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COURS CHIMIE GENERALE
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PLAN
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•Atomistique et Liaison Chimique :
I- Caracteristique de I'atome.
II- Les modeles classique de I'atome.
III- Notion de la mecanique quantique ondulatoire.
IV- La classification periodique des elements.
V- La liaison chimique.
VI- Les molecules polyatomiques.
•Chimie en Solution
I- Generates: solutions, solutes, auto-ionisation de I’eau.
II- Reactions et Equilibres Chimiques
- Equilibres acido-basiques ;
- Reactions d’oxydoreduction;
- Reactions de Complexation ;
- Solubilite et reactions de precipitation ;
III- Thermochimie
IV- Cinetique chimique.
- Concept de mole et equation chimique ; Sigmakutub.blogspot.com
- Structure de I’atome, masse atomique, isotopes, ...;
- Modele de Bohr, niveaux d’energie, nombres quantiques, regies de
remplissage des
couches electroniques ; modele de Lewis ;
- Families d’elements, construction de la classification periodique des
elements ;
- Energie d’ionisation, electroaffinite, electronegativite, rayons ioniques, .... ;
- Modele ondulatoire de I’atome, orbitales atomiques;
- Liaison chimique : nature et proprietes, liaison covalente, ionique, metallique
et liaisons faibles ;
I- CARACTERISTIQUE DE L'ATOME Siqmakutub.bloqspot.com
La matiere est formee a partir de particules elementaire : les atomes . II
y'a 105 especes d'atomes connues jusqu'ici. Elies different par leurs
structures electroniques et par leurs masses. On dira qu'il y'a 105
elements.
1-1. Structure de I'atome
L'atome est une entite de matiere infiniment petite, il est constitue d'un
noyau et d'electrons.
Le noyau ou est concentree la masse de I'atome est constitue de
nucleons (protons et neutrons).
electrons
noyau
neutrons
- nucleons
protons J
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1-2. Caracteristique de I'atome. I'electron, proton et neutron
-La masse de I'atome est de: 10' 26 Kg et son rayon est de I'ordre de 10 10
m (1A°).
-Les electrons sont des particules de charge negative (-e=l,60218.10 19
C) et de masse de I'ordre m e =9,110.10' 31 Kg.
-Les protons sont des particules de charge positive (+e=l,60218.10 19 C)
et de masse m p =l,6726.10' 27 Kg.
-Les neutrons sont des particules electriquement neutres; leur masse
est de I'ordre de m n =l,6749.10' 27 Kg.
1-3. Representation d'un atome
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A
Un atome est represente de la fatpon suivante
X est I'element considere
Z est le nombre de proton = Numero atomique
A = Nombre de masse ( Z + nombre de neutron N)
q = nombre de charge
1-4. Notion d'element
Un element est caracterise par son nom X et par son numero atomique.
1-5. Notion d'isotope
Ce sont des atomes de meme numero atomique Z et de nombre de
masse A different. Un element peut avoir un ou plusieurs isotopes.
Exemple: 12 C et 14 C.
14 C possede done 2 neutrons de plus que 12 C
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1-6. La mole et le Nombre d'Avogadro
La mole est la quantite de matiere qui contient autant d'atomes qu'il y a
dans 12g de carbone 12. Le nombre est appele Nombre d'Avogadro N:
N = 6,0221.10 23
Un tel nombre s'appelle done une mole (N molecules) ou atome -
gramme (N atomes).
Par definition :
Une mole d'atomes de carbone 12 pese 12g. La masse d'un atome vaut
12 u.m.a, done : 12 g = N. 12 u.m.a
ou encore 1 u.m.a = 1/ N = 1,66.10-24g = 1,66.10-27kg
1-7. Masse molaire
La masse d'une mole d'atomes d'un element est appelee la masse
molaire de I'atome.
1-8. La masse atomique et Unite de masse Atomique (u.m.a)
La masse atomique est egale a la somme des masses des constituants
de I'atome: rn atome = Zm e + Zm p + Nm n ( en kg ).
L'utilisation de cette unite n'est pas commode, des unites chimiques
plus faciles a manipuler ont done ete choisies ; le terme de reference
etant le carbone 12.
Par definition, I'unite de masse atomique qu'on note u.m.a est le 1/12
de la masse d'un atome de carbone 12 (12C).
