CHIMIE GENERALE

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CHIMIE GENERALE
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Plan

• Constitution de latome
• Introduction
• Particules élémentaires
• Elément chimique
• Notion disotope
• Classification périodique des éléments
• Différents modèles de latome
• Généralités
• Modèle planétaire de Bohr
• Modèle de Schrödinger
• Moléculeassociation datomes par des liaisons
• Généralités
• Liaison covalente 
• Quelques notions 
• Liaison faible

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Introduction

• Atomeconcept, modèle
• Atome  étymologie grecque  at?µ??  (atomos) 
   que lon ne peut diviser 
• Modèle évolue ? atome 
• - électrons
• - noyau
• - protons
• - neutrons
• et reste en évolution

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Particules élementaires

• Electrons, protons, neutrons particules
  élémentaires
• Caractéristiques 
• charge élémentaire e 1,602 . 10-19 C
• - Electron 
• me 9,10 . 10-31 kg
• charge -e
• - Proton 
• mp 1,67 . 10-27 kg 1836.me
• charge e
• - Neutron 
• mn 1,67 . 10-27 kg mp
• charge 0

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Elément chimique

• Elément chimique  ensemble des atomes qui ont le
  même nombre de protons dans le noyau
• A nombre de masse nombre de
  neutrons protons
• X nom de lélément chimique
• Z nombre de charge numéro
  atomique nombre de protons

Caractérise le noyau
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Exemples
Ex  23 Na 11 ? 11 protons ? 23 nucléons
11 protons 12 neutrons ? 11 électrons
23 Na 11 ? 11 protons ? 12 neutrons ? 10
électrons
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Notion disotope

• Isotopes dun élément  même Z, A différent.
• ? Masse différente
• Ex. Elément Carbone C
• Isotope le plus répandu
• 12
• C
• 6
• Isotope en plus faible proportion, plus lourd et
  radioactif
• 14
• C
• 6

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Classification périodique des éléments

• Suivant le numéro atomique Z

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Plan

• Constitution de latome
• Introduction
• Particules élémentaires
• Elément chimique
• Notion disotope
• Classification périodique des éléments
• Différents modèles de latome
• Généralités
• Modèle planétaire de Bohr
• Modèle de Schrödinger
• Moléculeassociation datomes par des liaisons
• Généralités
• Liaison covalente 
• Quelques notions 
• Liaison faible

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Généralités

• Plusieurs modèles expliquant la structure de
  latome sont disponibles.
• Chaque modèle est plus ou moins évolué et permet
  de comprendre certains phénomènes mais il est
  souvent limité !
• Un modèle ne se substitue jamais à un autre il
  lenglobe, le complète et laffine.
• Il ny a aucune raison de penser que le modèle
  actuel (ondulatoire) est définitif.

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Modèle de Bohr

• Noyau chargé
• Électrons chargés -, orbites définies, chaque
  orbite (couche) certain niveau dénergie.
  Electrons billes.
• Couche de valence couche la plus externe
• Changement de couche dun électron ? émission (ou
  absorption) dun quanta dénergie sous forme de
  photon (particule énergétique).
• Etat fondamental de latome tous ses électrons
  sont à leur plus bas niveau dénergie.

Couche de valence
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Transitions électroniques

• Emission passage dun électron dun niveau
  excité vers un niveau moins énergétique.
  Lénergie perdue se disperse sous forme de
  photon.
• Absorption un électron absorbe une valeur
  discrète dénergie pour passer vers un niveau
  plus excité. Le retour à létat fondamental se
  fait avec émission dun photon.
• La variation dénergie associée à une transition
  est notée ?E. La fréquence du rayonnement absorbé
  ou émis est notée ?. Ces deux grandeurs sont
  liées par la relation ?Eh. ?

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Modèle de Schrödinger

• Modèle actuel
• Beaucoup plus abstrait
• Electrons ? billes, cest plutôt un nuage de
  probabilité de présence.
• La probabilité de présence des électrons est
  définie par léquation de Schrödinger. Solutions
  trois nombres quantiques n,l et m qui définissent
  une orbitale atomique qui peut accueillir 2
  électrons qui diffèrent par leur nombre de spin s
  (4ème nombre quantique).

