COURS ET EXERCICES DE CHIMIE I POUR LE GEOLOGIE

Université Larbi Ben M’hidi Oum El Bouaghi

Faculté Des Sciences Exactes Et Des Sciences De La Nature

Et De La Vie

Département Des Sciences De La Matière

2018-2019

COURS ET EXERCICES

DE CHIMIE I

POUR LE GEOLOGIE

Dr, ZENDAOUI Saber Mustapha

SOMMAIRE

Sommaire

INTRODUCTION .................................................................................................................................................. 1

STRUCTURE DE LA MATIERE .......................................................................................................................... 4

I. La matière : .......................................................................................................................................................... 4

II. Les changements d’état de la matière ................................................................................................................. 4

b) Changement chimique ........................................................................................................................................ 4

III. Classification de la matière ............................................................................................................................... 5

a) Corps pure simple et corps pure composé ........................................................................................................... 5

b) Mélange homogène et mélange hétérogène ........................................................................................................ 5

IV. Unité fondamentale de mesure de la matière .................................................................................................... 5

V. Notion d’Atome, Molécule, mole et nombre d’Avogadro ................................................................................. 6

VI. Le nombre de mole et le volume molaire.......................................................................................................... 6

Définition ................................................................................................................................................................ 6

VII. Unité de masse atomique (u.m.a) .................................................................................................................... 7

IX. Loi de conservation de la masse (Lavoisier), réaction chimique ...................................................................... 7

X. Aspect qualitatif et quantitatif de la matière ....................................................................................................... 7

a) les solutions ......................................................................................................................................................... 7

b) les concentrations................................................................................................................................................ 8

XI. dilution d’une solution aqueuse ........................................................................................................................ 9

XII. Notion d’Atome, l’Electrons et Noyau ............................................................................................................ 9

XIII. Identification des éléments ........................................................................................................................... 10

a- Représentation................................................................................................................................................... 10

b- Ecriture symbolique .......................................................................................................................................... 10

c- Isotopes ............................................................................................................................................................. 10

d- Isoélectronique .................................................................................................................................................. 10

e- Composition isotopique .................................................................................................................................... 10

Travaux dirigées N° 01 ......................................................................................................................................... 11

La radioactivité et les réactions nucléaires ............................................................................................................ 15

I- L’historique ....................................................................................................................................................... 15

II- La radioactivité naturelle.................................................................................................................................. 15

a- La stabilité et instabilité du noyau .................................................................................................................... 15

b- Différents types de rayonnement ...................................................................................................................... 15

Les particules β (bêta). .......................................................................................................................................... 16

Le rayonnement γ (gamma). ................................................................................................................................. 16

III- La loi de désintégration radioactive (l’émission) ............................................................................................ 17

IV- La période radioactive (T) .............................................................................................................................. 18

V- L’activité radioactive (A) ................................................................................................................................. 18

a-Transmutations ................................................................................................................................................... 19

b- Réaction de fission nucléaires (Eclatement) ..................................................................................................... 19

c- Réaction de fusion nucléaires ........................................................................................................................... 19

VII- Bilan énergétique d’une réaction nucléaire ................................................................................................... 19

2-Défaut de masse ................................................................................................................................................. 20

Travaux dirigées N° 02 ........................................................................................................................................ 22

La Configuration Electronique Des Atomes ......................................................................................................... 25

I- Introduction ....................................................................................................................................................... 25

II-Les nombres quantiques .................................................................................................................................... 25

II.4.1)- Le spin de l’électron ................................................................................................................................. 26

III)- Notion pour les orbitales ............................................................................................................................. 26

III.3.1)- les coefficients et les formes d’orbitélaires ............................................................................................ 26

III.3.2)- l’énergie de l’orbitale .............................................................................................................................. 27

a- atome d’hydrogène ............................................................................................................................................ 27

Pour un même nombre quantique principale (n) toutes les orbitales ont la même énergie. .................................. 27

b- atome poly-électronique ................................................................................................................................... 27

III.3.3)- Fonction d’onde (Ѱ) ................................................................................................................................. 27

III.3.4)- L’équation de Schrödinger ...................................................................................................................... 28

III.3.5)- Densité de probabilité .............................................................................................................................. 28

III.3.6)- Représentation graphique de fonction d’onde Ѱ n.l.m.s .............................................................................. 28

a- Description de l’orbitale (s) .............................................................................................................................. 28

b- Description de l’orbitale (p) .............................................................................................................................. 29

c- Description de l’orbitale (d) .............................................................................................................................. 29

Sommaire

IV - Structure électronique des atomes poly-électronique .................................................................................... 29

IV.1) Principe d'exclusion de PAULI ................................................................................................................... 30

IV.2) Principe de stabilité ..................................................................................................................................... 30

IV.3) Règle de HUND .......................................................................................................................................... 31

IV.4) Règle de KLECHKOVSKI .......................................................................................................................... 31


Classification Périodique et Propriétés des Eléments .......................................................................................... 36

I)-Introduction ....................................................................................................................................................... 36

II) Description du tableau périodique de Mendeleïev ........................................................................................... 36

III)-Les principales familles du tableau périodique............................................................................................... 37

IV) Etude des périodes .......................................................................................................................................... 37

V)- Propriétés physique des éléments ................................................................................................................... 39

a- présentes trois catégories .................................................................................................................................. 39

b- Les électrons des valences ................................................................................................................................ 39

c- La stabilité de la sous couche nd ...................................................................................................................... 39

VI) - Périodicité des propriétés ............................................................................................................................. 39

VI .1- Rayon atomique ra ...................................................................................................................................... 39

VI .2- Rayon ionique ri ........................................................................................................................................ 39

VI .3- Energie d'ionisation (EI) ............................................................................................................................. 40

VI .4- Affinité électronique (A.E) .......................................................................................................................... 40

VI .5-Electronégativité (E.N) ................................................................................................................................. 40

VII .7-Propriétés magnétiques .............................................................................................................................. 40


La Liaison chimique.............................................................................................................................................. 44

I- Introduction ....................................................................................................................................................... 44

II- Les différentes liaisons chimiques ................................................................................................................... 44