* „ m „ Masse de I'atome de carbone^C
1 u.m.a = - 6 -
12
„ 12.0000 1 1
1 u.m.a =—V;— x — = -rj- gramme
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ll-LES MODELE CLASSIQUE DE L'ATOME
ll-l. Modele de Rutherford (Modele Planitaire)
Ce modele est base sur I'existence du noyau dans lequel est
pratiquement concentree toute la masse de I'atome et autour duquel
gravitent des electrons.
La stabilite mecanique resulte de la compensation des forces
d'attractions Fa par les forces centrifuges Fr dues a la rotation des
electrons autour du noyau.
L'avantage de ce modele c'est qu'il ne fait appel qu'aux lois de la
mecanique classique.
Etudions ce modele dans le cas de I'atome d'hydrogene 1 1 H
-I'electron de I'atome d'hydrogene est soumis a:
+ Une force d'attraction coulombiene du noyau:F a = (l/47re 0 ) e 2 / r 2 (l)
+ Une force de repulsion (force centrifuge): F r = mv 2 / r
I'energie de I'electron
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E t = - (l/8jte 0 ) e 2 /r
- I'atome de Rutherford n'est pas viable, puisque I'electron doit rayonner
de I'energie (done en perdre ) durant son mouvement, si bien qu'apres
un laps de temps suffisamment court, il finirait par s'ecraser sur le noyau
11-2. Modele de Bohr
Bohr a propose un modele dans lequel il
applique au systeme (proton, electron) les lois
de la mecanique classique et admet que la
quantite de mouvement de I'electron ne peut
prendre que des valeurs multiple et entieres
de h / 2
Postulat de Bohr :mvr=n(h/27r) avec
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h: ia constante de Planck (h = 6,62 Id 34 J.s)
n: un nombre entier non nu! appele nombre quantique principal
Calcul des rayon des orbitales circulaire et les energies de Telectron de I'atome d ; hydro gene
sur ces orbites
E c = 1/2 mv 2 = (1/8 tt 8 0 ) e 2 /r
1/2 mv 2 = (1/4 tt 8 0 ) e 2 /r (1)
m 2 v 2 r 2 = n 2 ( h 2 / 2 n 2 ) (2)
r = n 2 ( h 2 s 0 /u m e 2 )
(i)/(2) -r 2 = n 2 ( h 2 e 0 r /n e 2 ) done
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E T = - (1/8tc£ 0 ) e 2 /r, en utilisant la relation (3) on a:
E T = - (m e 4 /8e 0 2 h 2 ) 1/n 2
le rayon et I'energie de I'electron dependent de nombre entier n, ils
sont done quantifies.
- Pour n=l (etat fondamental: I'electron occupe I'orbite de rayon r 1 et
d'energie EJ
r x = 5,29.10-11 m = 0,529 A (lA = 10-10 m)
E x = -21,78.10-19 j = -13,6 eV (leV = 1,6.10-19 j)
- Pour n =2 ( Premier etat excite )
r 2 = 4r x = 2,116 A et E 2 = E x /4 = -3,4 eV
- Pour n = 3 ( Deuxieme etat excite )
r 3 = 9rl = 4,761 A et E 3 = -1,51 eV
11-3. Spectre d'emission de I'atome I'hydrogene siqmakutub.bioqspot.com
Imaginons que Ton excite un gaz d'hydrogene par des courants
electriques. L'electron gravitant autour du noyau va alors acquerir de
I'energie et va passer sur un niveau excite (du niveau n=l(niveau
fondamental) au niveau n=3 parexemple).
410 nm violet
434 nm indigo
486 nm bleu
656 nm rouge
3
i
C
o
c
(2
O
Les raics du spectre de I’hydrogcno
En etudiant plus profondement I'atome et ses electrons on s'est rendu
compte que I'organisation n'etait pas aussi simple: dans les couches il y
aurait des sous-couches, les trajectoires des electrons ne seraient pas si
circulaires que <pa...Ainsi est ne la mecanique quantique.
Ill- NOTION DE LA MECANIOUE OUANTIOUE
(ONDULATOIRE)
lll-l. Dualite onde - corpuscule : Postulat de De Broglie
A toute particule (corpuscule) de masse m et de vitesse v est associee
une onde de longueur d'onde A. On applique ainsi a la matiere (exemple
: un electron) le caractere combine d'onde et de particule.
