonnes 3 et 16)

L’orbitale d(xy) admet deux plans nodaux. En effet, tout les orbitales D possèdent 2 plan nodaux sauf la d(z)

un élément de type métalloïde a une électronégativité moyenne environ égale à 2

Le Néon est un gaz rare, il possède donc une couche pleine ce qui lui confère une plus grande stabilité, il est donc plus difficile de lui arracher un électron. Son énergie d’ionisation va donc être plus élevée.

Règle de HUND et règle de multiplicité (atome) : Ex de l'azote :

L’azote possède 7 électrons dont 5 de valence, il est de structure 1s² 2s² 2p3 , si l’atome est excité cela signifie qu’il a peut-être perdu un électron, ici on peut répondre sans savoir s’il a perdu un électron, en effet, l’azote ne possédant que 3 électrons dans sa couche 2p, ils seront dans des cases différentes d’après la règle de Hund et auront de spins parallèles d’après la règle de multiplicité.

L’énergie d’un photon absorbée par un atome correspond à un saut de l’électron du niveau n à n*.

Les variables d’état intensives ne sont pas additives. En effet, elles sont indépendantes de la quantité de matière.

s les variables d'état ne dépendent pas du chemin suivi (ou emprunté)