II.1)- Liaison covalente (dative) ............................................................................................................................ 44

II.2)- Liaison ionique ............................................................................................................................................ 45

II.3)- Liaison métallique ....................................................................................................................................... 45

III- Notation de Lewis ........................................................................................................................................... 45

III.1)- Doublet liant et doublet non liant ............................................................................................................... 45

III.2)- Représentation de Lewis d’une molécule ................................................................................................... 46

III.2)- Diagramme de Lewis .................................................................................................................................. 46

III.2.1)- Les acides oxygénés (oxacides) ............................................................................................................... 46

III.2.2)- Les acides hydrogénés (hydracides) ........................................................................................................ 46

III.2.3)- Limites de la théorie de Lewis ................................................................................................................. 46

IV- La liaison covalente ........................................................................................................................................ 47

IV.1)- La liaison sigma(σ) ..................................................................................................................................... 49

IV.2)- La liaison pi () .......................................................................................................................................... 50

IV.3)- Diagramme énergétique d’une molécule .................................................................................................... 50

IV.3.1)- Les molécules homonucléaires (A2) ....................................................................................................... 51

IV.3.2)- Les molécules hétéronucléaires (AB) ...................................................................................................... 52


L'hybridation et Geometries des molecules ......................................................................................................... 56

I- Les Hybridations ............................................................................................................................................... 57

I.1)-L’Hybridation diagonale (sp3) ........................................................................................................................ 57

I.2)-L’Hybridation trigonale (sp2) ......................................................................................................................... 58

I.3)-L’Hybridation triangulaire (sp) ...................................................................................................................... 58

II- Principe des règles de Gillespie ....................................................................................................................... 59

Travaux dirigées N° 06 ............................................................ ................................................................................. ............61

Les réactions dans les solutions aqueuses............................................................................................................................64

I- Introduction...........................................................................................................................................................................64

II- Notion théoriques sur les acides et les bases..................................................................................................................64

III- pH et acidité des solutions.............................................................................................................................. .................65

IV- acidité des solutions..........................................................................................................................................................65

Travaux dirigées N° 07.............................................................................................................................. .............................71

Annexes ................................................................................................................................................................ 72

Références ............................................................................................................................................................. 74

Sommaire

INTRODUCTION

Introduction

1

INTRODUCTION

Ce cours s’adresse principalement aux étudiants de la première année licence du

département de Géologie. Son usage est évidemment possible pour les étudiants des sciences

de matières et de biologie. Pour connaître la structure de la matière, il est primordial de

comprendre les notions de l’Atomistique. On utilisera une définition classique de l’atome, de

la molécule, du noyau, de l’électron, de la mole et du nombre d’Avogadro, ainsi que les

réactions nucléaires. On introduit ensuite le concept de la configuration électronique des

atomes et la classification périodique et les propriétés des éléments. Il s’agit aussi de définir

les types de liaisons chimiques, on abordera un chapitre sur l’hybridation et les géométries

des molécules. En fin, on utilisera une définition classique des acides et des bases, qui fait

jouer à l'eau un rôle clé dans la chimie acide-base. Le concept de pH, qui est une mesure

commode de l'acidité d'une solution. On montrera ce qui amène à distinguer, parmi les acides,

des acides dits faibles et d'autres dits forts, de même pour les bases.

Chapitre I Structure de la Matière

Chapitre II La radioactivité et les réactions nucléaires

Chapitre III La configuration électronique des atomes

Chapitre IV Classification périodique et propriétés des éléments

Chapitre V La liaison chimique

Chapitre VI L’hybridation et géométries des molécules

Chapitre VII Réactions dans les solutions aqueuses


3

Chapitre I

Structure de la matière


4

STRUCTURE DE LA MATIERE

I. La matière :

La matière constituée tous ce qui possède une masse et qui occupe un volume dans L’espace.

La matière peut exister sous trois états physiques différents :

L’état solide : possède un volume et une forme définis.

L’état liquide : possède un volume définis mais aucune forme précise, il prend la

forme de son contenant

L’état gazeux : n’a ni volume ni forme définis, il prend le volume et la forme de son

contenant.

II. Les changements d’état de la matière

Les changements d’état sont des changements physiques importants qui se produisent à des

températures qui sont caractéristiques de la substance.

Exemple: Température de fusion de l’eau: 0 °C

Température de fusion du cuivre: 1084 °C

a) Changement physique

Un changement physique est une transformation qui ne change pas la nature d’une substance,

il implique simplement un changement dans son état, sa forme ou ses dimensions physiques.

Condensation

Fusion Vaporisation

Solidification LiquéfactionSolide

Sublimation

Liquide Gazeux

b) Changement chimique

Un changement chimique est une transformation qui change la nature d’une substance au

moyen d’une réaction chimique,

Exemple : Corrosion de fer.

Combustion de bois.

On peut reconnaitre un changement chimique à certains indices

- Formation d’un gaz

- Formation d’un précipité

- Changement de couleur

- Production de l’énergie se forme de lumière et de chaleur.


5

III. Classification de la matière

Matiére

Corps purs Mélanges

Element Composés Homogéne Héterogéne

a) Corps pure simple et corps pure composé

Un corps pur est un corps constitué d’une seule sorte d’entité chimique (atome, ion ou

molécule).

Un corps pur est soit un élément (corps pur simple ex : Cu, Fe, H2, O2…) soit un composé

(constitué de plusieurs éléments ex : l’eau pure H2O)

b) Mélange homogène et mélange hétérogène

Un mélange est un corps constitué de plusieurs sortes d’entités chimiques mélangé ensemble.

Les mélanges sont soit Homogène (l’eau et le sel…) soit Hétérogène (possède deux ou

plusieurs phases distinctes exemple : l’eau et l’huile…), l’eau salée.

IV. Unité fondamentale de mesure de la matière

Grandeur Physique Unité Symbole

Longueur mètre m

Volume litre L

masse Kilogramme Kg

Température Kelvin K

temps seconde s

Quantité de matière mole mol


6

Pour éviter l’usage d’un trop grand nombre de chiffres pour écrire les valeurs des grandeurs

physiques, il est possible d’utiliser les préfixes présentés dans le tableau ci-dessous :

V. Notion d’Atome, Molécule, mole et nombre d’Avogadro

L’atome est la plus petite partie d’un élément qui puisse exister.