La relation de De Broglie s'ecrit: A = h/mv avec
A : longueur d'onde
h : constante de Planck
mv : quantite de mouvement
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111-2. Principe d'incertitude d'Heisenberg
II est impossible de definir avec precision a la fois la position et la vitesse
d'une particule. Cela se traduit par la relation :
Ax . Apx > h/2n
avec
Ax : incertitude sur ia position
Apx = mA v: incertitude sur ia quantite de mouvement
MI-3. Notion de la probability de presence
En mecanique classique (conception de Bohr), I'etude du mouvement
d'un electron consiste a rechercher sa trajectoire avec precision, par
contre en mecanique quantique on parle de la probability de trouver
/'electron en un certain point de i'espace.
Cette delocalisation dans I'espace est donnee par une fonction des
coordonnees de I'electron appelee fonction d'onde U>.
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La probability de presence est:
dP =[tP(x,y,z,t)] 2 dV
La fonction d'onde doit satisfaire une certaine condition de
normalisation :
P = Jespace (ip) 2 dV = 1
On dit que la fonction d'onde est normee.
MI-4. Equation de SCHRODINGER pour Tatome d'hydrogene
On appelle orbitales atomiques, /es fonctions d'ondes des electrons
atomiques.
En 1926, Schrodinger a montre que la fonction d'onde et I'energie E sont
solution d'une equation aux derivees partielles du second ordre.
L'equation de Schrodinger s'ecrit:
[(-h2/8n2m).A + V] tp = Etp
avec
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m : masse de i'e-
V : Operateur energie potentiel
E : energie tota/e de /'electron, appeiee valeur propre
V : fonction d'onde appe/ee fonction propre
Cette equation peut se mettre sous la forme : Hip = Eip
C'est le principe fondamental de la mecanique quantique.
H = (-h 2 /8ji 2 m).A + V; est appele operateur Hamiltonien d'hydrogene.
A = d 2 /dx 2 + d 2 /dy 2 + d 2 /dz 2 ; est le Laplacien.
La resolution de cette equation conduit aux differentes valeurs de E et ^
■
En = -me 4 / 8e 0 2 h 2 n 2 C'est la meme expression que celle trouvee par
Bohr.
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Avec la mecanique quantique on peut aussi expliquer la quantification
de I'energie.
Pour la fonction d'onde (orbitale atomique), elle fait intervenir quatre
nombres appeles "nombres quantiques" qui caracterisent I'etat d'un
electron. Ces quatre nombres sont: n, 4 m : et m s .
MI-5. Les nombres quantiques
a) Nombre quantique principale n
Ce nombre (n = 1, 2, 3, ...«») definit la couche quantique (energie de
I'electron). On appelle couche /'ensemble des orbitales quipossedent la
meme valeur de n.
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Couche N (n = 41
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Noyau:
Z protons
N neutrons
La couche K (n=l) peut contenir 2 electrons.
La couche L (n=2) peut contenir 8 electrons.
La couche M (n=3) peut contenir 18 electrons.
Chaque electron se situant sur chaque couche a une energie bien
specifique.
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Tableau periodique: notion de couche
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b) Nombre quantique secondaire (ou azimutal): I
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Ce deuxieme nombre quantique caracterise la sous-couche occupee par
I'electron.
II s'agit d'un nombre entier qui peut etre nul.
Sa valeur est fonction de celle du nombre quantique principal n :
0<l<n-l (soit n valeurs differentes)
La sous-couche electronique est generalement designee par une lettre
minuscule au lieu de la valeur numerique de I.
Valeur del 0 1 2 3 4 5
Symbole de la sous - couche S p d f g h
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c) Nombre quantique magnetique : m , ou m
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Ce troisieme nombre quantique, definit le nombre d'orientation prises
par le moment cinetique de I'electron en presence d'un champ
magnetique exterieur. II s'agit d'un nombre entier qui peut etre nul.
Sa valeur est fonction de celle du nombre quantique secondaire I
-I < m < + I (soit 21 + 1 valeurs differentes)
Pour symboliser graphiquement ce nombre quantique, on utilise un
rectangle | qui peut etre associee a 0,1 ou 2 electrons.
On represented autant de rectangles qu'H y a de valeurs possibles de
m.
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d) Nombre quantique de spin :m,ous
Ce quatrieme nombre quantique caracterise le mouvement de I'electron
sur lui meme et peut prendre seulement deux valeurs differentes.
S = ± y 2
Pour symboliser graphiquement ce nombre quantique de spin, on
utilise :
- une fleche vers le haut (T) pour s = +1/2
-ou vers le bas (i) pour s=-l/2.
