Chapitre 2 : Structure électronique des...
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Chapitre 2 :Structure
électronique desatomesatomes
GCI 190 - ChimieHiver 2009
© Hubert Cabana, 2009
Contenu
1. Éléments de physique quantique
1. La lumière
2. Modèle atomique de Bohr2. Modèle atomique de Bohr
2. Orbitales atomiques
3. Configuration électronique
4. Tableau périodique des éléments
© Hubert Cabana, 2009
Objectifs du chapitre
� Décrire les relations entre la lumière, l’énergie et la couleur;
� Décrire la relation entre l’émission de photons et la structure électronique des atomes;
� Se familiariser avec la représentation moderne des � Se familiariser avec la représentation moderne des atomes;
� Différentier les différents nombres quantiques;� Comprendre la configuration électronique des
atomes;� Mettre en relation la configuration électronique
avec les propriétés périodiques des éléments.
© Hubert Cabana, 2009
Lectures recommandées
� Chang et Papillon(2009)
� Chapitres 5 et 6
© Hubert Cabana, 2009
Physique quantique
� De la physique classique à la théorie des quanta� Les modèles classiques sont insuffisants pour expliquer :
• Stabilité atomique
© Hubert Cabana, 2009
Il fallut beaucoup de temps pour comprendre que les lois classiques de la physique (newtonienne) ne s’appliquaient
pas pour expliquer les phénomènes intramoléculaires
Physique quantique
� Les atomes et molécules émettent ou absorbent de l’énergie que par multiples entiers d’une quantité minimale d’énergie appelée quantum.
Max Planck (1858 – 1947)
minimale d’énergie appelée quantum.
© Hubert Cabana, 2009
Le spectre de couleur émis par la lumière du soleil provient du spectre de chacun des éléments contenus dans le soleil ce
qui crée un spectre continu.
Physique quantique : une onde
(λ)
λ= la longueur d’onde,
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λ= la longueur d’onde,
ν= fréquence
Physique quantique
� Caractère ondulatoire de la lumière
c=λν
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temps
distance
temps
onde
onde
distance=×
Physique quantique : la lumière
� Rayonnement lumineux: champ électrique + champ magnétique
λ= la longueur d’onde,
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smc /100,3 8×==λν
d’onde,
ν = fréquence angulaire et
c = vitesse de la lumière
Physique quantique : la lumière
� Caractère ondulatoire de la lumière
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smc /100,3 8×==λν
Physique quantique
� Caractère ondulatoire de la lumière : énergie associée
νc
hhE ==
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λν hhE ==
où h = est la constante de Planck (6,63 x 10-34 J⋅s);
ν = fréquence angulaire
c= vitesse de la lumière
λ = vitesse de la lumière
400 nm 700 nm
Physique quantique
� Selon la théorie des quanta de Planck :
� La quantité d’énergie émise par un atome est toujours un multiple entier de hν (ex : 3hν, 4hν, etc.)
© Hubert Cabana, 2009
Chang et Papillon (2002)
L’effet photoélectrique : adaptation de la physique quantique
� Effet photoélectrique : phénomène au cours duquel des électrons sont éjectés de la surface de certains métaux et métalloïdes exposés à une lumière ayant au moins une une lumière ayant au moins une fréquence minimale.
� Einstein proposa que la lumière était faite de particules de lumière : les photons.
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L’effet photoélectrique : adaptation de la physique quantique
� Partant de la théorie de Planck, chaque photon avait une quantité d’énergie (E) donnée par :
νhE =
Où ν est la fréquence de la lumière utilisée.
Comment peut-on faire le lien avec l’effet photoélectrique??
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νhE =
Modèle atomique de Bohr
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Les spectres d’émissions
© Hubert Cabana, 2009
Physique quantique
© Hubert Cabana, 2009
Chaque élément possède un spectre qui lui est propre et qui provient du mouvement des électrons dans l’atome.
Malone et Dolter (2010)
Malone et Dolter (2010)
Physique quantique
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Chang et Papillon (2009)
Physique quantique de l’atome d’hydrogène
� Le modèle électronique, postulats de Bohr� Les électrons ne prennent que des niveaux discrets
d’énergie assimilable à des orbites circulaires ayant le noyau pour centre;
� À chaque orbite correspond une énergie spécifique � À chaque orbite correspond une énergie spécifique quantifiée.