Les atomes s’associer pour donner des molécules, une molécule est par conséquent

une union d’atomes.

La mole est l’unité de mesure de la quantité de matière.

Le nombre d’atomes contenus dans une mole est appelé le Nombre d’Avogadro (NA)

NA = 6,023 1023

VI. Le nombre de mole et le volume molaire

Définition

Le nombre de mole désigne la quantité de matière: la masse molaire est la masse du composé.

Le nombre de mole est le rapport entre la masse du composé et sa masse molaire.

n=m/M n : nombre de moles

m : masse de composé en gramme

M : masse molaire du composé en g/mol.

Cas des composés gazeux : loi d’Avogadro-Ampére

Dans des conditions normales de température et de pression (CNTP : 0°C et 101325 Pa

(1 atm)), une mole de molécules de gaz occupe toujours le même volume. Ce volume est le

volume molaire (VM) :

VM = 22.4 mol/l

Dans ces conditions, le nombre de moles devient : n = V/VM = V/22.4

Prefix facteur symbole

téra 1012

T

gega 109 G

mega 106 M

kilo 103 K

hecto 102 H

déci 10-1

d

centi 10-2

c

mili 10-3

m

micro 10-6

μ

nano 10-9

n

pico 10-12

p

femto 10-15

f

atto 10-18

a

1mole (d’atome, ions, molécules..)=6.023 1023

(d’atome, ions, molécules..)


7

Exemples

1. Nombre de moles contenues dans 36 g d'eau :

n= meau/Meau = 18/36= 2 moles

2. Nombre de moles contenues dans 11,2 litres de gaz carbonique :

n= vgaz/Vmolaire = 11.2/22.4=0.5 mole

VII. Unité de masse atomique (u.m.a)

Les masses des particules (électron, proton, neutron…) ne sont pas de tout à notre échelle,

on utilise donc une unité de masse différente au Kg mais mieux adaptée aux grandeurs

mesurées, c’est l’u.m.a ou (u).

1 u.m.a =1/12 mc=1/NA=1,66 . 10-24

g=1,66 . 10-27

Kg (mc=12/NA)

VIII. Masse molaire atomique et masse molaire moléculaire

La masse molaire atomique : est la masse d’une mole d’atomes.

Ex : M(C)= 12,0 g/mol et M(0) = 16,0 g/mol

La masse molaire moléculaire : est la masse d’une mole de molécules.

Ex : La masse molaire de l’eau H2O: M(H2O)= 2.1+16=18 g/mol

IX. Loi de conservation de la masse (Lavoisier), réaction chimique

« RIEN NE SE PERD, RIEN NE SE CREE, TOUT SE TRANSFORME »

(Lavoisier 1743-1794)

En général, on peut écrire une équation qui montre le bilan d'une réaction chimique :

REACTIFS PRODUITS FORMES

Cette équation bilan obéit à deux lois :

- Dans une réaction chimique, les éléments se conservent

- Dans une réaction chimique, la masse des réactifs disparus est égale à la masse des produits

formés (Loi de Lavoisier).

X. Aspect qualitatif et quantitatif de la matière

a) les solutions

Une solution est un mélange homogène de deux ou plusieurs constituants. (en phase liquide,

gazeuse, ou solide).

Le solvant est toute substance liquide qui a le pouvoir de dissoudre d’autres

substances.

Le soluté est une espèce chimique (moléculaire ou ionique) dissoute dans un solvant.

Le solvant est toujours en quantité très supérieure au(x) soluté(s).

Réaction chimique


8

Ce mélange homogène (solvant + soluté) est appelé solution aqueuse si le solvant est

l’eau.

b) les concentrations

Les concentrations sont des grandeurs avec unités permettant de déterminer la proportion des

solutés par rapport à celle du solvant, Selon la nature de l’unité choisie, on distingue :

1) La molarité (CM) : exprime le nombre de mole du soluté par litre de solution.

2) La molalité (Cm) : exprime la quantité de soluté contenue dans 1 Kg de solvant.

3) La normalité (N) : exprime le nombre d‘équivalents grammes de soluté par litre de

solution (éq.g/l). L‘équivalent-gramme est la quantité de substance comprenant une mole des

particules considérées (H+, OH

–, e

–, etc. ......)

4) Le pourcentage (%) d‘une solution indique la masse de substance pour 100g de solution.

Il s‘agit d‘une comparaison poids-poids.

5) La fraction molaire (Xi) : indique le rapport entre le nombre de moles et le nombre total

de mole de la solution.

EXPRESSIONS DE CONCENTRATION

Concentration Molaire ou Molarité

Unités : mol/L ou M

(mmol/ml –mol/l)

CM= n/V / n = m/M

Concentration Molale ou Molalité

Unités : mol/Kg Cm= n/m

(n : soluté/ m : solvant)

Concentration Normale ou Normalité

Unités : eq.g ou N N= eq (g.soluté) / V solution

(1 eq.g = M/ν )

(ν = la valence ou nbr d’électrons de

valence mise en jeu)

Concentration Massique

Unités : g/L C=m/V= n.M/ V= Cm .M

Masse Volumique (ρ)

Unités : g/ml ou g/cm3

Densité (d)

Note : la densité n’a pas d’unité

ρ = m/V

ρeau = 1000 g/L ou ρeau = 1 g/cm3

ρeau = 1000 kg/m3

Fraction molaire Xi = ni / ∑ni

Fraction Massique = pourcentage

Massique = m/m %

m/m % = msoluté/msolution 100

Note : lorsqu’on dispose du volume de la

solution, on peut le transformer en masse à

l’aide de la densité de la solution


9

XI. dilution d’une solution aqueuse

La dilution d’une solution aqueuse consiste à en diminuer la concentration par ajout de

solvant (eau).

La solution initiale de concentration supérieure est appelée solution-mère.

La solution finale de concentration inférieure est appelée solution-fille (solution

diluée).

