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UE1 Chimie générale > Chap 2: La structure atomique et le tableau périodique > Flashcards

Chap 2: La structure atomique et le tableau périodique Flashcards

1
Q

Qui a fait l’hypothèse de l’atome ?

A

John Dalton, 1807

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Q

Qui a découvert l’électron ?

A

Joseph John Thomson, 1897

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Q

Quelle était l’hypothèse de Joseph John Thomson ?

A

modèle du pudding aux prunes : les électrons sont plongés dans une « soupe » de charge positive pour équilibrer leur charge négative

Découverte de l’électron

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4
Q

Qui a mis en évidence le noyau ?

A

Ernest Rutherford, 1909

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Q

Quelle est l’hypothèse d’Ernest Rutherford ?

A

Noyau chargé positivement est de taille très petite devant le nuage électronique qui l’entoure
modèle « planétaire » de l’atome : les électrons, portant les charges négatives, étaient satellisés autour d’un noyau positif très petit.

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6
Q

Quelle problème pose l’hypothèse de Rutherford ?

A

Les lois de l’électromagnétisme montrent qu’un électron tournant rayonne de l’énergie et donc dans ce modèle ralentirait au point de s’écraser sur le noyau.

Cette hypothèse ne s’accorde pas aux lois de la physique.

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7
Q

Quelle est la réponse de Bohr, donnée à l’hypothèse impossible de Rutherford ?

A

L’électron parcourt différentes orbites quantifiées autour du noyau : l’électron émet ou absorbe de l’énergie lors d’un changement d’orbite.

Les orbites correspondent ainsi à des niveaux d’énergie.

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8
Q

Qui émet l’hypothèse des électrons parcourant ds orbitales quantifiée ?

A

Bohr, 1913

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9
Q

Quelle est le lien entre le niveau d’énergie d’un électrin et son état ?

A

Plus l’énergie est basse, plus l’électron sera proche de son état fondamental, il sera stable.

Plus l’énergie est proche de 0, plus l’électron sera dans un état de haute énergie, plus il sera excité.

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10
Q

Que se passe-t’il quand un électron atteint sa limite maximum, son énergie est nulle ?

A

C’est la ionisation, il est éjecté de l’atome, il passe de H à H+

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11
Q

Qu’est-ce que la quantification de l’énergie à permis d’expliquer ?

A

Le spectre atomique de l’atome d’hydrogène

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12
Q

Qui a fait l’hypothèse de la dualité onde-corpuscule ?

A

Louis de Broglie, 1924

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13
Q

Qu’est-ce que l’hypothèse de la dualité onde-corpuscule ?

A
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14
Q

Quelle est la formule pour calculer la longueur d’onde ?

A
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15
Q

Qu’est-ce que le principe de l’incertitude ?

A

Le caractère ondulatoire de l’électron ne permet pas la caractérisation précise de la position de l’électron

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16
Q

Qui modélise l’électron comme une onde ?

A

Schrödinger, 1926

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17
Q

Quelle est l’hypothèse de Schrödinger ?

A

L’électron dans l’atome n’est donc plus une sphère rigide mais définit un « nuage » qui entoure le noyau.

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18
Q

Quelle déduction peut-on faire après l’affirmation de Schrödinger ?

A

Contrairement aux précédents modèles de l’atome, le modèle quantique de l’atome est stable car l’électron ne perd pas d’énergie.

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19
Q

Comment est décrit l’électron dans le modèle quantique de l’atome ?

A

Dans ce modèle, l’électron est décrit par une fonction d’onde dont le carré de la norme représente la densité de probabilité de présence.

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20
Q

Qu’est-ce que sont les nombres quantiques ?

A

Les 4 paramètres, qui définissent l’état d’un électron (e-) dans un atome, en particulier son énergie et lagéométrie de la région de l’espace dans laquelle il évolue.

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21
Q

Citez les 4 nombres quantiques ?

A

n: principal
l: azimutal

m1: magnétique

s: de spin

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22
Q

Qu’est-ce qui définit l’état d’un électron (e-) dans un atome, en particulier son énergie et lagéométrie de la région de l’espace dans laquelle il évolue ?