� Pour passer d’une orbite intérieure à une orbite extérieure, l’électron absorbe un quantum.
� Le retour vers l’orbite interne se traduit par l’émission d’un photon, hν, dont l’énergie correspond à la différence d’énergie entre les deux orbites.
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Physique quantique
© Hubert Cabana, 2009
Physique quantique
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Malone et Dolter (2010)
Physique quantique
� L’énergie d’un électron dans un atome d’hydrogène est donnée par :
−=
2
1
nRE Hn
� RH est la constante de Rydberg (2,18 x 10-18 J)� n un niveau d’énergie.
Plus n est faible plus l’électron est stable inversement, plus n est élevé plus l’électron est excité.
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2
nHn
Physique quantique
� La différence d’énergie entre un niveau final et un niveau initial est donnée par
−===∆22
11HR
chhE
λν
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−===∆
22
fi
Hnn
RhhEλ
ν
Si ni < nf : absorption d’énergie
Si ni > nf : libération d’énergie
Physique quantique
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Malone et Dolter (2010)
Physique quantique
© Hubert Cabana, 2009
Malone et Dolter (2010)
Physique quantique
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Chang et Papillon (2009)
Physique quantique
� Pourquoi l’énergie de l’atome d’hydrogène (et des autres atomes) sont-ils quantifiés??
� Pourquoi l’électron du modèle de Bohr est-il � Pourquoi l’électron du modèle de Bohr est-il confiné à des orbites situées à des distances fixes du noyau??
© Hubert Cabana, 2009
Physique quantique
� Un électron sur un orbite se comporte comme une onde stationnaire ET une particule
Louis de Broglie1892 - 1987
© Hubert Cabana, 2009
Théorie de Broglie
© Hubert Cabana, 2009
Théorie de Broglie
© Hubert Cabana, 2009
λπ nr =2
Les questions soulevées par le modèlede bohr
� La théorie de Bohr, après un succès fulgurant, a connu certaines déception :
� Comment localiser un électron (qui est aussi une onde??)?onde??)?
� Pourquoi les atomes polyélectroniques ne suivent pas cette loi?
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Le principe d’incertitude d’Heisenberg
� Impossible de connaître simultanément et avec précision la position et la quantité de mouvement (masse X vitesse) d’un électron.
Wermer Heisenberg1901 - 1976
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Physique quantique
� Probabilité de trouver un électron à l’intérieur d’un certain volume - densité électronique.
Erwin Schrödinger 1887 - 1961
� L’équation développée permet de décrire le mouvement de l’électron assimilé à une onde tridimensionnelle stationnaire ayant le noyau pour centre.
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Physique quantique
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Malone et Dolter (2010)
Physique quantique
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orbite →→→→ orbitale
Volume (sphérique ou autre) de probabilité de
retrouver l’électronChang et Papillon (2002)
Les nombres quantiques
1. Le nombre quantique principal (n) indique le niveau énergétique (couche électronique) de l’orbitale de l’électron;
2. Le nombre quantique secondaire (l) définit la Le nombre quantique secondaire (l) définit la géométrie de la région de l’espace ou évolue un électron;
� l a une valeur entière entre 0 et n-1
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l 0 1 2 3 4 5
Nom de l’orbitale
s p d f g h
Les nombres quantiques
3. Le nombre quantique magnétique (m ou ml) décrit l’orientation spatiale de l’orbitale;
� ml dépend de la valeur de l. Pour une valeur de l, il y a (2l+1) valeurs de ml ;
4. Le nombre quantique de spin (s ou ms) décrit la direction du spin de l’électron.
� ms = ±1/2
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-l, (-l+1), (-l+2), …, 0…, (+l-1), (+l)
Les nombres quantiques
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Pour n = 1
� Le premier niveau d’énergie (n=1) d’un atome est caractérisé par la présence unique d’une orbitale de type s (l = s) Orbitale 1s
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Malone et Dolter (2010)
Pour n = 2
� État excité de l’atome d’hydrogène (n=2)
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Malone et Dolter (2010)
Pour n = 2
� À ce niveau énergétique, il y a la présence également d’orbitales p
© Hubert Cabana, 2009
Malone et Dolter (2010)
Pour n = 3
� Pour chaque n supplémentaire, il y a une orbitale de plus.
