L`atome comprend deux parties : un noyau et des électrons en

L'atome comprend deux parties : un noyau et des électrons en
mouvement rapide autour de ce noyau.
Le noyau : Il est constitué de protons (leur charge est positive) et de neutrons
(leur charge est nulle). Ces particules qui constituent le noyau sont également
appelées nucléons.
Le cortège électronique : Il est constitué d'électrons (leur charge est négative)
qui gravitent autour du noyau.
proton (nucléon)
neutron (nucléon)
électron
La masse d'un proton et d'un neutron sont
sensiblement égales, par contre la masse de
l'électron est environ 2000 fois plus faible.
Pour cette raison, on pourra assimiler la
masse de l'atome à celle du noyau, la masse
des électrons étant négligeable.
Dimensions de l'atome
Le rayon d'un atome est de l'ordre de 10-10 m.
Le rayon du noyau est de l'ordre de 10-15 m.
Par conséquent, le rayon du noyau est environ 10 000 fois plus
petit ! Les électrons gravitent à une très grande distance du
noyau et entre les deux il n'y a que du vide. On dit que l'atome a
une structure lacunaire.
Représentation symbolique d'un noyau :
Le noyau d'un élément quelconque (X) s'écrit à l'aide de Z et A sous la forme suivante :
Z le numéro atomique d'un noyau, c'est le nombre de protons qu'il contient.
A le nombre de masse d'un noyau, c'est le nombre de nucléons (protons+neutrons) qu'il
contient. (N=A-Z)
Isotopie
Dans la nature, les atomes et ions d'un élément ne possèdent pas forcément la
même composition de leur noyau. Ils possèdent bien Z protons (numéro
atomique) mais ils peuvent avoir un nombre de neutrons N différent, donc un
nombre de masse A différent.
Il faut noter qu'un élément chimique est justement défini par son nombre de
protons Z.
Exemple : pour le
carbone, on peut avoir
12
6
C
13
6
C
14
6
C
Dans les trois cas on a Z=6 (élément carbone) mais on a A=12 (carbone 12) ou
A=13 (carbone 13) ou A=14 (carbone14). On les appelle des isotopes.
Voici les atomes des trois isotopes de l'hydrogène :
Les isotopes d'un élément sont les atomes ou ions possédant le même numéro
atomique Z mais un nombre de masse A différent.
Structure électronique des atomes
Dans une molécule, les noyaux bougent, mais leur mouvement est beaucoup plus
lent que celui des électrons. Ainsi, dans la description de la liaison chimique, on
considère les électrons gravitant autour de noyaux fixes, c'est
l'approximation Born-Oppenheimer.
Plusieurs modèles atomiques ont été proposés pour le système le plus simple:
l'atome d'hydrogène (constitué d'un proton et d'un électron).
•Modèle de Rutherford
L'électron gravite autour du noyau avec une vitesse uniforme en décrivant une orbite
circulaire. Ce modèle implique que l'électron se trouve en mouvement dans un champ
électromagnétique. Cet électron doit émettre une onde électromagnétique dont la
fréquence est fonction de sa vitesse. Il doit rayonner avec une perte d'énergie, ce qui
provoque soit un ralentissement du mouvement, soit une diminution du rayon de l'orbite.
Dans les deux cas, ce phénomène devrait provoquer une chute de l'électron sur le
noyau. Par ailleurs, l'étude des spectres d'émission de l'atome d'hydrogène montra que
le rayonnement était discontinu, ce qui amena Bohr à proposer un autre modèle qui
tenait compte de ces nouvelles données.
•Modèle de Bohr
En 1900, Planck a supposé (théorie des quanta) que les systèmes qui émettent un
rayonnement le font par saut d'énergie hn (h, la constante de Planck, est la fréquence de la
radiation). A partir de cette théorie, Bohr a postulé que:
- seules certaines orbites électroniques sont possibles autour du noyau
- sur une orbite donnée, l'électron n'émet (ni n'absorbe) aucune radiation
- il y a émission ou absorption d'une radiation quand l'électron passe d'une orbite à l'autre
Pour calculer les niveaux d'énergie, Bohr admet que l'orbite de l'électron est circulaire et que
le moment cinétique angulaire de l'électron sur cette orbite est un multiple entier de h/2p.
Comme n est un nombre entier positif, l'électron ne peut se trouver que sur une suite
discontinue d'orbites définies par n qui correspond au nombre quantique principal. Le
modèle de Bohr donne une représentation presque satisfaisante de l'atome d'hydrogène.
Pour n = 1, l'atome se trouve alors dans son état fondamental, sa stabilité est maximale.
Le modèle de Bohr recouvre une réalité physique fondamentale mais il ne permet pas
d'expliquer tous les résultats expérimentaux.
ORBITALE ATOMIQUE
Modèle de l’atome issu du développement de la mécanique quantique fondé
sur deux principes:
- dualité onde / particule (De Broglie): à l’électron de masse m doit être associé
une onde de longueur d’onde l = h/mv; v étant la vitesse de l’électron et h la
constante de Plank.
- Principe d’incertitude d’Heisenberg: il est impossible de déterminer avec
précision la position de l’électron et sa quantité de mouvement (donc sa
vitesse).
L’équation mathématique qui décrit le mouvement de l’électron
autour du noyau est l’équation de Schrödinger.
Les solutions de cette équation n’existent que pour des valeur quantifiées de
l’énergie; elles sont appelées fonctions d’onde ou orbitales atomiques et
notées Y(x,y,z).
Seul le carré de la fonction d’onde a une signification physique: il exprime la
probabilité de trouver l’électron en un point au voisinage du noyau.
