Examen 3 (chapitre 6-7) Flashcards
Qui est le père du tableau périodique?
1834-1907 Dmitri Ivanotich Mendeleïev, le père du tableau périodique
1869 Classification des éléments connus selon leur propriétés chimiques et physiques
Règle du Klechkowski
L’ordre de remplissage des orbitales atomiques d’atomes polyélectroniques selon la règle de Klechkowski
Les niveaux d’énergie des orbitales d’un atome polyélectronique diffèrent de ceux d’un atome hydrogénoïde à cause des interactions répulsives des électrons
Configuration électronique
▪ Configuration électronique: distribution des électrons d’un atome dans ses différentes orbitales atomiques
▪ Pour un atome d’hydrogène à l’état fondamental.
▪ l’électron est situé dans son orbitale 1s
▪ Pour un atome polyélectronique, les électrons sont distribués de façon systématique dans des orbitales d’énergie croissante.
Quel sont les trois règles ou principes régissent la configuration électronique des atomes?
Principe d’exclusion de Pauli (section 6.3.1)
Principe de l’aufbau (section 6.3.2)
Règle de Hund (section 6.3.4)
Principe d’exclusion de Pauli
Principe d’exclusion de Pauli: deux électrons dans un atome ne peuvent être représentés par le même ensemble de nombres quantiques
▪ il ne peut y avoir plus de deux électrons dans une même orbitale atomique et ceux-ci doivent être de spin opposé (ms = +1/2 et -1/2)
Les deux électrons de l’hélium sont des électrons appariés.
L’électron de l’hydrogène est un électron célibataire.
Principe de l’aufbau (principe de construction)
Principe de l’aufbau: comme des protons qui s’ajoutent un à un pour former des éléments successifs, les électrons s’ajoutent un à un aux orbitales atomiques.
▪ On remplit successivement les orbitales en commençant par celle de plus basse énergie en allant vers celles de plus haute énergie.
L’effet écran dans les atomes polyélectroniques
Les électrons dans les orbitales de niveaux inférieurs forment un écran partiel à la force attractive du noyau sur les électrons dans les niveaux supérieurs.
▪ Un électron 1s passe en moyenne plus de temps près du noyau (plus pénétrant) que les électrons 2s et 2p et réduit l’attraction électrostatique du noyau sur eux.
▪ Un électron 2s est plus pénétrant qu’un électron 2p et passe en moyenne plus de temps près du noyau.
▪ Pour un même « n » le pouvoir pénétrant diminue en fonction de « l ».
s > p > d > f
▪ Par exemple, l’effet écran fait en sorte qu’il est plus facile d’arracher un électron 2p qu’un électron 2s, car il est moins retenu par les forces attractives du noyau.
La règle de Hund
La règle de Hund: l’arrangement électronique le plus stable d’une sous couche est celui qui présente le plus grand nombre de spins parallèles.
▪ Pour un même « n » et « l », les électrons occupent les orbitales une à une avec des spins parallèle jusqu’à une sous-couche à demi remplie. Ensuite, on ajoute les électrons de spin opposé, toujours un à un pour remplir la sous-couche.
Substance diamagnétique
Substance diamagnétique: substance dont les électrons sont tous appariés et qui soumise au champ magnétique d’un aimant est repoussée hors de ce champ.
▪ Les spins des électrons appariés s’annulent.
Substance paramagnétique
Substance paramagnétique: substance qui contient un ou des électrons célibataires (non-appariés) et qui soumise au champ magnétique d’un aimant est attirée dans ce champ.
▪ Les éléments contenant un nombre impair d’électrons sont paramagnétiques
▪ Les éléments qui contiennent un nombre pair d’électrons peuvent être soit diamagnétiques soit paramagnétique, selon leur configuration électronique.
Électron de valence
Électrons périphériques de la couche
de nombre « n » la plus élevée d’un atome
Électron de coeur
électron des couches internes
Symétrie sphérique
Symétrie sphérique: une sous-couche remplie ou à demi remplie engendre une configuration électronique plus stable.
Quelles sont les particuliarités des éléments de la quatrième et cinquième période
Les métaux de transition allant du Sc à Cu (Z =21 à Z=29), on remplit les orbitales 3d selon la règle de Hund et le principe de l’aufbau.