� Pour n = 3 il y a addition des orbitales d.
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Malone et Dolter (2010)
Pour n = 3
© Hubert Cabana, 2009
Malone et Dolter (2010)
Énergie associée aux nombre quantique llll
� Chaque orbitale (s, p, d, f) a un niveau énergétique qui lui est propre.
� Pour un même niveau (n) :� Pour un même niveau (n) :
s < p < d < f
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- Niveau d’énergie +
Orbitales atomiques
� Les différentes couches électroniques ont des niveaux d’énergie qui leurs sont propres
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Orbitales atomiques
� Mais qu’en est-il des atomes polyélectroniques??
12 197
© Hubert Cabana, 2009
C12
6 Au197
79He4
2
Configuration électronique
� Les 4 nombres quantiques :� n : nombre quantique principal [1, 2, 3, …]� l: nombre quantique secondaire (Orbitale) [ n-1]� m: nombre quantique magnétique (orientation) [2l+1]� s : nombre quantique du spin (rotation de l’électron)
[±1/2]
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Malone et Dolter (2010)
Configuration électronique
� La configuration électronique d’un atome indique comment les électrons sont distribués sur les orbitales.
� Utilisation des nombres quantiques : le cas de l’atome d’hydrogène
© Hubert Cabana, 2009
H1
1Nombres quantiques
11sn=1, l=0, m=0, s=+1/2 ou -1/2
Configuration électronique
� Autres représentation : les cases quantiques
H1
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H1
1Cases quantiques
Configuration électroniqueLes atomes polyélectroniques : ¿Qué pasa?
� Il faut se rapporter au Principe
d’exclusion de Pauli :
� il ne peut pas y avoir, dans un atome, � il ne peut pas y avoir, dans un atome, deux électrons définis par une même
combinaison des quatre nombres quantiques.
© Hubert Cabana, 2009
Wolfgang Pauli1900 - 1958
Principe Principe Principe Principe d’exclusion d’exclusion d’exclusion d’exclusion de Pauli
He4
2
Électron 1 :n=1, l=0, m=0, s=+1/2Électron 2 : (1, 0, 0, -1/2)
Électron 1’ : (1, 0, 0, -1/2)Électron 2’ : (1, 0, 0, +1/2)
21s
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He2 Électron 2’ : (1, 0, 0, +1/2)1s
21s
↑↓21s
↑↑
21s
↓↓
Capacité électronique des orbitales
© Hubert Cabana, 2009
Malone et Dolter (2010)
Capacité électronique des orbitales
� Pour un atome ayant les nombres quantiques :
12 21 ss22 21 ss
© Hubert Cabana, 2009
21 ssLi
21 ssBe
Qu’en est-il de l’atome de bore (B)???
Capacité électronique des orbitales
� Qu’en est-il pour le bore??
B11
© Hubert Cabana, 2009
B11
5
Les 5 premiers éléments
© Hubert Cabana, 2009
Configuration électronique
� Comment place-t-on le 6e électron de l’atome de carbone???
C12
zy pppss 2 x
22 21
↑↓ ↑↓ ↑ ↑
© Hubert Cabana, 2009
C12
6↑↓ ↑↓ ↑ ↑
↑ ↓
↑↓
Configuration électronique
� Règle de Hundt :
� L’arrangement électronique le plus stable d’une sous-couche est celui qui présente le plus grand nombre de spins parallèles spins parallèles
© Hubert Cabana, 2009
↑↓ ↑↓ ↑ ↑
C12
6222 221 pss
Configuration électronique
↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
N14
7322 221 pss
© Hubert Cabana, 2009
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
o16
8422 221 pss
↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
Configuration électronique
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
F19
9522 221 pss
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↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Ne20
10622 221 pss
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
Configuration électronique
� Pour n=3
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Na23
111622 3221 spss
↑
Ne
© Hubert Cabana, 2009
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Na11↑
14][ sNe
Orbitales atomiques
� L’ordre de remplissage des couches électroniques suit les niveaux énergétiques qui sont donnés par le principe d’Aufbau:
© Hubert Cabana, 2009
Exceptions
� Quelques exception à la règle ci-haut:
� chrome, cuivre, molybdène, palladium, argent, platine, or et quelques terres rares.