A

4 paramètres appelés nombre quantique

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23
Q

Quel est le symbole du nombre quantique principale ?

A

n

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24
Q

Quelle sont les valeurs possible de n ?

A

n≥1

1, 2, 3, 4…

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25
Q

Qu’est-ce que le nombre quantique n ?

A

La couche n définit l’énergie de l’éclectron.

n2 orbitales par couche

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26
Q

Quel est le symbole du nombre quantique azimutal ?

A

l

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27
Q

Quelles sont les valeurs possibles pour le nombre quantiques l ?

A

0 ≤ l ≤ (n-1)

0 ≤ 1 ≤ 2 ≤ 3…n-1

s, p, d, f…n-1

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28
Q

Qu’est-ce que le nombre quantique l ?

A

Une sous-couche l définit la vitesse relative de l’électron 1 / 1,4 / 2,5 dans s / p / d

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29
Q

Quel est le symbole du nombre quantique magnétique ?

A

ml

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30
Q

Quelles sont les valeurs possibles de ml ?

A
  • l ≤ ml ≤+l
  • l, -l+1…0…l-1, l
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31
Q

Qu’est-ce que le nombre quantique ml ?

A

ml désigne les orbitales d’une sous-couche

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32
Q

Quel est le symbole du nombre quantique de spin ?

A

s

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33
Q

Quelles sont les valeurs possibles su nombre quantique s ?

A

s= -1/2

s=+1/2

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34
Q

Qu’est-ce que le nombre quantique de spin, s ?

A

Sens de rotation de l’électron sur lui-même (toupie)

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35
Q

Quelles sont les valeurs de l et m pour n=1 ?

A
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36
Q

Quelles sont les valeurs de l et m pour n=2 ?

A
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37
Q

Quelles sont les valeurs de l et m pour n=3 ?

A
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38
Q

Comment connaitre le nombre d’orbitale par sous-couche ?

A

2l+1 orbitale par sous-couche

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39
Q

Dans quel cas note-t’on s ?

A

Pour l = 0

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40
Q

Dans quel cas note-t’on p ?

A

Pour l = 1

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41
Q

Dans quel cas note-t’on d ?

A

Pour l = 3

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42
Q

Qu’est-ce qu’une orbitale ?

A

La probabilité de présence d’un électron

43
Q

Qu’est-ce que les nodes radiales ?

A

Zone dans une orbitale dans laquelle la probabilité de présence des électrins est plus faible (zone blanche)

44
Q

Quelles sont les 3 caractéristiques de l’orbitale s de la couche n ?

A
  • est sphérique
  • occupe un volume qui augmente avec n
  • possède n-1 nodes radiales, dans lesquelles la probabilité de présence de l’électron est nulle
45
Q

Quelles sont les 3 orbitales possibles pour n>1 ?

A

Pour n>1, il a 3 orbitales p: px, py et pz

46
Q

Comment s’organise les orbitales autour des axes x, y et z ?

A
  • Lobes tangents dirigés selon l’axe x, y ou z
  • Plan nodal dans lequel la probabilité de trouver un électron est nulle
47
Q

Quelles sont les 5 orbitales possibles pour n>2 ?

A

Pour n>2, il a 5 orbitales d: dxy, dyz, dzx, dx2-z2, dz2

48
Q

Pour n>1, combien y a-t’il de possibilité d’orbitales ?

A

3

49
Q

Pour n>2, combien y a t’il de possibilité d’orbitales ?

A

5

50
Q

Quels sont les 4 parmètres (nombe quantiques) pour l’hydrogène à l’état fondamental ?

A

l’orbitale occupée par l’électron est 1s ( n=1, l=0, ml= 0, s=+1/2 ou -1/2)

51
Q

Dans quelle couche (n) l’électron a-t’il sa plus basse énergie ?

A

Etat fondamental, n=1

52
Q

Comment un électron peut-il atteindre la couche 2 ou 3 ?

A

Si on lui fournit une quantité d’énergie suffisante,

53
Q

Quelle est la formule pour calculer l’énergie d’une orbite n ?

A
54
Q

Que faut-il fournir à l’électron pour qu’il soit éjecté de l’atome (ionisation) ?