▪ Les métaux de transition présentent une sous-couche «d» incomplète ou lorsque sous forme de cation, ont une sous-couche «d» incomplète.
Pour la quatrième période, il y a deux exceptions au principe de l’aufbau. Quel sont-ils?
Cr[Ar] 4s1 3d5 au lieu de [Ar] 4s2 3d4
Cu[Ar] 4s1 3d10 au lieu de [Ar] 4s2 3d9
Pour Z = 24 et Z = 29 l’écart en énergie entre les orbitales 4s et 3d est très petit
Ils y a plusieurs exceptions au principes de l’aufbau et aux règles de Hund et Klechkowski dans la cinquième période comme quel deux ex?
Mo [Kr] 5s1 4d5
Pd [Kr] 4d10
Lanthanides
Les lanthanides (Z = 58 à Z = 71) ont des sous-couches 4f incomplètes ou forment des cations dont les sous-couches 4f sont incomplètes.
Les configurations électroniques des éléments de la sixième période
Les éléments de transition de la 6e période de l’hafnium (Z = 72) à l’or (Z=79) ont tous une sous-couche 4f remplie et une sous-couche 5d partiellement remplie.
Quels sont les deux exceptions de la sixième période?
▪ Pt [Xe] 6s1 4f14 5d9
▪ Au [Xe] 6s1 4f14 5d10
Pour la 7e période:
▪ Les actinides forment la série constituée des éléments qui suivent l’actinium (Z = 89), allant du thorium (Z = 90) au lawrencium (Z = 103).
▪ Ils ont une sous-couche 7s2 remplie et des sous-couches 5f et 6d partiellement remplies.
▪ Les éléments de transition (Z = 104 à Z = 118) ne sont pas retrouvés naturellement et ont tous été synthétisés. Leur configuration électronique reste incertaine.
Les cations dérivés des éléments représentatifs
Des électrons sont enlevés de la couche de valence. Ces ions ont la configuration du gaz rare le plus près dans le tableau périodique.
Espèce isoélectroniques
Espèces isoélectroniques: même nombre d’électrons et même configuration électronique
Les anions dérivés des éléments représentatifs
Un ou plusieurs électrons sont ajoutés de la couche de valence. Ces ions ont la configuration du gaz rare le plus près dans le tableau périodique
Les cations dérivés des métaux de transition
▪ De façon générale les électrons des orbitales ns quittent l’atome avant les orbitales (n-1)d.
▪ Les cations de métaux de transition ne sont pas nécessairement isoélectroniques au gaz rare qui les précède.
Quelles sont les variations périodiques des propriétés physiques
Comme les configurations électroniques varient de façon périodique, les propriétés physiques et chimiques des éléments le font aussi.
▪ La charge nucléaire effective (6.5.1)
▪ Le rayon atomique (6.5.2)
▪ Le rayon ionique (6.5.3)
Charge nucléaire effective (Zeff)
Charge nucléaire effective (Zeff): charge nucléaire corrigée ressentie par un électron tenant compte à la fois de la charge nucléaire réelle (Z) et de l’effet d’écran.
Zeff = Z-s*
s* = nombre d’électrons de cœur
* Zeff augmente vers la droite dans une période
* Zeff augmente en parcourant un groupe vers le haut
Pour le bore (B): Zeff = 5-2 = 3
Pour le néon (Ne): Zeff = 10-2 = 8
Le rayon atomique
Rayon atomique:
▪ Pour un métal, il correspond à la moitié de la distance qui sépare les noyaux de deux atomes adjacents
▪ Pour des éléments dans une molécule diatomique, il correspond à la moitié de la distance séparant les noyaux de deux atomes adjacents.
On peut mesurer la distance qui sépare les noyaux d’atomes adjacents.
La variation du rayon atomique est déterminée en grande partie par la force attractive que le noyau exerce sur les électrons périphériques, donc de Zeff.
▪ Plus Zeff est grand, plus le rayon est petit.
Dans une même période: le rayon diminue en allant vers la droite dans une période.
▪ Li: Zeff = 3-2 = 1
▪ F: Zeff = 9-2 = 8
▪ La force attractive du noyau sur les
électrons de n=2 est plus forte pour F
que pour Li.