L'habitude veut que I'electron de spin + 1/2 (t) soit place a
gauche et I'electron de spin -1/2 (i ) a droite.
Diagramme energetique des Orbitales Atomiques (O.A)
Rappel
Les nombres quantiques qui caracterisent I'etat d'un electron
11=1,2,3...
1=0,...,n-1
m = -I,...-1,0,!,...,!
-L'energie a fournir a I'electron pour I'amener du niveau fondamental au dernier
niveau excite : En = -13.6 Z 2 / n 2
n
1
m
Notation des O.A
energie
1
0
0
Is
-13,6 Z 2
2
4 OA de meme energie
(4 OA degenerees)
0
0
2s
-13,6 Z 2 /4
1
-1
2 Px
0
2p z
1
2p v
3
9 OA de meme energie
(9 OA degenerees)
0
0
3s
-13,6 Z 2 /9
1
-1
3p x
0
3p z
1
3p v
2
-2
3d xv
-1
3d vz
0
3d z2
1
3d xz
2
^^x2-v2
Diagramme energetique des O.A. de I'atome monoelectronique
(hydrogene et hydrogenoide)
E (ev)
o
1.5 I
-3.4
-13.6
3 s.
3p
3d
■P
ls Etat fondamental
Il=QO
n=3
n=2
n= 1
S
1=0
p
i=i
d
1=2
Diagramme energetique des O.A. de I'atome polyelectronique
E KYl t
0 - ............. 11= oc
-1,5 I
3 s
3P
3d
n=3
‘ 3.4
-2p
2s
n=2
-13.6
1 s
Etat fondamental
n=l
s
1=0
p
1 = 1
d
1=2
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III-6. Representation des Orbitales Atomiques (O.A)
Chaque orbitale represente a la fois la fonction d'onde tp et la
distribution electronique qui en decoule (probabilite de presence).
a) Orbitales s
Les orbitales s sont caracterisees par I = 0 et m = 0.
Toutes les orbitales s (ns); sont de symetrie spherique car la probabilite
de presence de I'electron varient de la meme fagon dans toutes les
directions autour du nc' ,c,M
s z
s
L'O.A. s est representee par une case quantique
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b) Orbitales p
Pour l = l=>m = -l,0oul=>3 orbitales p
On parle des orbitales px , py et pz ayant la meme forme, mais chacune
est allongee sur une des trois axes perpendiculaires.
Une orbitale p possede un "plan nodal", dans lequel la probability de
trouver I'electron est nulle. Ce plan passe par le noyau.
Px Py Pz
Les O.A. p qui possed ent l a meme energie sont represents par trois
cases quantiques
c) Orbitales d
I — 2, m, — -2, —1, 0, +1, +2
5 orbitales centrosymetriques
Les O.A. d sont representees par cinq cases quantiques
Electron Orbitals - s,p & d.mp4
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MI-7. Extention aux atomes polyelectroniques
- Approximation hydrogenode- Regie de SLATER
Contrairement aux atomes hydrogenoides (E n = E H [Z 2 /n 2 ), I'energie totale (E)
d'un electron appartenant a un atome polyelectronique ne peut pas etre
determinee avec precision. Cependant, sa valeur approximative peut etre
connue en tenant compte de I'effet d'ecran de type electrostatique, qui est du
a la presence des autres electrons dans Tespace noyau - electron considere .
Dans ce cas, I'expression de E s'ecrit:
E n = E H [Z eff 2 /n 2 ]
Z eff est la charge effective a laquelle est soumis I'electron considere. Cette
charge se trouve diminuee par comparaison a la charge du noyau (Z).
Z eff = Z-Zcj
S a = correspond a la somme des constantes d'ecran s dont les valeurs
dependent de la position de I'electron considere vis-a-vis des autres electrons.
Des valeurs de a sont consignees dans le tableau 3.
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Valeurs des constantes d'ecran de Slater
\ •
1 x
Is
2s2p
3s3p
3d
4s4p
4f
Is
0,31
2s2p
0,85
0,35
3s3p
1
0,85
0,35
3d
1
1
1
0,35
4s4p
1
1
0,85
0,85
0,35
4f
1
1
1
1
1
0,35
Is/2s2p/3s3p/3d/.sont les groupes de Slater ; i : electon
considere ; j electron faisant ecran sur i.
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MI-8. Structure electronique des atomes
L'organisation generates en niveau d'energie est la meme pour tous les
atomes.
On cherche a placer Z electrons (atome neutre) sur les differents
niveaux, Ecriture de la configuration electronique.