Lors d’une dilution, il ya conservation de la quantité de matière de soluté de telle sorte que

l’on peut écrire :

Généralement, on connaît la valeur des concentrations ; le problème étant de déterminer celle

des volumes : Vi: volume de solution-mère à prélever et Vf: volume de solution diluée

correspondant à celui de la fiole jaugée.

XII. Notion d’Atome, l’Electrons et Noyau

Les atomes se différencient par leurs structures et leurs masses, et sont eux même fragments

en petites : les électrons, le noyau (les protons + les neutrons).

L’électron : entité charge negative est un constituées universel de la matière (qé= -1,6

10 -19

C, mé = 9,1 10 -31

Kg) [l’expérience de Thomson et Mulliken] (nous ont permis

de déterminer la charge et la masse).

Le noyau : le noyau est formé de particules élémentaires stables appelées nucléons, qui

peuvent se présenter sous deux formes à l’état libre, neutron et proton.

Les protons : sont des particules chargés positivement (qp= +1,6 10 -19

C, mp=1,673

10-27

Kg)

mp ≈ 1836. mé= 1.007 u.m.a

Les neutrons : sont des particules portés des charges nulles (qn= 0, mn=1,673 10-27

Kg)

[L’expérience de Rutherford] (Nous a permis de déterminer les constituants du noyau).

ni = nf CiVi = CfVf

Avec n : quantité de matière ; V : volume et C ; concentration

i : initiale c’est-à-dire relatif à la solution mère.

f : final c’est-à-dire relatif à la solution diluée

Noyau Électrons


10

XIII. Identification des éléments

a- Représentation

A chaque élément chimique, on a associe un symbole (X). Il s’écrit toujours avec une

majuscule, éventuellement suivie d’une minuscule : z X.

b- Ecriture symbolique

On a définit par A : le nombre des nucléons ou nombre de masse nombre (protons+

neutrons). Z : est appelé numéro atomique ou nombre de charge ou nombre de protons.

(C’est aussi le nombre d’électrons pour un atome neutre). N : nombre de neutrons (N=A-Z).

c- Isotopes

Ce sont des atomes de même numéro atomique (Z) et de nombre de masse différent.

Un élément peut avoir un ou plusieurs isotopes.

A partir des nombres A, Z et N on peut définir un certain nombre de termes.

Isotones : même nombre de neutrons (N).

Isobares : même nombre de nucléons (A), mais avec nombre de protons différents ; le

noyau sensiblement la même masse.

d- Isoélectronique : même nombre d’électrons.

e- Composition isotopique :

Lorsqu’ un élément possède plusieurs isotopes, le pourcentage de ces derniers constitue sa

composition isotopique.

M (X) : La masse atomique moyenne d’un élément.

(τ1, τ2, τ3 .........., τn)%: Abondance des différents isotopes de l’élément.

M1, M2, M3.........., Mn : Leurs masses atomiques respectives.

A


11

TRAVAUX DIRIGES N° 01

Exercice 01

Parmi les corps suivants : l’oxygène (O2), l’argent(Ag), le sel de cuisine (NaCl), l’eau

minérale, l’eau de mer, l’huile et l’eau sucrée.

a) Indiquer ceux qui sont à l’état pur et à l’état de mélange.

b) Donner les corps qui sont simples et ceux qui sont composés

c) Classer les en mélanges homogène et hétérogène en présentant le nombre de phases.

Exercice 02

1. Calculer le nombre de moles dans les cas suivants :

a- 5 g d'or M(Au) = 197g/mol b- 1 mg d'argent M(Ag) = 107g/mol

c- 1 kg de carbone M(C )= 12g/mol d- 0,5 kg de silicium M(Si) = 28 g/mol

e- 4,48 litres de gaz azote (N2) ; M(N) = 14g/mol

2. Calculer la masse (ou le volume) contenue dans :

a- 0,2 moles de fer b- 4 moles de chlorure de sodium

c- 30 moles de dihydrogène d- 0, 6 moles d'acide sulfurique (H2SO4).

Exercice 03

1. On donne l'équation non équilibrée de la réaction suivante :

C + CuO → Cu + CO2

a) Equilibrez la réaction

b) Calculer les masses molaires moléculaires ou atomiques de tous les réactifs et produits.

c) On fait réagir 18 g de carbone. Quelle masse de cuivre obtenue en fin de réaction ?

2. Calculer la quantité de matière contenue dans :

a.1,6 g de méthane (CH4) / b. 1,7 g d’ammoniac (NH3) / c. 4,4 g de dioxyde de

carbone (CO2).

3. Quelle masse est contenue dans :

a.0,2 mole d’éthane (C2H6) / b.2,5 moles d’acide sulfurique (H2SO4).

Exercice 04

Equilibrer les réactions suivantes afin d'obéir à la première loi :

1. Al + S Al 2S3

2. C + O2 CO2

3. Fe + O2 Fe2O3

4. PbO + C Pb + CO2

5. C3H8 + Cl2 C + HCl


12

Exercice 05

Voici l’équation qui représente cette réaction : S(s)+ O2(g) →SO2(g).

a) Quelle est la masse molaire du SO2?

b) Si la combustion du soufre produit 48 g de SO2, quelle était la masse initiale de soufre?

c) Quelle est la quantité de matière nécessaire de O2 à la combustion de 100 g de S ?

Exercice 06

On fait dissoudre 12g de KOH dans 250ml d'eau.

Calculer le nombre de mole de KOH dissoute, la molalité, la molarité, la normalité et la

fraction molaire de KOH.

Sachant que : la masse volumique de l'eau est égale à 1kg/l et M(K) = 39g/mol.

Exercice 07

On dispose de 100 mL de solution aqueuse de diiode (I2) de concentration 5,0.10-2

mol.L-1

.

Quel volume de solution-mère utiliser pour procéder à la préparation de 50,0 mL de

solution diluée de diiode de concentration 1,0.10-2

mol.L-1

?

Exercice 08

L'acide nitrique présente une masse moléculaire de 63g/mol.

a- Calculer la concentration molaire d'une solution commerciale concentrée d'acide nitrique à

90 %, et qui présente une densité de 1,482 g/cm3.

b- Quel est le volume de cette solution commerciale concentrée à prélever afin de préparer un

litre d'acide nitrique de concentration 1 M ?

c- Quel est le volume de cette solution commerciale concentrée à prélever afin de préparer 15

ml d'acide nitrique de concentration 0,1 M ?