OA n1 l0 m0
P99,999
P99
P95
e- n1 l0 m0 s1/2
e- n1 l0 m0 s-1/2
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Equation de Schrödinger nombres quantiques

• Nombre quantique principal n nombre entier
  positif. Définit une couche électronique couche
  K (n1), couche L (n2), couche M (n3)
• Nombre quantique secondaire l définit la
  sous-couche (forme de lorbitale). l varie entre
  0ltlltn-1. Orbitale s l0 orbitale p l1
  orbitale d l2...
• Nombre quantique magnétique définit
  lorientation de lorbitale. Varie entre -lltmltl.
• Nombre quantique de spin s définit lorientation
  parallèle (s1/2) ou anti-parallèle de lélectron
  (s-1/2).
• Cases quantiques (correspondent aux OA)

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Plan

• Constitution de latome
• Introduction
• Particules élémentaires
• Elément chimique
• Notion disotope
• Classification périodique des éléments
• Différents modèles de latome
• Généralités
• Modèle planétaire de Bohr
• Modèle de Schrödinger
• Moléculeassociation datomes par des liaisons
• Généralités
• Liaison covalente 
• Quelques notions 
• Liaison faible

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Généralités

• Moléculeassociation datomes par des liaisons
• Ecriture de Lewis des atomes

Couche de valence
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Liaison covalente

• 2 atomes peuvent mettre en commun 2 électrons
  périphériques pour former une liaison covalente
  (très solide).
• 2 types 
• -liaison covalente  pure   1 électron est
  apporté par chacun des atomes
• -liaison dative les deux électrons sont
  apportés par un seul atome

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Liaison covalente Règle de loctet

• Règle de loctet 
• - valable pour les 3 premières périodes
• - tout atome tend à avoir 8 électrons sur
  sa couche la plus externe (couche de valence)
• Exemple  deux atomes de Fluor
• F  7 électrons dans la couche de valence ? peu
  stable
• F2  Mise en commun de 2 électrons ? 8 électrons
  dans la couche de valence pour chaque atome

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Recouvrement des orbitales atomiques

• Dans le modèle ondulatoire, la liaison covalente
  est définie comme le recouvrement de deux
  orbitales atomiques (une orbitale par atome).
• La fusion de deux OA conduit à la formation
  dune orbitale moléculaire (qui contient deux
  électrons).
• Le recouvrement des OA se fait selon deux modes.
  Le plus simple consiste en un recouvrement axial
  des OA aboutissant à la formation dune orbitale
  dite s (ou liaison s). Cest le cas des liaisons
  simples.
• Liaisons multiples (double,triple) en plus du
  recouvrement axial se produit un recouvrement
  latéral de deux OA, ce qui donne une liaison ?.

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Quelques notions

• Electronégativité force avec laquelle un
  atome tend à attirer vers lui le doublet
  délectrons partagé dune liaison covalente.
• Lélectronégativité augmente de gauche à droite
  sur une même période et du bas vers le haut sur
  une même colonne.
• Conséquences polarisation de la liaison ?
  apparition de charges partielles sur chaque
  atome.
• Remarque un atome très électronégatif peut
  porter une charge (ex H3O).

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QCM n1

• Concernant la structure des atomes, quelles sont
  les propositions exactes 
• a) Un électron est chargé positivement.
• Faux il est chargé négativement (si, si, je vous
  jure).
• b) Un neutron est moins lourd quun électron.
• Faux beaucoup plus lourd
• c) Le symbole AZ X caractérise un atome.
• Faux ce symbole caractérise le noyau
• d)  Lisotope 14 de lélément carbone a plus de
  neutrons que lisotope 12.
• Vrai cest ce qui les différencie (isotopes
  même Z).
• e) La classification périodique des éléments
  est établie a partir du numéro atomique A.
• Faux à partir du numéro atomique Z.
• Réponse C.

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QCM n2

• Concernant les molécules, quelles sont les
  propositions exactes 
• a) Le modèle de Bohr considère que latome est
  constitué dun noyau et délectrons qui tournent
  autour sur des orbites bien définies.
• Vrai.
• b) Une liaison ionique résulte de la mise en
  commun de 2 électrons périphériques.
• Faux cest la liaison covalente.
• c) La règle de loctet prévoit que tout atome
  tend à avoir 6 électrons sur sa couche de
  valence.
• Faux comme son nom lindique, 8 électrons.
• d)  Lélectronégativité est la capacité dun
  atome à repousser les doublets délectrons dans
  une liaison.
• Faux capacité à attirer les électrons.
• e) La polarisation dune liaison covalente se
  traduit par lapparition de charges partielles
  sur chacun des 2 atomes impliqués.
• Vrai.
• Réponse D.

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Bon courage