La configuration electronique d'un atome est la repartition de Z
electrons de I'atome dans un etat fondamental sur les orbitales
atomiques.
Ce remplissage des orbitales atomiques s'effectue a I'aide des trois
regies suivant:
- Regie de KLECHKOWSKY.
- Regie de PAULI.
- Regie de HUND.
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triangle de Klechkovsky
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Regie traduisant les resultats experimentaux
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(ii) Principe d’exclusion de Pauli
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Deux electrons d’un meme atome ne peuvent avoir des
nombres quantiques tous identiques. Comme une
case quantique correspond a un ensemble n, l, m
donne, elle ne peut etre occupee par plus de 2 e-
differant par leur 4 6mc nombre quantique, s, done de
spins opposes +1/2 et -1/2.
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II en resulte que:
- Une sous-couche s contient au maximum 2 e-
—
” p
6 e-
—
” d
10 e-
—
” p ”
14 e-
Done :
la couche
n= 1 (couche K) peut contenir
2 e-
55
n=2 ( ” L)
8 e-
55
n=3 ( ” M)
18 e-
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(iii) Regie de Hund
Si le nombre d’electrons est insuffisant pour
remplir entierement la demiere sous-couche
occupee, les e- occupent le plus grand nombre
possible de cases quantiques. Alors, les e-
occupant seuls ces cases (e- dits celibataires)
adoptent des spins de meme sens (spins
paralleles).
exemple : C Z=6
t t
u
ti
Soit ls 2 2s 2 2p 2
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Exemples
Exemple du Fer : 26 electrons
La configuration electronique du Fer: 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
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IV- CLASSIFICATION PERIODIQUE ET PROPRIETES DES ELEMENTS
IV-1. Description du tableau periodique de Mendelieff
Le tableau periodique est une consequence des configurations
electroniques. La classification periodique est basee sur la formation de
groupes constitues par les elements (de numero atomique Z) possedant
des proprietes analogues.
-Le tableau periodique est constitue de 4 blocs : s, p, d et f.
-Les elements d'une meme ligne horizontale du tableau periodique
constituent une periode. Ms sont au nombre de 7.
-Les elements d'une meme colonne ayant la meme configuration
electronique de la couche externe constituent une famille ou groupe.
Le tableau periodique est constitue de 18 colonnes reparties en 9
groupes. Les 7 premiers comportent chacun deux sous-groupes A et B
selon I'etat des electrons externes.
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Sous-groupe A : contient les elements dont la couche externe est ns
np.
Sous-groupe B : contient les atomes qui possedent un etat d.
Les indices I, II, III,... indiquent le nombre d'electrons sur la couche
externe, appeles electrons de valence.
- Couche de valence: C'est la couche de nombre quantique principal le
plus eleve dans I'etat fondamental. On I'appelle aussi couche externe ou
couche peripherique. Les electrons de la couche externe sont appeles
electrons de valence.
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IV-2. Les principales families du tableau periodique sont
: les elements dont la configuration electronique
externe est du type ns 1 .
Famille des alcalino-terreux: leurs configurations electroniques
externes sont de type ns 2 .
Famille des elements de transition: ce sont des elements qui possedent
les orbitales d incompletement remplies.
Famille de I'oxygene ou chalcogenes: leurs structure electronique
externe est de type: ns 2 , np' .
Famille des halogenes : leurs configurations electroniques externes sont
de type ns 2 np 5 .
Famille des gaz rares: tous ces elements ont une configuration
electronique externe de la forme ns 2 np 6 .
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Famille d'element atomique
alcalins ns 1 gaz rares ns 2 np 6
alcalinoterreux ns 2 halogenes ns 2 np 5
Lgithanides ns 2 (n-2)f
Actinides ns 2 (n-2)P
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- La classification periodique est divisee en 4 blocs en fonction de la
structure electronique externe des elements.
bloc s
bloc p
bloc cl
Ge
bloc f
32
2 Ge = Is 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
Families d’elements atomiques : les metaux
B
Si
Ge
As
Sb
Te
At
Donne des cations
metaux
semi-metaux
U non metaux
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IV-3. Les proprietes chimiques des atomes
Les proprietes de I'atome dependent particulierement de sa
configuration electronique externe, a savoir des electrons de la couche
externe. Parmi les proprietes qui peuvent donner une idee sur le
comportement chimique de I'atome on cite :
-I'aptitude a perdre ou gagner des electrons.
