Atomistique Flashcards
Les propriétés chimiques et biologiques des atomes sont la conséquence de ….
leur structure électroniques et de leurs géométries
Ordre de grandeur
charge élémentaire
10-19 Coulombs (C)
Ordre de grandeur
masse e-
10-27 g
Ordre de grandeur
masse proton; neutron
10-24g
Atomes de la seconde période
- Li Be B C N O F Ne
- Lili BEche Bien Chez Notre Oncle François NEstor
Atomes de la troisième période
- Na Mg Al Si P S Cl Ar
- NApoleon ManGea Alègrement Six Poissons Sans Claquer d’Argent
Définition
isotopes
atomes du même éléments se distinguant par n(neutrons)
Définition
Nucléide
terme général utilisé pour caractériser une combinaison possible de Z et A
Propriétés des isotopes
- Propriétés chimiques (réactivité): gouvernées par les e- => même propriétés chimiques pour les isotopes d’un même élément
- propriétés physiques: diff liées à la masse; radioactivité (isotopes instables)
Explication
énergie nucléaire
La masse nucléaire experimentale est toujours plus faible que la masse théorique. On observe un défaut de masse correspondant à l’énergie utilisée pour compenser les répulsions électrostatiques entre les charges positives des protons et donc maintenir la cohérence du noyau. Cette énergie est appelée énergie nucléaire
Définition
Unité atomique (u) ou Dalton
1 Dalton a été défini comme égal au 1/12e de masse atomique de 12C
Définition
Mole
Une mole a été défini comme 6,022*1023 objets. Correspond à n(atomes) dans 12gr de 12C. nombre d’Avogadro
Définition
Masse molaire atomique isotopique
masse d’une mole d’un isotope d’un élément X
Définition
Masse molaire atomique moyenne ou élémentale
Masse d’une mole d’un élément en prenant en compte sa répartition isotopique naturelle
Définition
Masse molaire moléculaire moyenne
Somme des masses molaire élémentale de tous les éléments composant la molécule.
Modèles de l’atome
Historique
- Dalton (1805): modèle sphérique
- Thomson (1901): découverte de l’e-
- Rutherford (1911): charge positive concentrée, e- gravitent autour
- Bohr (1913)
- Schrodinger (1925)
Quantum d’énergie
- L’échange d’énergie entre un rayonnement monochromatique de longueur d’onde v et la matière peut se faire uniquement par quanta d’énergie (Plank)
- Le rayonnement monochromatique v correspond à un flux de particule appelées photons. (Einstein)
FORMULE: E= hv = hc/λ avec h cste de plank
Hypothèse de Bohr?
Les e- sont placés sur de orbites bien déf., noyau immobile au centre. à l’état fondamental, e- se place sur orbite la plus basse en énergie
- absorption d’énergie (photon) par l’e- le place à un niveau d’énergie supérieur
- retour de l’e- à l’état fondamental par émission de photon.
Support expérimental
hypothèse de Bohr
si l’on excite (exemple) H2, et que l’on fait traverser la lumière dégagée par ce gaz excité, l’on obtient un spectre discontinu correspondant aux différents états que peut adopter l’électron.
Principe d’incertitude d’Heisenberg
Pour une particule de masse faible, impossible de déterminer simultanément et avec précision sa position et sa vitesse. Ceci est lié à une perturbation induite par la mesure. dP*dP > = h
Le modèle quantique utilise les propriétés ondulatoires de l’e- pour proposer un modèle qui intègre le principe d’incertitude de Heisenberg VRAI / FAUX?
VRAI
La fonction d’onde phy n’a pas de sens physique, mais le carré de la fonction décrit la probabilité de présence de l’e- VRAI/FAUX?
VRAI
La résolution de l’équation de Schrodinger conduit à:
- un ensemble de solutions (fonction d’onde) appelées …
- à chaque fonction est associée une énergie, on parle de …
- Rq: si pr une même valeur de l’énergie il y a plusieurs OA solution de l’équation on dit que ces OA sont…
- un ensemble de solutions (fonction d’onde) appelées fonctions propres ou orbitales atomiques
- chaque fonction est associée une énergie, on parle de valeurs propres
- Rq: si pr une même valeur de l’énergie il y a plusieurs OA solution de l’équation on dit que ces OA sont dégénerées
L’équation de Schrodinger et nombres quantiques
les OA solutions de l’E de Schrodinger dépendant de 3 nombres quantiques:
- n: n(quantique) principal nEN* avec n>0
- l: n(quantique) secondaire ou azimutal; lEN avec 0
- m: n(quantique) magnétique, mEZ avec - l =< m =< l / m = < l
La résolution de l’équation de Schrodinger ne peut se faire sans approximation, la principale approximation est …
l’approximation monoélectronique ou orbitalaire
Approximation monoélectronique ou orbitalaire
- atome comportant i électrons, la fonction d’onde atomique = produits de fonctions d’onde monoélectroniques (e-mobiles les 1 après les autres)
- La répulsion électrostatique e-/e- est introduite en définissant une cste d’écran (pr é- en mouv, les autres sont considérés immobiles entre noyau et e- mouv)
OA de l’atome polyélectronique la forme des OA est conservée (VRAI/FAUX) L’énergie des OA dépend uniquement de n (VRAI/FAUX)
VRAI FAUX
Levée de dégénrescence
énergie plus élevée qd l augmente (différence avec atome monoélectronique)
à l’état fondamental les e- occupent les oa par ordre croissant de leur énergies VRAI/FAUX
VRAI
Chaque OA peut accepter 2 e- de spin identique ou différents VRAI/FAUX
FAUX, 2 e- de spin différents seulement, on parle d’électrons antiparallèle ou appariés.