Dans un même groupe: le rayon augmente
en allant vers le bas.
▪ En allant vers le bas, les électrons de valence sont moins retenus par le noyau car la taille des orbitales augmente avec « n ».
Le rayon ionique
▪ Rayon ionique: rayon d’un cation ou d’un anion
▪ La taille d’un atome neutre change lorsqu’il devient un ion car son nombre d’électrons change.
▪ Le rayon d’un anion est plus grand que celui de l’atome neutre: la charge effective du noyau sur les électrons périphériques est plus faible.
▪ Le rayon d’un cation est plus petit que celui de l’atome neutre: la charge effective du noyau sur les électrons périphériques est plus forte.
Énergie d’ionisation (I)
Énergie d’ionisation (I): énergie minimale requise (en kJ/mol) pour arracher un électron d’un atome gazeux à l’état fondamental
▪ représente un indice de la stabilité des électrons périphériques d’un atome.
X(g) + I1→ X+(g) + e-
▪ Il est possible d’ioniser complètement un atome en lui arrachant un électron à la fois.
Chaque électron successif a une I(n) qui lui est propre.
▪ Chaque électron extrait est celui qui subit le moins la force attractive du noyau.
Il devient de plus en plus difficile d’ioniser un cation de charge positive croissante. L’énergie d’ionisation augmente donc selon:
I1 < I2 <I3 < I4 <… In
Quelle est la variation d’énergie d’ionisation dans une période
Dans une période, l’énergie d’ionisation augmente avec Z.
▪Zeff augmente vers la droite, il devient plus difficile d’arracher un électron
Quelles sont les exceptions de variation d’énergie d’ionisation dans une période?
Exceptions:
▪ Be à B et Mg à Al
▪ Il est plus facile d’arracher l’électron « np » qui subit un effet écran des électrons « ns ».
▪ N à O et P à S
▪ Il est plus facile d’arracher l’électron np4 couplé qui subit une répulsion électrostatique qu’un électron célibataire np3
Quelle est la variation d’énergie d’ionisation dans un groupe
Dans un groupe, l’énergie d’ionisation diminue avec l’augmentation de Z (augmente en allant vers le haut)
▪ La distance entre les électrons et le noyau augmente avec n, ce qui diminue l’attraction du noyau sur les électrons.
Affinité électronique (AE)
Affinité électronique (AE): l’inverse négatif de la variation d’énergie (absorbée ou dégagée) qui se produit quand un atome à l’état gazeux capte un électron.
X(g) + e- → X-(g)
DH < 0 = libération d’énergie
DH > 0 = gain d’énergie
AE > 0 = libération d’énergie
AE < 0 = gain d’énergie
On détermine AE de façon expérimentale en mesurant l’énergie d’ionisation de l’anion.
❑ De façon générale, AE augmente en allant vers la droite du tableau périodique.
❑ Les halogènes ont les plus grandes AE.
▪ Les gaz rares ont des AE <0.
▪ Les 2e AE sont toutes < 0 car il est très difficile de faire accepter un électron à une espèce chargée négativement.
Électronégativité
▪ Électronégativité: capacité que possède un atome à attirer vers lui les électrons mis en commun lors de la formation d’une liaison chimique avec un autre atome
▪ une propriété qui se manifeste lorsqu’un atome est lié à un autre dans un composé.
▪ les éléments qui ont une I et une AE élevées auront plus tendance à attirer vers eux le doublet d’électron qui forme une liaison avec un autre atome moins électronégatif.
▪ Dans une période, l’électronégativité augmente vers la droite comme l’EI et l’AE et Zeff
▪ Dans un groupe, l’électronégativité diminue vers le bas en raison du rayon de l’atome qui augmente, ce qui diminue l’attraction que le noyau peut avoir sur l’électron d’un autre atome.
Le fluor est l’élément le plus électronégatif du tableau périodique
▪ L’échelle d’électronégativité de Linus Pauling permet de comparer les éléments entre eux et de déterminer la nature d’une liaison formée entre deux atomes d’éléments différents (ionique ou covalente?)
