chapitre 5 les configurations électroniques, les propriétés des atomes et le tableau périodique
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Chapitre 5
Les configurations électroniques, les propriétés des atomes et le tableau
périodique
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5.1 Atomes formés de plusieurs électrons
• Le modèle de Bohr ne s’applique qu’aux atomes hydrogénoïdes, c’est-à-dire ne contenant qu’un seul électron ; ex.: H, He+, Li2+.
• Dans ce cas, l’énergie d’un électron ne dépend que du nombre quantique principal n, c’est-à-dire de la couche où il se trouve. – Ex: dans l’atome d’hydrogène, E3s = E3p = E3d ; on dit alors que les
orbitales 3s, 3p et 3d sont dégénérées.
• Dans les atomes polyélectroniques s’ajoute la répulsion entre les électrons ; en conséquence : – on ne peut plus calculer l’énergie d’un niveau ;
– ne s’applique plus.J
n
10x2,179E
2
18
n
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Atomes non hydrogénoïdes - suite
• L’énergie de l’électron ne dépend plus seulement de la couche où il se trouve (nombre quantique principal n) : elle dépend aussi de la sous-couche (nombre quantique secondaire, ℓ).
• Pour une couche donnée : Es < Ep < Ed < Ef , etc.
• Pour une sous-couche donnée, les orbitales sont dégénérées.
• Ex : dans n’importe quel atome,
zyx ppp EEE 222
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5.2 La configuration électronique
• C’est la façon dont les électrons sont distribués dans les différentes orbitales.
• Il existe 2 notations:
– Notation spdf : on écrit les sous-couches avec, en exposant, le nombre d’électrons présents dans chacune.
– Ex: 1s2 2s2 2p4 signifie qu’il y a 2 électrons dans la sous-couche 1s
2 électrons dans la sous-couche 2s
4 électrons dans la sous-couche 2p
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Configuration électronique – cases quantiques
• Notation par cases quantiques : on représente une orbitale par un carré et un électron par une flèche ; pour les orbitales dégénérées, on relie les cases quantiques entre elles.
• Ex:
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Configurations électroniques – notation abrégée
• On peut utiliser une notation abrégée de la configuration électronique en remplaçant la partie qui correspond à un gaz noble par le symbole de celui-ci, placé entre crochets.
• Exemples:
Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 ou [Ne]3s1
K : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ou [Ar]4s1
Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ou [Ar]4s2 3d6
• La notation abrégée s’applique également avec la représentation par cases quantiques.
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5.3 Les règles régissant les configurationsélectroniques
• On distribue les électrons dans les orbitales en ordre d’énergie croissante.
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Principe d’exclusion de Pauli
• Principe d’exclusion de Pauli : dans un atome, deux électrons ne peuvent posséder les 4 mêmes nombres quantiques (voir p.202). – ⇒ 2 e- maximum par orbitale
– ⇒ ça explique la forme du tableau périodique :
ℓ 0 1 2 3
Type d’orbitale s p d f
m 0 -1,0,1 -2,-1,0,1,2 -3,-2,-1,0,1,2,3
nb d’orbitales 1 3 5 7
nb d’e- 2 6 10 14
région du tableau 1 et 2 13 à 18 métaux de lanthanides
transition actinides
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Règle de Hund
• Règle de Hund : dans une sous-couche, on met le plus de spins parallèles possible (règle du banc d’autobus!)(voir p.202).
N :
1s 2s 2p
N :1s 2s 2p
N :1s 2s 2p
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5.4 Les configurations électroniques:le principe de Aufbau
• Principe de Aufbau = application des règles régissant les configurations électroniques.
• Représentation de l’atome à l’état fondamental.
• Ex:
N : 1s2 2s2 2p3 ou
Ti : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 ou
Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 ou
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Exceptions au principe de Aufbau
• Le principe de Aufbau prédit correctement la configuration électronique des éléments représentatifs mais pas celle des éléments de transition ni des éléments de transition interne ; de ceux-ci, on retiendra seulement :
Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 ou
Cu : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 ou
• Exceptions causées par la recherche de symétrie des orbitales d.
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5.5 Les configurations électroniques et leslois périodiques
• La structure du tableau périodique reflète les configuration électroniques.
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Les électrons de valence
• « La chimie, c'est un déplacement d'électrons » périphériques
• e- périphériques (ou de valence) (p.212): – e- dont le nb quantique principal n est le plus élevé;
– ajouter les e- d et f si ces orbitales ne sont pas remplies.