Règle de Hund
Pour OA dégénérées la config e- la plus stable est celle qui possède le max d’e- de même spin
Règle de Klechkovski
Ordre des OA par niv croissant d’énergie n+l croissant si égalité n+l alors par n croissant
Tableau périodique
gaz rares
- forment des composés simples monoatomique
- peu réactif, couche de valence pleine
Tableau périodique
halogènes
- forment des composés simples (F2, Cl2)
- caractère oxydant, gagne facilement un e- pour remplir couche de valence
- ns2 np5
tableau périodique
alcalins
- corps simples
- caractère réducteur (perd facilement un e-)
- ns1
tableau périodique
alcalino terreux
- caractère réducteur (perd facilement 2e-)
- configuration electronique en ns2
Propriété périodique
Charge effective
augmente de haut en bas et de gauche à droite
Propriété périodique
énergie des orbitales de valence
augmente de droite à gauche et de haut en bas
Propriété périodique
énergie d’ionisation
+ l’e- est dans une orbitale haute en énergie plus il est facile de l’enlever donc:
augmente de gauche à droite et de bas en haut
Propriété périodique
affinité électronique
énergie libérée plus importante pour les halogènes
Propriété périodique
électronégativité
Augmente de gauche à drotie et de bas en haut, l’atome le plus électronégatif est le fluor
avec X=4
propriété périodique
rayon atomique
augmente de droite à gauche et de haut en bas
Liaison covalente, ordre de grandeur énergie
C-H 400kJ/mol
méthode pour la représentation de Lewis molécules simples
- somme e- de valences (/!\ charge molécule)
- atome le + électro- au centre
- e- de valence restants
- arrangement e- pour que règle octet soit respectée (2e période), possibilité liaisons sup avec atome central
- charge formelle? le moins possible
Système conjugué
charges formelles peuvent ê délocalisées sur plusieurs atomes si système conjugué, présent dans cas suivants:
doublet libre séparés par une liaison simple de:
- lacune électronique
- double liaison
n(oxydation)
Correspond à la charge formelle d’un atome en attribuant les e- de liaisons à l’atome le + électronégatif
rq: pas de diff entre carbone et hydrogène
VSEPR
=valence shell electron pair repulsion
géométrie la plus stable des molécules ou ions possèdant un atome central est gouv par une occupation optimale de l’espace autour de cet atome central (implique les atomes périphériques & doublets libres)
AXnEm
- avec n: n(atome) lié à A*
- et m: n(doublet libre) porté par A*
Acide et base de Brönsted
- acide de Brönsted: donneur proton
- base de Brönsted: accepteur de proton
Acide et base selon Lewis
Acide: acepteur de doublet d’e-
base: donneur de doublet e-
réaction acide base selon lewis
complexe acide base, complexe de coordination, liaison dative
liaison métallique
composé métallique dans lesquels les e- de valences sont délocalisés sur ensemble des atomes
liaison ionique
liaison résultant d’intéraction coulombienne entre ions de charges opposées
intéraction ion dipôle
- les ions peuvent interagir avec molécules polaires , énergie associée à cette intéraction est proportionnelle à 1/r²
- explique la dissolution des solutions ioniques dans l’eau
intéractions dipole dipole
- molécules polaires interagissent entre elle du fait des charges partielles qui résultent d’une localisation non homogène des e- dans les molécules
- plus la molécule sera polaire plus ce type d’intéraction sera fort
- l’énergie associée est proportionnelle à 1/r6
forces de London
- pr une molécule apolaire, les e- en mouv font que momentanément (10-12 sec) la répartition électronique ne soit pas homogène = dipôles éphèmères mais qui se répètent et conduisent à des forces d’attraction entre les molécules
- cette force /< avec la polarisabilité des molécules en intéraction
- énergie associée, 1/r6
Liaison hydrogène
- cas particulier de l’interaction dipole xdipole dans laquelle la liaison polarisée est O-H ou N-H
- ordre de grandeur 20kJ/MOL
Ordre de liaison
n(e-) dans OM liante - n(e-) dans OM anti liante / 2
molécule diamagnétique
molécule dans laquelle ts les électrons sont appariés
molécules paramagnétiques
mol dans laquelle certains e- ne sont pas appariés