-La capacite de deformation du nuage electronique.
Regie de I'OCTET:
Un atome va reagir (gagner ou perdre des electrons) de fagon a avoir
comme structure electronique externe celle des gaz rare le plus proche.
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b) Energie d'ionisation (E.l)
C'est I'energie qu'il faut fournir pour arracher un electron a un atome
(ou a un ion) dans I'etat fondamental et a I'etat gazeux.
- Sur une meme periode : si Z augmente alors E.l augmente.
- Sur un meme groupe : si Z augmente alors E.l diminue.
Energie d'ionisation varie en sens inverse du rayon atomique.
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c) Affinite electronique (A.E)
C'est le phenomene inverse de I'ionisation.
L'affinite electronique d'un atome X est I'energie degagee lorsque cet
atome capte un electron.
A g) + e As) ^ ae - - E fiX '
a.e/
Sens d ’augmentation de dans la classification
L'affinite electronique varie comme I'energie d'ionisation.
d) Electronegativite (y )
C'est le pouvoir d'attirer un electron par un element. Un element qui
perd facilement un ou plusieurs electrons est dit electropositif.
| */
Sens d ’augmentation de x dans la classification
L'electronegativite varie comme I'energie d'ionisation en sens
inverse du rayon atomique.
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II. Les liaisons chimiques.
Line liaison chimique (ou plus generalement, une interaction
chimique) est un phenomene qui maintient des atomes
proches les uns des autres; les atomes formant ainsi un
assemblage appele, selon les cas, « molecule », « complexe »,
« ion polyatomique », « cristal » ou « solide amorphe ».
Ces liaisons peuvent se former entre atomes de meme famille
ou de families differentes. II y a differents types de liaisons
chimiques, qui ont diverses proprietes et qui donnent lieu a
differentes structures.
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1-1 Les liaisons covalentes :
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se forment quand les electrons sont partages entre deux atomes.
Cela donne lieu a deux structures possibles : molecule et reseau
solide covalents.
Le methane (CH 4 ) est une molecule covalente et les verres sont
des reseaux solides covalents.
La liaison covalente dans le modele de Lewis
LRegle de / ’octet
chaque atome prete son electron celibataire a son partenaire lors
de la formation d’une liaison covalente. Le doublet ainsi forme,
restant en commun, permet a chacun d’atteindre la configuration
electronique stable du gaz rare qui le suit dans la classification
periodique.
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Illustration de la liaison covalente :
Carbone Hydrogene Methane
H
• • •
• C • H H • • C • *H
H CH 4
I Dans le cas ideal de la liaison covalente, ’echange des
electrons est equilibre, ils sont indiscernables.
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2. Lacune electronique / acide de Lewis siqmakutub.bioqspot.com
Lorsqu’il manque un doublet d’electrons a un atome pour que
soit verifiee la regie de l’octet, on dit qu’il possede une
lacune electronique, notee
exemple: A1C1 3
Al: Z = 13
Cl: Z = 17
Cl- Al - Cl
|c/|
^nolecule susceptible de capter un doublet d'e" = acide de Lewis
(electrophile).
Molecule capable de ceder un doublet d'e" = base de Lewis
(nucleophile).
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n-^uaisons covaiemes coorainatives (ou semi-
polaires).
Mise en commun d’un doublet aux depends d’un seul
atome, I’element donneur, I’autre etant I’accepteur.
Celui-ci devient plus riche en electrons, I’autre plus
pauvre. R _ «, R _ ©
R-NI + 01 -► R—N_01
R R "
la fleche etant reservee a I’indication de la polarisation
d’une liaison.
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0Q|Yip|gygg Siqmakutub.bloqspot.com
Selon un processus analogue, des liaisons souvent
moins stables proviennent du don d’un doublet libre d’un
atome electronegatif a un atome dont la couronne
electronique est deficiente. on les appelle des
complexes, n ou p :
R
R-NI
i
R
+
©
Ag
_ R
© I
R-N-Ag
R
R—01 + BF 3
R-
© ©
» R-O-BF3
R.
CH 3
+
ch 3
h 3 c ch 3
'c' :
M — Ag
C
H 3 C' ch 3
©
II- 3 Les liaisons ioniques :
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se torment entre des ions positifs et negatifs. Dans un
solide dit « ionique », les electrons sont « fixes » aux
ions et ne circulent pas. La liaison est dans ce cas un
phenomene essentiellement electrostatique (attirance
entre les charges electriques positives et negatives).
