Chapitre 6

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Chapitre 6

• Les configurations électroniques, les propriétés
  des atomes et le tableau périodique

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6.1 Atomes formés de plusieurs électrons

• Le modèle de Bohr ne sapplique quaux atomes
  hydrogénoïdes, cest-à-dire ne contenant quun
  seul électron  ex. H, He, Li2.
• Dans ce cas, lénergie dun électron ne dépend
  que du nombre quantique principal n, cest-à-dire
  de la couche où il se trouve.
• Ex dans latome dhydrogène, E3s E3p E3d 
  on dit alors que les orbitales 3s, 3p et 3d sont
  dégénérées.
• Dans les atomes polyélectroniques sajoute la
  répulsion entre les électrons  en conséquence 
• on ne peut plus calculer lénergie dun niveau
• ne sapplique plus.

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Atomes non hydrogénoïdes - suite

• Lénergie de lélectron 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 lt Ep lt Ed lt Ef , etc.
  
• Pour une sous-couche donnée, les orbitales sont
  dégénérées.
• Ex dans nimporte quel atome,

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6.2 La configuration électronique

• Cest 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 délectrons présents dans
  chacune.
• Ex 1s2 2s2 2p4 signifie quil 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 Ne3s1
• K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ou Ar4s1
• Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ou Ar4s2
  3d6
• La notation abrégée sapplique également avec la
  représentation par cases quantiques.

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6.3 Les règles régissant les configurationsélect
roniques

• On distribue les électrons dans les orbitales en
  ordre dénergie croissante.

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Principe dexclusion de Pauli
 

• Principe dexclusion de Pauli  dans un atome,
  deux électrons ne peuvent posséder les 4 mêmes
  nombres quantiques (voir p.235).
• ? 2 e- maximum par orbitale
• ? ça explique la forme du tableau périodique
• l 0 1 2 3
• Type dorbitale s p d f
• m 0 -1,0,1 -2,-1,0,1,2
  -3,-2,-1,0,1,2,3
• nb dorbitales 1 3 5 7
• nb de- 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
  dautobus!)(voir p.236).

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6.4 Les configurations électroniquesle
principe de Aufbau

• Principe de Aufbau application des règles
  régissant les configurations électroniques.
• Représentation de latome à létat 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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6.5 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 (lire p.241-243).
• e- périphériques (ou de valence) (p.246)
• 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 doxydation 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 doxydation 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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6.7 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
• Lattraction réelle qui sexerce sur lui est
  inférieure à celle quexercerait le noyau seul.
• Autre façon de présenter leffet 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 lattraction 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 décran  répulsion occasionnée par la
  présence des autres électrons

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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 lélément correspondant.
• Un cation est plus petit que latome dont il
  provient.
• Les anions (ions négatifs) ont des électrons en
  plus par rapport à leur élément respectif.
• Lintensité des forces de répulsion qui
  sexercent entre les e- augmente.
• Un anion est plus volumineux que latome dont il
  provient.

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Espèces isoélectroniques

• Espèces isoélectroniques atomes/ions possédant
  le même nb de-
• Ils ont donc la même configuration électronique.
• Numéro atomique ? ? attraction entre noyau et e-
  ? ? RA ?
• Exemple
• S2- gt Cl- gt Ar gt K gt 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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Lénergie dionisation

• Énergie dionisation  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 puisquon sépare
  une charge positive d'une charge négative
  (demande de lénergie, voir page 257).
• I1 lt I2 lt I3 ... pour un élément donné puisque la
  charge positive de lion est de plus en plus
  grande.
• I1 I2 énergie nécessaire pour enlever deux e-
  à X.

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Périodicité de lénergie dionisation

• 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 dénergie
  associée à lacceptation dun électron par un
  élément neutre.
• A (g) e- ? A- (g) AE
• Parfois exothermique, parfois endothermique.
• Ce nest pas I à lenvers 
• présence dun ion positif dans léquation
  dénergie dionisation
• présence dun ion négatif dans léquation
  daffinité électronique.

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Affinité électronique - exemple

• Cl- (g) ? Cl (g) 2 e- ?H ?
• Pour calculer ?H, on décompose la réaction en
  autant détapes quil y a délectrons.
• Lénergie 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 laffinité 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.260).