• Exemples:– N : 1s2 2s2 2p3
– Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
– Ti : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
– Xe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
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Les configurations électroniques de ions
• Pour acquérir un degré d’oxydation négatif (charge négative), un élément remplit ses orbitales p :
Groupe VA : -3 Ex: N : 1s2 2s2 2p3
N3- : 1s2 2s2 2p6
Groupe VIA : -2 Ex: S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
S2- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Groupe VIIA : -1 Ex: F : 1s2 2s2 2p5
F- : 1s2 2s2 2p6
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Ions positifs
• Pour acquérir un degré d’oxydation positif (charge positive), un élément représentatif perd tous ses e- périphériques, ou seulement ses e- périphériques p :
Groupe IA : +1 Ex : Na : 1s2 2s2 2p6 3s1
Na+ :1s2 2s2 2p6
Groupe IVA : +4, +2 Ex : C : 1s2 2s2 2p2
C4+: 1s2
C2+: 1s2 2s2
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Ions des métaux de transition
• Pour les ions de métaux de transition, les e- périphériques s partent les premiers.
• Exemple:
Mn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Mn2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
Mn7+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
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5.7 Les propriétés atomiques périodiquesdes éléments
• Effet d'écran et charge effective: dans un atome polyélectronique, un électron donné est à la fois attiré par le noyau et repoussé par les autres électrons – L’attraction réelle qui s’exerce sur lui est inférieure à celle qu’exercerait
le noyau seul.
• Autre façon de présenter l’effet d'écran : les e- forment un « écran » entre le noyau et d'autres e- situés plus loin, (ceux dont n est plus grand) – Ça « diminue » l’attraction que le noyau peut exercer sur les électrons
dont n est plus grand.
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Charge effective - suite
Zeff = Zréel - effet d'écran
Zeff : charge effective
Zréel: charge réelle du noyau
effet d’écran : répulsion occasionnée par la présence d’électrons sur les couches inférieures
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Charge effective - exemple
• Ex : atome de bore
• Les e- internes (1s) forment un « écran » entre le noyau et les e- périphériques.
• Les e- périphériques (2s, 2p) « voient » un noyau dont la charge est plus petite que +5
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Le rayon atomique
• Dans une rangée : Zeff ↑ de gauche à droite ⇒ RA ↓ de gauche à droite.
• Dans une colonne : n des e- péri. ↑ de haut en bas
⇒ distance noyau - e- péri. ↑ de haut en bas
⇒ RA ↑ de haut en bas
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Le rayon ionique
• Les cations (ions positifs) ont des électrons en moins par rapport à leur élément respectif.
• Le noyau attire plus intensément les e- restants que dans l’élément correspondant.
• Un cation est plus petit que l’atome dont il provient.
• Les anions (ions négatifs) ont des électrons en plus par rapport à leur élément respectif.
• L’intensité des forces de répulsion qui s’exercent entre les e- augmente.
• Un anion est plus volumineux que l’atome dont il provient.
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Espèces isoélectroniques
• Espèces isoélectroniques = atomes/ions possédant le même nb d’e-;
• Ils ont donc la même configuration électronique.
• Numéro atomique ↑ ⇒ attraction entre noyau et e- ↑ ⇒ RA ↓
• Exemple:
S2- > Cl- > Ar > K+ > Ca2+ (grandeur du rayon)
16 17 18 19 20 protons
• Tous ces atome/ions ont comme configuration électronique
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 .
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L’énergie d’ionisation
• Énergie d’ionisation : énergie requise pour enlever un e- à un atome gazeux.
X (g) → X+ (g) + e- I1
X+ (g) → X2+ (g) + e- I2
et ainsi de suite.
• Processus toujours endothermique puisqu’on sépare une charge positive d'une charge négative (demande de l’énergie, voir page 224).
• I1 < I2 < I3 ... pour un élément donné puisque la charge positive de l’ion
est de plus en plus grande.
• I1 + I2 : énergie nécessaire pour enlever deux e- à X.
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Périodicité de l’énergie d’ionisation
• Dans une rangée : Zeff ↑ de gauche à droite ⇒ I ↑ de gauche à droite.
• Dans une colonne : n des e- périphériques ↑ de haut en bas ;– distance entre noyau et e- périphériques ↑ de haut en bas ;
– I ↓ de haut en bas.
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Affinité électronique
• Affinité électronique : variation d’énergie associée à l’acceptation d’un électron par un élément neutre.
A (g) + e- → A- (g) AE
• Parfois exothermique, parfois endothermique.
• Ce n’est pas I à l’envers ; – présence d’un ion positif dans l’équation d’énergie d’ionisation;
– présence d’un ion négatif dans l’équation d’affinité électronique.
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Affinité électronique - exemple
Cl- (g) → Cl+ (g) + 2 e- ΔH = ?
• Pour calculer ΔH, on décompose la réaction en autant d’étapes qu’il y a d’électrons.
• L’énergie de chacune de ces étapes a déjà été mesurée et peut être trouvée dans des tableaux de données :
Cl- (g) → Cl (g) + e- - AE = 348 kJ/mol
Cl (g) → Cl+ (g) + e- I1 = 1251 kJ/mol
Cl- (g) → Cl+ (g) + 2 e- 1599 kJ/mol
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Périodicité de l’affinité électronique
• Dépend a peu près des mêmes facteurs que I (Zeff, distance noyau-e-) ; mais la symétrie sphérique est plus importante → variation plus irrégulière de gauche à droite dans une rangée (p.227).