� L’ordre de remplissage des sous-couches, lorsque le nombre quantique principal est élevée (> 4), peut s’inverser dû à des niveaux d’énergie qui se chevauchent, question de stabilité.
© Hubert Cabana, 2009
© Hubert Cabana, 2009
Configuration électronique -Résumé
© Hubert Cabana, 2009 Malone et Dolter (2010)
Configuration électronique -Résumé
© Hubert Cabana, 2009
Malone et Dolter (2010)
Configuration électronique et le tableau périodique
� Le tableau périodique moderne permet d’expliquer et prédire les propriétés physiques et chimiques des éléments en se basant sur la configuration électronique des éléments.
� Le fait que les éléments d’un même groupe aient le même nombre d’électrons de valence(électrons de la couche périphérique) explique les similitudes dans leur réactivité.
© Hubert Cabana, 2009
Configuration électronique et le tableau périodique
� Les éléments sont regroupés en groupe et période selon leur configuration électronique
© Hubert Cabana, 2009 Malone et Dolter (2010)
Configuration électronique et le tableau périodique
© Hubert Cabana, 2009
Configuration électronique et le tableau périodique
� L’hydrogène n’appartient en réalité à aucun groupe. Il possède une double nature agissant tantôt comme métal alcalin tantôt comme halogène.
� Les métaux alcalins (IA) sont très réactifs. On les retrouve rarement à l’état pur. Avec l ’eau, ils forment un hydroxyde rarement à l’état pur. Avec l ’eau, ils forment un hydroxyde et exposé à l ’air, ils s’oxydent perdant leur apparence lustrée.
� Moins réactifs que les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux (IIA) nécessitent une énergie d’ionisation supérieure pour former des cations 2+. Leur caractère métallique, de même que leur réactivité avec l’eau et l ’oxygène, augmentent au fur et à mesure que l’on descend dans le groupe.
© Hubert Cabana, 2009
Configuration électronique et le tableau périodique
� Les halogènes (VIIA) sont très réactifs et on ne les retrouve pas à l’état pur. Ils ont tous une très grande affinité électronique et requièrent des énergies d’ionisation élevées. Ils forment des composés covalents entre eux et avec des composés covalents entre eux et avec des éléments non-métalliques des autres groupes.
� Les gaz rares (ou nobles) (VIIIA) ont des sous-couches électroniques complètement remplies ce qui les rend stables et très peu réactifs.
© Hubert Cabana, 2009
Tendances périodiques – Rayon atomique
© Hubert Cabana, 2009 En pm = 10-12 mMalone et Dolter (2010)
Tendances périodiques – Énergie d’ionisation
� Énergie nécessaire pour enlever un électron à l’atome
−+ +→ eMMgg )()(
© Hubert Cabana, 2009
+→ eMMgg )()(
Tendances périodiques – Affinité électronique
� La capacité, plus ou moins grande, de capter un ou plusieurs électrons par un atome est l’affinité électronique;
� En général, la tendance de capter un électron � En général, la tendance de capter un électron augmente de gauche à droite dans une période, mais demeure sensiblement la même dans un groupe;
� Plus le fait de capter un électron approche l’ion en question de la configuration électronique du gaz rare qui le suit, plus l’affinité électronique sera grande et vice-versa.
© Hubert Cabana, 2009
En résumé…
� La perception atomique a évoluée� Modèle de Bohr
• Énergie associé à différentes orbites atomiques• Orbites définis (= niveaux d’énergie)
� Physique quantique• Dualité onde/particule de l’électron• Principe d’incertitude• Concept d’orbitale (probabilité de trouver l’électron dans un volume)
© Hubert Cabana, 2009
En résumé…
� Physique quantique� 4 nombres quantiques permettant de décrire la
configuration électronique� Configuration électronique (principes d’Aufbau,
d’exclusion et de Hund)d’exclusion et de Hund)
� Tableau périodique� Périodicité des configurations électroniques
• Périodicité des propriétés des atomes
© Hubert Cabana, 2009
Exercices suggérés
� Chang et Papillon (2009)
� Chapitre 5 : 5-10, 5-15, 5-17, 5-25, 5-29, 5-55, 5-62, 5-77, 5-85;
© Hubert Cabana, 2009