Métaux
o Malléables et ductiles
o Bons conducteurs d’électricité et de chaleur
o Éclat métallique
o Forment facilement des cations
o Occupent la gauche du tableau périodique
Non-métaux
o Mauvais conducteurs d’électricité et de chaleur
o Forment plus facilement des anions
o Occupent l’extrême droite du tableau périodique
Métalloides
o Ont des propriétés intermédiaires entre les métaux et les non-métaux
o Dans le tableau périodique, ils sont situés à la frontière en les métaux et les non-métaux
Comment expliquer la formation de liaisons chimiques?
Liaison de valence – Linus Pauling
partage d’une paire d’électron de
valence
contraintes géométriques
visualisable par la notation de Lewis
Théorie des orbitales moléculaires – Hund, Mulliken, Slater, Lennard-Jones
Les types de liaison
Les atomes forment des liaisons lorsque que cela leur permet d’atteindre un niveau d’énergie minimale.
La formation d’une liaison stable entraine une diminution d’énergie, donc une stabilisation du système.
Loi de Coulomb
Loi de Coulomb: diminution de l’énergie du système lorsque deux particules de charge opposées de rapprochent.
𝐸 ∝ 𝑄1𝑄2/𝑟
Liaison covalente simple
Liaison covalente simple: liaison qui comprend le partage de deux électrons par deux atomes
liaison sigma s
Il existe aussi des liaisons covalentes doubles et triples (liaisons pi)
Électronégativité
Électronégativité: tendance que possède un atome à attirer vers lui le doublet d’électrons mis en commun dans une liaison
Comment savoir quel type de liaison s’agit-il?
DEN < 0,5: liaison covalente non polaire
-doublet d’électron est partagé également entre les deux atomes
DEN = 0,5 – 1,6: liaison covalente polaire
-doublet d’électron est partagé inégalement entre les deux atomes et formation de charges partielles (d+ et d-) et d’un dipôle
DEN > 2,0 liaison ionique
-les charges partielles sont très importantes donc transfert presque complet du doublet sur l’atome le plus électronégatif
DEN = 1,7 – 2,0
-avec un métal: liaison ionique
-entre non-métaux: liaison covalente polaire
Le pourcentage de caractère ionique
Liaison purement ionique : 100 %
-on considère qu’une liaison a un caractère ionique à partir de 50 %
Liaison purement covalente : 0 %
Réseau cristallin ou cristal ionique
Réseau cristallin ou cristal ionique: assemblage régulier d’ions répété un très grand nombre de fois
Liaison ionique
Liaison ionique: force électrostatique qui retient les ions de charges opposées ensemble dans le réseau
Énergie de réseau ou énergie réticulaire
Énergie de réseau ou énergie réticulaire: énergie à fournir pour séparer complètement une mole d’un composé ionique en ions gazeux
La formation des composés ioniques comprend:
-La formation des ions à partir des atomes neutres.
-Bilan énergétique défavorable
-L’assemblage des ions dû à une force électrostatique entre les espèces de charges opposées.
-Bilan énergétique favorable
La formation du composé ionique aura lieu si l’énergie réticulaire dégagée est assez grande pour compenser la demande énergétique de la formation des ions.
Notation de Lewis
Notation de Lewis: représentation d’un élément par son symbole entouré de points représentant ses électrons de valence.
-Valable pour les éléments représentatifs seulement.
Liaison covalente
-Deux orbitales atomiques se recouvrent pour former une liaison où il y a un partage d’un doublet d’électron.
-Ce sont les électrons non appariés qui participent aux liaisons covalentes
-Les atomes vont former un maximum de liaisons afin d’arriver à un état d’énergie minimale.
Valence d’un élément
nombre de liaisons covalentes qu’il peut former
Qu’est-ce que les atomes font pour faire plus de liaisons?
-La promotion d’un électron dans une orbitale d’énergie supérieure permet à certains atomes de faire plus de liaisons
-À partir du niveau n = 3, les orbitales d deviennent accessibles à certains éléments ce qui leur permet d’avoir différents états de valence
Structure de Lewis ou diagramme de Lewis
représentation des liaisons covalentes d’une molécule ou d’un ion à l’aide de symboles qui correspondent aux électrons de valence de chacun des atomes
Doublet liant
doublet d’électron qui participe à la liaison
(Les liaisons se forment à partir d’électrons célibataires)
Doublet libre ou non-liant
ne participe pas à la liaison
Règles générales à suivre pour déterminer la structure de Lewis
- Identifier l’atome central, habituellement le moins électronégatif.