Exercice 09

a- On peut porter des indications chiffrées dans les trois positions A, Z et q au symbole X

d’un élément. Que signifie précisément chacune d’elle ?

b-Quel est le nombre de protons, de neutrons et d’électrons présents dans chacun des atomes

ou ions suivants :

c- Quatre nucléides A, B, C et D ont des noyaux constitués comme indiquée ci-dessous :

A B C D

Nombre de protons 21 22 22 20

Nombre de neutrons 26 25 27 27

Nombre de masses 47 47 49 47

Y a t-il des isotopes parmi ces quatre nucléides ?


13

Exercice 10

Quel est nombre de protons, de neutrons et d’électrons qui participent à la composition des

espèces suivantes :

, , , , , , ,

Exercice 11

Etablir une liste des isotopes des isobares et des isotones parmi les nucléons suivants :

15

O ; 14

N ; 13

C ; 12

B ; 17

O ; 15

N ; 16

O ; 18

F ; 17

F.

Exercice 12 :

a- Calculer la masse atomique du chlore naturel sachant qu’il est constitué de 75.4% de

l’isotope 35

Cl et 24.6% de l’isotope de 36

Cl.

M (Cl-35) = 34.967420 g et M (Cl-36) = 36.96560 g

b- Le carbone à l’état naturel (C=12.011) contient 98.89% de carbone 12, calculer la masse

atomique de l’isotope carbone 13

C.

14

Chapitre II

La Radioactivité et les réactions nucléaires

Chapitre II la Radioactivité et Les réactions Nucléaires

15

La Radioactivité Et Les Réactions Nucléaires

I- L’historique

La radioactivité a été découverte par Henri BECQUEREL en 1896 (1852 – 1908). Il

découvre la radioactivité de l’uranium. Les travaux sont poursuivis par Pierre et

Marie CURIE. En 1898, ils découvrent la radioactivité du polonium ; Polonium 210 (210

Po)

et du radium ; Radium 226 (226

Ra).

En 1903 : prix Nobel de physique (Henri BECQUEREL avec Pierre et Marie CURIE).On

connaît actuellement, une cinquantaine de nucléides naturels radioactifs et environ 1200

nucléides artificiels radioactifs.

II- La radioactivité naturelle

La radioactivité naturelle consiste en une décomposition spontanée de certains éléments dits

radioactive (N/Z›1.51) qui apparaissent instables et donnent lieu à de véritables transmutation

appelés (DESINTEGRATIONS). Cette transformation d’un noyau radioactif s’accompagne

toujours d’émission d’un rayonnement.

a- La stabilité et instabilité du noyau : la radioactivité

Un noyau stable est un noyau qui garde indéfiniment la même composition.

Un noyau instable ou radioactif est un noyau qui désintégré spontanément en donnant

un noyau différent et en émettant soit :

- Une particule (α) (alpha).

- Un électron (-1e) radioactive (-1β) ; si le noyau contient trop de neutrons (négatons).

- Un proton (H+) radioactive (+1β) ; si le noyau contient trop de protons (positons).

- Et par fois un rayonnement (γ) électromagnétique très énergétiques appelé (Gamma).

b- Différents types de rayonnement

On utilise le dispositif de l’expérience de WILSON pour identifier les différents types de

rayonnement radioactifs : on observe trois types de rayonnement (α), (β) et (γ).

Les particules α (alpha).

- Ce sont des particules positives, des noyaux d’hélium dont l’écriture symbolique :

Ion He2+

.

- Ces particules sont éjectées à grande vitesse V ≈ 2 x 107

m / s.

- Les particules sont directement ionisantes mais peu pénétrantes.


16

- Elles sont arrêtées par une feuille de papier et par une épaisseur de quelques

centimètres d’air.

- Elles pénètrent la peau sur une épaisseur de l’ordre de quelques micromètres.

- Elles ne sont pas dangereuses pour la peau. Par contre, elles sont dangereuses par

absorption interne.

L’équation générale : X α + Y + γ

Exemple

Ra α + Rn + γ

Rq : le rayonnement (α) est très ionisant mais peu pénétrant (les particules (α) sont

stoppés par une feuille de papier).

Les particules β (bêta).

On distingue :

Les particules β– qui sont des électrons : Masse : me = 9,1 x 10

– 31 kg ; Charge : e = –

1,60 x 10– 19

C.

- Les particules β+ qui sont des positons (antiparticule de l’électron) ; Masse : me = 9,1 x

10 – 31

kg

Charge : e = +1,60 x 10 – 19

C.

- Les particules sont émises à grande vitesse v ≈ 2,8 x 10 8

m / s.

- Elles sont plus pénétrantes mais moins ionisantes que les particules α.

- Elles pénètrent la peau sur une épaisseur de quelques millimètres.

- Elles sont dangereuses pour la peau.

L’équation générale : X β + Y + γ

X β + Y + γ

Exemple

Pa β + U ; O β + N

Rq : le rayonnement β est peu ionisant mais pénétrant (traverse une plaque de Plomb

d’épaisseur 0.4 mm).

Le rayonnement γ (gamma).

Il accompagne l’émission de particules α, β+et β

–.

- Il est constitué d’une onde électromagnétique de très courte longueur d’onde

(λ ≈10 -12

m et ν ≈ 10 20

Hz).

- Le rayonnement est constitué de photons qui se déplacent à la vitesse de la lumière et

dont la masse est nulle.

A

Z

* 4

2

0

0

4

2

0

0

A

Z

* 0

-1

A

Z+1

0

0

0

+1

A

Z-1 0

0

A

Z

*

0

-1

15

8

0

+1

15

7

234

91

234

92

226

88

222

86

A-4

Z-2


17

- Ils ne sont pas directement ionisants, mais ils sont très pénétrants.

- Ils peuvent traverser jusqu’à 20 cm de plomb.

- Par interaction avec les atomes des substances traversées, ils peuvent donner

naissance à des électrons qui eux sont ionisants.