Le sel de table (ou chlorure de sodium NaCI) est un
exemple d'une structure ionique.
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Appelee heteropolaire egalement. Resulte du transfert d’un ou
plusieurs electrons peripheriques d’un element electropositif sur la
couche externe d’un element electronegatif:
a la configuration du neon. Cha celle de I’argon.
On rencontre les liaisons ioniques dans les
carboxylique et les sels d’ammonium par exemple :
acetate de sodium CH.
tetramethylammonium
CO
O- Na +
cr ,n(ch 3 )
sels d’acide
chlorure de
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11-4 liaison metallique :
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entre les atomes de metal. Dans une substance avec
liaisons metalliques, les electrons externes peuvent
circuler librement entre tous les atomes. Le fer est une
element chimique permettant la creation de liaisons
metalliques.
Certains assemblages sont plus complexes et sont
decrit par des liaisons partiellement covalentes et
partiellement ioniques, comme par exemple les oxydes
cristallins.
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1-5 Les liaisons intermoleculaires:
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Les liaisons de Vander Waals et les liaisons contrairement a la liaison
covalente (qq centaines de kJ mol' 1 ), elles mettent en jeu des energies
respectives de l’ordre du kJ mol' 1 ou de la dizaine de kJ mol 1 .
Les forces de Vander Waals sont des interactions attractives dipole-dipole
(permanents ou induits): 1 a 10 kJ mol" 1 . Elles expliquent la faible
stability des cristaux moleculaires ou les interactions au sein des
gaz reels.
La liaison hydrogene explication
• liaison: lien entre les atomes des molecules.
• ne font intervenir que les e- externes des atomes.
• h constitue un cas a part: un unique proton et un unique e- qui tourne
autour du proton.
• lorsque cet e- est partage avec un autre noyau par une liaison
classique, aucun e- ne dissimule plus le proton.
• Le proton de charge + est done partiellement expose. Cette charge peut alors
attirer l’e- d’une autre molecule et former une liaison dite H, sorte de pont
entre les deux molecules.
• Cette liaison est 10 fois plus faible que la liaison covalente d’apres la theorie
quantique. L’experience confirme.
—> Consequence
Les liaisons H intermoleculaires augmentent les temperatures de changement
d’etat,
les liaisons H intramoleculaires les diminuent.
T eb 240°C
intra
277°C
inter
OH 285°C
inter
Importance des liaisom faibles dans le milieu biplogigue
Ces liaisons participent a la structure spatiale des macromolecules
biochimiques.
Elies expliquent la stabilite des agregats moleculaires et des membranes.
Elies jouent un role important dans l’activite enzymatique ( occupation
reversible des sites).
Exemple : stereochimie des proteines et des acides nucleiques.
Role de la liaison H dans l’ADN:
• La molecule est formee de 2 brins enroules l’un autour de l’autre (la
celebre double helice), maintenus ensemble par des liaisons H qui
courent, telle une fermeture eclair, au centre de 1’helice.
• lorsque les gene sont lus, les liaisons H se defont, avant de se
reformer une fois la lecture terminee.
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lll-Les orbitales moleculaires:
Le recouvrement de deux orbitales atomiques forme une orbitale
moleculaire (OM) liante.
Recouvrement axial de deux OA s
-> OM de type sigma (o). Ex : H-H
Recouvrement axial de deux OA p
-> OM de type sigma (o). Ex : F-F
Recouvrement lateral de deux OA p
-> OM de type pi (it). Ex : N=N
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Prevision de la structure d'une molecule:
Deux methodes:
1) Methode de Gillespie ou «VSEPR»
(VSEPR : Valence Shell Electron Pair Repulsion)
2) Methode de I'hybridation
On doit arriver aux memes conclusions !
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La forme des molecules theorie VSEPR
Principe : une molecule possedant un atome central. Un certain nombre de
paires electroniques sont disposees autour de I'atome central La geometrie la
plus probable de cette molecule est celle qui minimise les repulsions entre
paires electroniques
On considere un atome central, A, qui contient n doublets libres E (n peut etre
egal a zero) et qui est lie a m atomes X (m est egal ou superieur a deux)
- si m = 1, on a le diatomique AX qui est necessairement lineaire
- la formule generale est et on considere seulement les
cas ou (m+n) < 6 (il est tres rare qu’on voit leur somme superieure a
six)
les doublets libres et liaisons adoptent les geometries suivantes autour de
I’atome central:
lineaire, si m + n = 2
trigonale plane, si m + n = 3
tetraedrique, si m + n = 4
trigonale bipyramidale, si m + n =5
octaedrique, si m + n = 6
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Marlin S. Silbscberg, Chemistry. Thm Motocular Nature ot Matter and Chang*. 2" d Edition. Copyright <' The McGraw-Hill Companies. Inc. All rights reserved.