A

Si on fournit une d’énergie égale à h.R (soit 2,18.10-18J), l’électron peut être arraché de l’atome (n=∞). L’ionisation d’une mole d’atomes d’hydrogène nécessite 6,022.1023 cette quantité, soit 1,31MJ.

55
Q

Quels effets sont a observer dans le cas des autres atomes polyélectriques ?

A

Effet de pénétration attraction du noyau de charge +Z

->diminution de l’énergie de l’orbitale

Effet d’écran répulsion des électrons entre eux

->augmentation de l’énergie de l’orbitale

56
Q

Quelle est la conséquence de l’effet de pénétration ?

A

Diminuer l’énergie de l’orbitale

57
Q

Quelle est la conséquence de l’effet d’écran ?

A

Augmentation de l’énergie de l’orbitale

58
Q

Qu’est-ce que l’effet de prénétration ?

A

Attraction du noyau de charge Z+

59
Q

Qu’est-ce que l’effet d’écran ?

A

Répulsion des électrons entre eux

60
Q

Comment l’énergie évolue dans une même couche en fonction des différenentes orbitales ?

A

Les orbitales d’une même couche n ont des énergies différentes

Pour n donné, l’énergie des orbitales augmente quand l augmente

ns

61
Q

En fonction de quel paramètre les effets de pénétration et d’écran s’exercent-ils ?

A

En fonction de la forme de l’orbitale

62
Q

Qu’observent-ont sur l’énergie des électrons d’une même sous-couche ?

A

Tous les électrons d’une même sous-couche (n et l donné) ont la même énergie (orbitales dégénérées)

63
Q

Comment mesure-t’on l’énergie des orbitales ?

A

Mesure expérimentale de l’énergie des orbitales par spectroscopie photoélectronique: chaque pic correspond à une orbitale atomique.

64
Q

Def de la configuration électronique ?

A

Par définition, la configuration électronique d’un atome est la liste des orbitales occupées par ses électrons

65
Q

Dans quel ordre se fait le remplissage de la configuration élctronique ?

A

L’ordre de remplissage se fait par énergie d’orbitale croissante.

66
Q

Quelle est la première règle pour définir la configuration électronique d’un atome ?

A

La règle du remplissage par énergie d’orbitale croissante.

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s …

67
Q

Par quel paramètre est définit la couche ?

A

n

68
Q

Par quel paramètre est définit la sous-couche ?

A

l

69
Q

Par quel paramètre est définit l’orbitale ?

A

ml

70
Q

Comment obtenir l’énergie d’orbitale ?

A

Il faut sommer n et l

énergie de l’orbitale=n+l

71
Q

Quelle est la deuxième règle de la construction de la configuration élctronique ?

A

Principe d’exclusion de Pauli

72
Q

Qu’est-ce que le principe d’exclusion de Pauli ?

A

Deux électrons dans un atome ne peuvent pas avoir les quatre mêmes nombres quantiques.

73
Q

Quelle est la conséquence du principe de Pauli ?

A

Une orbitale donnée (n, l et ml donnés) peut contenir au maximum 2 électrons (s = +/- 1⁄2). S’il y a 2 électrons dans une orbitale, ils sont despins opposés et forment un doublet ou paire d’électrons.

74
Q

Quelle est la troisième règle de construction de la configuration élctronique ?

A

Règle de Hund

75
Q

Qu’est-ce que la règle de Hund ?

A

Si une sous-couche contient plusieurs orbitales, on place les électrons dans des orbitales différentes avec des spins parallèles.

76
Q

Quelle configuration électronique correspond aux 3 règles de construction (énergie croissante, Pauli, Hund) ?

A

La configuration électronique figée àl’état fondamental

77
Q

Comment écrire l’écriture simplifiée ?

A

à partir du gaz rare de configuration électronique

la plus proche: cœur de type gaz rare et électrons périphériques, contenus dans la ou les couches les plus externes

78
Q

Comment appel-t’on les électrons dans les couches s et p les plius externes et pourquoi ?

A

electrons de valence car ils peuvent être engagés dans des liaisons chimiques entre atomes

79
Q

Pourquoi existe-t’il une autre configuration électronique que la figée ?