L’équation générale : X X + γ

Exemple N + β γ + N

III- La loi de désintégration radioactive (l’émission)

La désintégration spontanée de noyaux radioactifs suit une loi cinétique du premier ordre

(ordre 1). Le nombre de noyaux désintégrés par unité de temps est proportionnel au nombre

de noyaux restants ou (non désintègres). Nous limiterons notre étude au cas simple :

L’équation :

X* X (non radioactif)

Instable stable

t=0 N0 0

t (instant) Nt N0- Nt

A l’instant (t) on a Nt (noyaux instables restants (non désintégrés) et on a formé (N0-

Nt) noyaux stables.

A l’instant (dt), Nt aura diminue de dN, dN étant le nombre de noyaux instables qui se

sont désintégrés (ou le nombre de noyaux stables qui sont formés).

Durant l’instant dt.

La vitesse de désintégration est donnée par la relation suivante : - dN/dt = ʎ N

Rq : le signe (-) indique qu’il y a diminution)

ʎ : constante radioactive.

- dN/dt = ʎ N - dN/N = ʎ dt Ln N] = -ʎt ln Nt- ln N0 = - ʎt

Ln N0 = constante

Ln Nt/N0 = - ʎt ou Ln N0/Nt = ʎt autre expression Nt = N0 e-ʎt

ou N0 = Nt e ʎt

Plutôt que d’indiquer la vitesse de désintégration par sa constante radioactive, il est plus

simple de donner la période radioactive (temps de demi-vie t1/2).

0

0

15

8

0

+1

14

7

A

Z

* A

Z

0

0

N0

Nt

t0

t

N0

Nt


18

Nt : représenter le nombre moyen de noyaux non désintégrés ou restant a la l’instant (t).

N0: représenter le nombre moyen de noyaux non désintégrés ou restant a la l’instant (t=0).

ʎ : constante radioactivité ou constante de désintégration est caractéristique de la nature du noyau

radioactif (exprimée en l’unité (sec -1

, min-1

, h-1

, mois-1

, an-1

..................).

IV- La période radioactive (T)

C’est le temps au bout du quel la moitie de l’échantillon (noyaux instables) s’est désintégré.

à t1/2= T Nt= N0/2 (N0/2 noyaux instables se sont désintégrés et N0/2 noyaux

stables se sont formés).

Ln N0/Nt= + ʎt à t = T = t1/2, Nt = N0/2 Ln N0/N0/2 = ʎt

Ln 2= ʎt et t1/2= Ln2/ ʎ ou bien ʎ = Ln2/ t1/2

[t1/2] varie de fonction de secondes.

V- L’activité radioactive (A)

C’est le nombre de noyaux radioactifs désintègres par unité de temps, c’est aussi la vitesse

instantanée des noyaux instables (proportionnelle au nombre de noyaux instables non

désintégrés).

- dN/dt = A et A = ʎ N (le signe (-) indique qu’il y a diminution)

à (t=0) Nt =N0 A0 = ʎ N0 (A0 l’activité initiale)

à l’instant (t) - dN/N = ʎ dt et A = ʎ N At = A0 e-ʎt

ou A0 = At e ʎt

A : exprimé en désintégration par unité de temps dp(t) [dps (sec) ou dpm (min).......]

Et aussi l’activité radioactive exprime en (1Ci= 1Curie). Le curie correspond à l’activité de 1g

de Radium-226 par seconde.

La réaction lieu à l’émission de particules (α) et de rayonnement (γ) selon l’équation

suivant :

Ra Rn + α + γ

Sachant que le Ra-226 à une période radioactive de 1580 ans environ, on peut déterminer

l’activité correspondante à 1Curie.

T= 1580 ans = 1580 x 365 x 24 x 60 x 60 T= 4.9826 1010

sec ʎ = Ln2/T

ʎ = 1.385 10-11

sec-1

.

N0

N0/2

N0/4 N0/8

T 2T 3T t

Nt

4

2

226

88

222

86


19

L’activité de 1g de Ra (N=N/226) NRa= 2.665 1021

noyaux.

A = ʎ N A = 1.385 10-11

x 2.665 1021

= 3.69 1010

dps

Donc : 1 Ci =3.69 1010

dps

VI- Réactions nucléaires et radioactivité artificielle

On peut bombarder les noyaux de corps stables avec différentes particules

Des protons, des neutrons, des électrons on des particules (α) émises par d’autres

composes radioactifs.

L’objectif de ces bombardements de rompre l’équilibre (neutrons – Protons) dans le

noyau stable qui devient instable et désintègre en émettant des particules.

a-Transmutations

Réactions nucléaires au cours des quelles des noyaux atomiques se détruisent en donnant

naissance à de structures différentes. Les nucléides formés après bombardement présentent

des nombres de masse voisins.

Exemple

Al + He P + n on note ( 27

Al (α, n) 30

P)

b-Réaction de fission nucléaire (Eclatement)

C’est la rupture de certains noyaux lourds en fragments de masses moyennes, sous l’impact

d’un projectile (neutron en générale) et libération d’une grande quantité d’énergie. Le

nucléide bombardé présente un nombre de masse assez élevé.

Exemple

U + n Br + La + 3n + E

c- Réaction de fusion nucléaires

C’est la réunion de deux noyaux légers en un noyau plus lourd avec expulsion d’un neutron

ou d’un proton et libération d’une grande énergie.

Exemple

H + H He + n + E

VII- Bilan énergétique d’une réaction nucléaire

Les réactions nucléaires mettent en jeu des énergies considérables.

L’énergie d’échangée obéit à la loi fondamentale d’Einstein (E= Δm c2), il suffira donc de

déterminer (Δm) pour connaitre l’énergie mise en jeu.

E= Δm c2

E : Energie en joule (J) m : masse en kilogramme (kg)

C : vitesse de la lumière dans le vide (m/s)

Δm = ∑ m produits - ∑ m reactifs ou |Δm| = |m (produits) – m (réactifs)|

4

2

30

15

1

0

235

92

1

0

146

57

1

0

3

1

2

1

4

2

1

0

27

13

87

35


20

Dans le cas où Δm˃0 on a une augmentation de masse la réaction est dite

endoénergétique (la réaction nécessite un apport d’énergie).