Electron-Group Repulsions and the
Five Basic Molecular Shapes
Linear Trigonal Tetrahedral Trigonal Octahedral
planar bipyramidal
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Configuration electronique du carbone :
□
6 C : [He] 2s 2 2p 2
excitation
->
Electron Orbitals - & d.mp4
6 C* : [He] 2s 1 2p 3
U T t
m it if it i
i i \ \
Le carbone devient tetravalent.
h nnrn
H H H
Nous avons done 4 electrons celibataires repartis dans des orbitales
d'energies differentes:
-1 orbitale 2s
-3 orbitales 2p (sur les axes x, y, z)
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Ce que nous devrions avoir en theorie:
Cela est contredit par I'experience :
la molecule de CH 4 est un tetraedre parfait.
90 L d'angulation
-125° d'angulation avec les
autres orbitales (interactions
minimisees)
- Longueur differente
- Energie relative + basse
Cela ne s'explique que si nous faisons intervenir un phenomene d'hybridation des
orbitales.
^hybridation est la combinaison d'orbitales atomiques de la meme couche d'un atome pour
former un ensemble de nouvelles orbitales atomiques, soit des orbitales hybrides
[He] 2s 2
dn
1 orbitale s + 3 orbitales p = 4 orbitales spB
4 orbitales identiques de meme energie.
hybridation
4 orbitales sp3
Les 4 orbitales sp3 occupent le maximum d'espace et forment
tetraedre : on retrouve les memes conclusions que Gillespie.
Differents type d'hybridation :
Attention !
On observe I'hybridation que
pour les liaisons a.
JAMAIS pour les liaisons tt!
□
Molecular Shape and Orbital Hybridization, mp4
hybridation
Geometrie de base
Angle ideal
sp
Lineaire
180°
sp2
Trigonale plane
120°
sp3
Tetraedrique
109°28'
sp3d
Bipyramide a base triangulaire
90° + 120°
sp3d2
Bipyramide a base carree
(octaedre)
90°
La forme lineaire
Martin S. Silbartoorg. Chemtet/y: The Molecular Nature of Matter and Change. 2 nd Edition. Copyright (' Th« McGraw-Hill Companion Inc. All righto roaarvod.
The Single
Molecular Shape
of the Linear
Electron-Group
Arrangement
LINEAR
180 °
Class
Shape
ax 2 ^
Linear
Examples: CS 2 , HCN, BeF 2
X=#
E =
Key
^)
m + n = 2 (et m est forcement deux pour le cas non-trivial)
afin de minimiser la repulsion entre les deux liaisons, on les place a 180
I'un de I'autre
La forme trigonale plane
Martin S. Si I barber g, Cherruatry: The Moiecula/ Nature of Matter and Change. 2 nd Edition. Copyright £' Th« McGraw-Hill Companies. Inc. All righto reserved.
The Two Molecular
Shapes of the
Trigonal Planar
Electron-Group
Arrangement
m + n = 3
afin de minimiser la repulsion entre les liaisons et les doublets libres,
les place a 120° Tun de I'autre, dans un plan
La forme trigonale plane
Marlin S. Silbertoerg, Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change. 2* d Edition. Copyright C< The McGraw-Hill Companies. Inc. All rights reserved.
Trigonal Planar Arrangement of BF 3
F—B—F angle is 120°:
• dans I'ion nitrate, les trois angles
sonttous 120° car I'effet de
resonance rend les trois liaisons
N-0 equivalentes
Marlin S. Silbertoerg. Chomie try' The Molecular Nature of Matter and Change. 2 nd Edition. Copyright C> The McGraw-Hill Companies. Inc. All nghta reserved.
Trigonal Planar Arrangement of N0 3
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La forme des molecules
quand on a des liaisons differentes ou des doublets libres, la geometrie ideale est
legerement perturbee car les forces repulsives sont differentes
en general, les forces repulsives decroissent dans I'ordre suivant:
• repulsion doublet libre-doublet libre
• repulsion doublet libre-doublet liant
• repulsion doublet liant-doublet liant
autrement di
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