- Déterminer l’état de valence des atomes et dessiner les points de Lewis.
- Unir les atomes de façon à ce qu’il ne reste pas d’électrons célibataires (sauf s’il y a un nombre impaire d’électrons)
- Vérifier que les atomes respectent la règle de l’octet
L’octet incomplet
les éléments qui n’ont pas assez d’électrons de valence pour obéir à la règle de l’octet
Ex: B, Al
L’octet étendu
certains éléments ont des orbitales d accessibles qui leur permet d’accueillir plus d’électrons
Ex: P, Xe, les métaux de transitions…
Quels sont des exeptions a la règle de l’octet?
Les molécules à nombre impaire d’électrons: impossible pour tous les atomes de respecter la règle de l’octet
Ex: NO et NO2
Les ions polyatomiques molécule qui a un déficit ou un surplus d’électron
Pour les anions polyatomiques, les électrons en surplus sont ajoutés à l’atome le plus électronégatif. Cations: l’électron est enlevé à l’élément le moins électronégatif.
Ex: ClO-, SO42-, BrF4+
Charge formelle
différence entre le nombre d’électrons de valence dans un atome isolé et le nombre d’électrons associés à ce même atome dans une structure de Lewis
FORMULE
- Dans le cas d’une molécule neutre, une structure de Lewis qui ne comprend aucune charge formelle est préférable à une autre qui en comprend.
- Une structure de Lewis qui comprend des charges formelles élevées (+2, +3, -2, -3 etc) est moins plausible qu’une autre dans laquelle ces charges sont plus petites.
-Si les structures de Lewis ont une distribution similaire de charges formelles, la plus plausible est celle dans laquelle les charges formelles négatives sont placées sur les atomes les plus électronégatifs.
Liaison de coordinence ou liaison dative
Ex: NH4+, NO3-, cis-Pt(NH3)2Cl2, complexes de métaux de transition
Liaison sigma
liaison covalente formée par le recouvrement axial des orbitales, dont les nuages électroniques des atomes se concentrent entre les noyaux des atomes liés
Liaison pi
liaison covalente formée par le recouvrement des orbitales selon un plan latéral par rapport à l’axe de la liaison (l’axe des deux noyaux)
Longueur de liaison
Longueur de liaison: distance mesurée entre les centres (noyaux) de deux atomes formant une liaison dans une molécule
-Influencée par la taille des atomes
Rayon covalent
moitié de la longueur de liaison
Variation d’enthalpie (DH)
variation entre les valeurs des énergies
de liaison des réactifs et celles des produits lors d’une réaction
FORMULE
Que signifie le signe de deltaH
Endothermique
DH > 0
Exothermique
DH < 0
Énergie de réseau (énergie réticulaire)
énergie nécessaire pour séparer complètement une mole d’un composé ionique solide en ions gazeux
Loi de Coulomb permet de mesurer l’énergie de réseaux
Ex Li+ F- 𝐸 = 𝑘 𝑄𝐿𝑖+𝑄𝐹−/𝑟
Loi de Hess
La loi de Hess permet aussi de mesurer de façon quantitative la force d’une liaison
On peut utiliser la méthode indirecte des cycles énergétiques car lorsque des réactifs sont convertis en produits, le DH est le même peu importe le nombre d’étapes
Cycle de Born-Haber
Cycle de Born-Haber: méthode qui consiste à décrire chacune des étapes menant à la formation d’un composé ionique à partir des éléments les plus stables qui le composent
-énergies de réseau
-énergies d’ionisation
-affinité électroniques
-énergies de sublimation
-énergies de dissociation
-etc
Énergie de dissociation de la liaison
Énergie de dissociation de la liaison: variation d’enthalpie nécessaire pour rompre une liaison particulière dans une mole de molécules à l’état gazeux.
Énergie de dissociation moyenne
Énergie de dissociation moyenne
-Dans les molécules polyatomiques, l’énergie de dissociation d’une liaison va varier selon son environnement chimique
-O-H dans CH3-OH
-O-H dans H-O-H