Si Δm˂0 on a une diminution de masse la réaction est dite exo-énergétique (la

réaction libère de l’énergie).

Pour les calculs, on peut prendre :

1- L’énergie d’échangée

- Le Joule est une unité d’énergie mal adaptée à l’échelle microscopique.

- A cette échelle, on préfère utiliser l’électron-volt (eV) ou le mégaélectronvolt

(MeV)

Correspondance :

1 eV = 1,602189 x 10 –19

J ou 1 MeV = 1,602189 x 10 –13

J

2-Défaut de masse

Lors d’une réaction nucléaire, la masse des produits obtenus est inférieure à la masse de

réactifs.

- La masse manquante est appelée : perte de masse : on la note |ΔM|

- Elle a pour expression :

|Δm| = |m (produits) – m (réactifs)|

L’énergie libérée par le système a pour expression :

Elibérée = |Δm| . c2 = |m (produits) – m (réactifs)| . c

2

- Unités :

- L’énergie s’exprime en joule (J)

- La perte de masse |Δm| s’exprime en kilogramme (kg)

- La vitesse de la lumière c s’exprime en m /s (c = 299792458 m / s) (Pour les calculs, on peut prendre la valeur

approchée : c = 3,00 x 10 8 m /s).

Exemple

Calculons l’énergie libère par 1 mole de (Ra-226) lors de sa désintégration suivant le

processus.

Ra α + Rn + γ

Sachant que :

M (Ra-226) = 226, 0254 u.m.a;

M (Rn-222) = 222, 0175 u.m.a

M (He-4) = 4, 00388 u.m.a

|Δm| = |m (produits) – m (réactifs)|

|Δm| = |[ M (Rn-222) + M (He-4)] – [M (Ra-226)] | = 0.0041 u.m.a

226

88

1

0

222

86

0

0


21

* L’énergie libéré par un noyau : E(MeV) = Δm (u.m.a) * 931(MeV)

E(MeV) = 0.0041. 931= 3,82 MeV.

* L’énergie libéré par 1 mole de noyaux (MeV) : E(MeV) = E (libéré par un noyau )* N

3,82 * 6.023 1023

= 23,007 1023

MeV.

On peut accéder au même résultat, mais exprimé en joules, en appliquant directement la

relation d’Einstein.

*L’énergie libéré par 1 mole de noyaux (Joule) : E(J) = Δm .103 (Kg) * c

2 (c =3 10

8 m/s)

E(J) = 0,0041.103 * 3. 10

8

E(J) =3.69 .1011

Joules.


22


Exercice 1

a- Complète les équations des réactions nucléaires suivantes :

1- F + H O + ........ 2- Be + H .......... + H

3- Co +........ Co + H 4- ........ + H N + n

5- Mg + n Ne + ........ 6- Cu + ........ Zn + n

7- Al + He ........ + n 8- P ......... + β

Exercice 2

a- Ecrire les équations des réactions nucléaires suivantes sont tout en identifiant l’élément

formé : réactifs (produits)

Na ( α , p ) ; K ( d , p ) ; N ( α , p ) ; Mn ( d , 2n)

b- Les éléments radioactifs suivants se désintègrent avec émission de particules. Ecrire les

équations et identifier l’élément formé : réactifs (produits).

C (β-) ; O ( β

+) ; Po (α) ; Pb ( β

-)

Exercice 3

Le (Radon-222) se désintègre suivant la réaction :

Rn Po + He

Données :

1- De quel type de réaction s’agit-il ?

2- Calculer la perte (défaut) de masse accompagnant cette réaction.

3- Calculer l’énergie produite par la désintégration d’un noyau de (Rn-222) en (J) et (MeV).

Exercice 4

En une minute, on a mesuré 54 .102 désintégrations de carbone 14 dans un échantillon

provenant d’une momie.

1- Quelle est l’activité de cet échantillon ?

2- Combien aurait-on mesuré de désintégrations en deux minutes

Noyau Masse en (Kg)

Radon ( Rn) 3,685916 10-25

Hélium () 6,644660 10-27

Polonium ( Po) 3.619369 10-25

Vitesse de la lumière : c= 299792458 m/s = 3 108 m/s

19

9 1

1

16

8

59

27

60

27

1

1

26

12

1

0

23

10

27

13

4

2

1

0

9

4

1

1

1

1

2

1

63

29

30

15

13

7

1

0

1

0

0

+1

63

30

23

11

39

19

14

7

55

25

14

6

15

8

218

84

212

82

218

84

4

2

222

86

222

86

218

84


23

Exercice 5

a)- Compléter la réaction nucléaire :

Est-ce que la réaction est naturelle ? Donnez son écriture simplifiée.

b)-

1- Le soufre S a une période égale à 88 jours. Sachant que la masse initiale est de 1g ;

calculer la masse de soufre restante non désintégrée après 176 jours.

2- Quelle est l’activité de 1 μg de (S-35) par jours et par minutes ?

3- Calculer la vie moyenne des atomes S.

Exercice 6

a-Compléter les réactions nucléaires suivantes et préciser les nombres de masse et numéros

atomiques des différents éléments :

1- U Th Po U Pb Pb.

2- U Pb.

b-Détailler les écritures des réactions suivantes puis compléter par les particules qui

manquent :

1- Ca ( ? , P) Sc ; 2- N ( ? , γ) N ; 3- Mg ( ? , P) Mg [Reactif (R,P)Produit]

Exercice 7

Na-24* (24

Na*) est un élément radioactif qui obéit à une cinétique du 1er

ordre. Sachant que

sa constante radioactive est (λ = 4.6 10-2

h-1

).

1- Déterminer l’expression de Nt (nombre de noyaux instables à l’instant (t) en fonction de

N0, λ et t).

2- Calculer t1/2 en (heures).

3- Calculer le temps au bout duquel.

a- 1% de Sodium (Na*) s’est désintègre.

b- 99% de Sodium (Na*) s’est désintègre.