A

La configuration électronique figée n’est pas toujours la plus stable (c’est- à-dire la configuration de plus basse énergie).

80
Q

Dans quel cas intervient la configuration électronique relaxée ?

A

Pour les métaux dont Z est compris entre 21 (scandium) et 30 (zinc).

81
Q

Qu’est-ce que la configuration électronique relaxée ?

A

Pour les métaux dont Z est compris entre 21 (scandium) et 30 (zinc), il y a inversion de l’énergie des orbitales 4s et 3d

82
Q

Quelles sont les exceptions aux règles de remplissage ?

A

Le chrome et le cuivre (il y en a plus mais il faut connaitre que ces deux là)

83
Q

Dans quel cas dit-on qu’une couche est complètement stabilisée ?

A

A demi ou entièrement remplies

84
Q

Comment obtient-on la forme ionique stable d’un atome ?

A

Les formes ioniques stables d’un atome sont obtenues par gain ou perted’un ou plusieurs électrons des couches les plus externes de la configuration électronique la plus stable.

85
Q

A quoi correspond une période dans le tableau périodique ?

A

Une ligne horizontale, qui correspond à une couche n

86
Q

Quels sont les 5 groupes importants dans le tableau périodique ?

A
87
Q

A quoi correspondent les blocs ?

A

Orbitales de plus haute énergie occupée par l’élément en question

88
Q

Qu’est-ce que le rayon atomique ?

A

= moitié de la distance qui sépare 2 atomes d’un élément. Le rayon est exprimé en pm (pico mètre = 10-12 m).

89
Q

Comment évolue la valeur du rayon atomique des élement dans le tableau périodique ?

A

Le rayon atomique décroit généralement de gauche à droite d’une période etaugmente en descendant dans un groupe.

(sens inverse de l’électronegativité)

90
Q

Qu’est-ce que le rayon ionique ?

A

Il est définit à partir de la distance entre ions voisins dans un solide ionique. Le rayon est exprimé en pm (pico mètre = 10-12 m).

91
Q

Que peut-on dire sur la taille des cations, des anions et des atomes ?

A

les cations sont plus petits que leurs atomes parents et les anions sont plus grands.

92
Q

Qu’est-ce que l’énergie d’ionisation ?

A

= énergie requise pour arracher un électron à un atome en phase gazeuse.

93
Q

Quelle est l’évolution dans le tableau périodique de l’énergie nécessaire à la ionisation des élements ?

A
94
Q

Comment évolue l’énergie de première ionisation dans un groupe ?

A

L’énergie de première ionisation décroit généralement en descendant dans un groupe. Elle est la plus forte pour les éléments proche de l’hélium et la plus faible pour ceux proches du césium.

95
Q

Qu’implique la première ionisation ?

A

La première ionisation implique un atome, neutre :

96
Q

Qu’implique la deucième ionisation ?

A

La seconde ionisation implique un cation à une charge :

97
Q

Y a t’il une différence (énergetique) entre la premère et la deuxième ionisation ?

A

L’énergie de deuxième ionisation est toujours supérieure à l’énergie de premièreionisation du même élément. Dans le groupe 2, cette différence est atténuée.

98
Q

Que peut-on dire sur les élements à faible énergie d’ionisation ?

A

Les éléments à faible énergie de d’ionisation forment généralement des cations et, sous leur forme solide, conduisent l’électricité.

99
Q

Quels élements peuvent former des métaux solides ?

A

Les éléments à faible énergie de d’ionisation forment généralement des cations et, sous leur forme solide, conduisent l’électricité.

100
Q

Qu’est-ce que l’affinité électronique ?

A

= énergie émise par la capture d’un électron par un atome en phase gazeuse

101
Q

Comment sont répartie les affinité électronique dans le tableau périodique ?

A
102
Q

Quels sont les élements métalloïdes ?

A

B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po

103
Q

Qu’est-ce qu’un métaux ?

A

solides à point de fusion élevé, forment des cations

104
Q

Qu’est-ce qu’un non-métaux ?

A

Solides, liquides ou gaz à point de fusion bas, forment des anions

UE1 Chimie générale (12 decks)

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