Par extension, l’orbitale atomique représente un volume à l’intérieur duquel la
probabilité de trouver l’électron est d’environ 90%.
ORBITALE ATOMIQUE
La résolution de l'équation de Schrödinger conduit à l'introduction de 4 nombres
quantiques qui interviennent comme paramètres dans les fonctions d'onde. Ces
nombres quantiques n, l, m et s caractérisent les mouvements microscopiques de
l'électron autour du noyau.
Une orbitale atomique est définie par les nombres quantiques n, l et m.
Nombre quantique principal: n
n peut prendre toutes les valeurs entières positives (n = 1, 2, 3,...
)
n est le seul nombre quantique qui influence l'énergie de l'électron dans un
atome d'hydrogène (car E ne dépend que de n);
n définit une couche électronique
ORBITALE ATOMIQUE
La résolution de l'équation de Schrödinger conduit à l'introduction de 4 nombres
quantiques qui interviennent comme paramètres dans les fonctions d'onde. Ces
nombres quantiques n, l, m et s caractérisent les mouvements microscopiques de
l'électron autour du noyau.
Une orbitale atomique est définie par les nombres quantiques n, l et m.
Nombre quantique azimural: l
l prend toutes les valeurs entières entre 0 et n-1 (l = 0, 1, 2,...n-2, n-1)
l définit la forme et la symétrie des orbitales qui sont nommées par des lettres
romaines minuscules
l définit une sous-couche électronique
l=0
l=1
l=2
l=3
l=4
orbitale s
orbitale p
orbitale d
orbitale f
orbitale g
n = 3, l = 0 sous-couche 3s
n = 3, l = 1 sous-couche 3p
n = 3, l = 2 sous-couche 3d
ORBITALE ATOMIQUE
La résolution de l'équation de Schrödinger conduit à l'introduction de 4 nombres
quantiques qui interviennent comme paramètres dans les fonctions d'onde. Ces
nombres quantiques n, l, m et s caractérisent les mouvements microscopiques de
l'électron autour du noyau.
Une orbitale atomique est définie par les nombres quantiques n, l et m.
Nombre quantique magnétique: m
m peut prendre (2 l+1) valeurs entières comprises entre -l et +l (m=-l, -l+1, …, -1, 0,
l, …, l-1, l).
m contrôle l'orientation des orbitales dans l'espace.
Les 3 orbitales d'une sous-couche p (l = 1) sont dirigées suivant les 3 directions
perpendiculaires d'un trièdre trirectangle px, py et pz correspondant aux trois
valeurs de m différentes: m = -1, 0, +1.
ORBITALE ATOMIQUE
La résolution de l'équation de Schrödinger conduit à l'introduction de 4 nombres
quantiques qui interviennent comme paramètres dans les fonctions d'onde. Ces
nombres quantiques n, l, m et s caractérisent les mouvements microscopiques de
l'électron autour du noyau.
Une orbitale atomique est définie par les nombres quantiques n, l et m.
Nombre quantique de spin : s
s détermine le sens de rotation intrinsèque de l'électron sur lui-même.
Seuls deux sens sont possibles pour l'électron et s = ± 1/2.
s ne dépend pas des coordonnées spatiales des électrons
ORBITALE ATOMIQUE
Principes permettant de déterminer la configuration electronique d'un atome:
- Principe de stabilité: Les orbitales doivent être remplies dans l'ordre croissant de leur niveau énergétique.
- Principe d'exclusion de Pauli: Une orbitale ne peut contenir que deux électrons de spins opposés.
- Règle de Hund: Toutes les orbitales de même énergie doivent être occupées par un électron avant qu'une
de ces orbitales puisse être occupée par un doublet électronique.
6C
2
2
(Z = 6) 1s 2s 2p
8O
2
2p
2p
n =2
n =2
2s
2s
n=1
1s
n=1
1s
(Z = 8) 1s2 2s2 2p4
ORBITALE ATOMIQUE
Orbitale s:
Orbitales p
Orbitales d:
ORBITALE ATOMIQUE
1
2
H
3
He
4
Li
11
5
Be
12
Na Mg
6
B
13
7
C
14
Al
8
N
15
Si
9
O
16
P
10
F Ne
17
S
18
Cl
Ar
Période = ligne ; Famille = colonne
Lili Bégayait Beaucoup Chez Notre Oncle FerNand
Napoléon Mangeât Allègrement Six Poulets Sans Claquer
d’Argent
HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES
Différents états d’hybridation du carbone
2p
n =2
2s
6C
(Z = 6) 1s2 2s2 2p2
n=1
1s
"Etat Hybridé sp"
2p
n =2
n =2
n =2
2s
n=1
1s
"Etat Fondamental"
2p
2p
2s
2s
n=1
1s
n=1
1s
2
"Etat Hybridé sp "
"Etat Excité"
2p
n =2
2s
n=1
1s
3
"Etat Hybridé sp "
FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
De la même manière deux orbitales atomiques peuvent se combiner pour
donner deux orbitales moléculaires , l’une liante, de plus basse énergie, l’autre
antiliante, deplus haute énergie.
FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
Formation d’un liaison s par recouvrement axial de deux
orbitales p
FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
Formation d’une
liaison p par
recouvrement
latéral d’orbitales
p
FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
STRUTURE DU FORMALDEHYDE
6C
(Z = 6) 1s2 2s2 2p2
Excitation puis
Hybridation
sp2
2p
n =2
n=1
8O
Hybridation
sp2
(Z = 8) 1s2 2s2 2p4
2p
2s
2s
1s
1s
+2xH
H
π
CσO
H
σ
π
C sp2
O sp2
FORMATION D’UNE LIAISON COVALENTE
STRUCTURE DE L’ACETYLENE