16

235

92

235

92

α 5α Β- 2α

4β-

7α

4β-

Β-

43

20

46

21

14

7

15

7

26

12

27

12

24

Chapitre III

La configuration électronique des atomes

Chapitre III La Configuration Electroniques Des Atomes

25

La Configuration Electronique Des Atomes

I- Introduction

En 1925, Schrödinger établit l’expression de l'évolution dans le temps d'une particule

massive non relativiste.

L’équation fondamentale de la mécanique quantique. permet de déterminer la fonction

d’onde du système étudié. La fonction d’onde traduit le comportement ondulatoire de la

matière.

II-Les nombres quantiques

Les nombres quantiques sont des nombres qui sont séparés par un intervalle d’une unité et qui

servent définir l’état de l’électron ou plus exactement de l’orbitale. Au total on compte quatre

nombres quantiques dont trois dérivent de l’équation de Schrödinger. Le quatrième nombre

quantique, qui est celui du spin (s) de l’électron peut être expliqué comme on le verra plus

tard à l’aide de certains faits expérimentaux.

II.1)- Le nombre quantique principale (n)

On lui attribue le symbole (n), ce nombre déterminer :

a- L’énergie de l’électron (n= le rang du niveau d’énergie (n=1, 2,3,............).

b- La taille de l’orbitale [ns, np, (n-1) d, (n-2) f)].

II.2)- Le nombre quantique secondaire (l)

Du point de vue physique, le nombre quantique secondaire (nombre quantique du moment

angulaire de l’électron). Le moment angulaire s’applique en général au révolution d’un corps

par rapport à un axe de rotation ou un point de référence. Nous appliquerons maintenant la

notion de moment angulaire à l’électron. Dans ce cas, le nombre quantique (l) du moment

angulaire est quantifié c.-à-d. qu’il ne peut prendre qu’un nombre limité des formes différente

d’orbitales.

II.3)- Le nombre quantique magnétique (ml)

Le nombre quantique magnétique (ml) définit les différentes orientations qu’une orbitale peut

prendre dans l’espace lorsqu’elle est soumise à un champ magnétique.


26

II.4)- Le nombre quantique de spin (s)

La structure fine des spectres atomiques de métaux alcalins (Li, Na, K....etc.) le nombre

quantique (s) définit le spin c.-à-d. la rotation d’électron sur lui-même. Cette rotation peut être

effectuée :

a- Dans un sens, par exemple celui des aiguilles d’une montre. Dans ce cas (s) prendre la

valeur (s=+1/2).

b- Dans le sens contraire et dans ce cas (s) prendre la valeur de (s=-1/2). Ainsi que pour

chaque électron le nombre quantique de spin ne peut prendre qu’une des deux valeurs

suivantes : (s=+1/2 et s= -1/2).

II.4.1)- Le spin de l’électron

Le spin de l’électron dans l’orbitale est représenté par une demi flashe.

Les spins des électrons sont antiparallèles lorsqu’ils sont de sens contraire.

Les spins des électrons sont parallèles lorsqu’ils sont dans le même sens un orbitale

peut contenir, au maximum, deux électrons dont les spins sont antiparallèles.

III)- Notion sur les orbitales

III.3.1)- les coefficients et les formes d’orbitélaires

Les coefficients indiquent toujours le rang du nombre quantique principal (n). La lettre

(l) indique la forme de l’orbitale qui dans ce cas est sphérique. Les valeurs des nombres

quantiques (n ; l) sont les suivantes :

Exemple : [(n=4) : le rang ou niveau d’énergie. (l=0 ; l=1 ; l=2 et l=3)]

Les différente formes d’orbitales qu’il est possible d’avoir sont les suivantes :

Nombre quantique

principal (n)

Nombre quantique secondaire (l)

La valeur de (0 ≤ l ≤ n-1) Type d’orbitale

n= 4

l=0 s

l=1 p

l=2 d

l=3 f

Cela signifie qu’au niveau (n=4), il est possible d’avoir un maximum de quatre formes

différentes d’orbitales :

L’orbitale (s) : qui est de forme spherique.

L’orbitale (p) : qui à la forme d’un haltère.

L’orbitale (d) : qui à la forme d’une hélice.

L’orbitale (f) : qui à la forme d’une hélice.


27

Il convient aussi de noter que lorsque la valeur de (l) est égale à zéro, celle-ci n’a pas la

signification arithmétique du zéro, mais représente plutôt une valeur qui est celle de l’orbitale

(s) de forme sphérique.

III.3.2)- l’énergie de l’orbitale

a- atome d’hydrogène

Pour un même nombre quantique principal (n), toutes les orbitales ont la même énergie.

b- atome poly-électronique

Pour un même nombre quantique principale (n) donné, les orbitales peuvent être classées par

ordre croissant d’énergie comme suit :

s < p < d < f (l’énergie augmente)

Cependant, il convient de noter que si l’on compare l’énergie de deux orbitales qui n’ont pas

le même nombre quantique principal, comme par exemple l’énergie d’une orbitale (3d) à celle

d’une orbitale (5p), sera la plus énergétique car dans ce cas, c’est l’orbitale qui a le plus grand

nombre quantique principal qui possède la plus grande énergie.

III.3.3)- Fonction d’onde (Ѱ)

Ѱ n.l.m.s est une fonction purement mathématique qui représenté une orbitale atomique, la

résolution de l’équation de Schrödinger pour un état donné (s ; p ; d ; f) nécessitera le passage

des coordonnées cartésiennes (x, y, z) aux coordonnées sphériques (r, ɵ, ɸ).

L’étude de cette fonction montre qu’elle présente un caractère oscillatoire avec des

valeurs positives, négatives et nulles.

Le nuage électronique associé à cet état (ns) sera représenta par les surfaces d’équation

Ѱ2

= C, ce sont des surfaces sphériques positives, négatives ou nulles et dont la

polarité jouera un rôle important dans la liaison chimique. L’ensemble des valeurs

permises constitue une sphère centrée sur le noyau.

Coordonnées sphériques

M(x,y,z)

x

y

z

r

noyau

x=rsincos

y=rsinsin

z=rcos

dV=r2sindrdd

électron


28

III.3.4)- L’équation de Schrödinger

L’équation fondamentale de mécanique ondulatoire (Ȟ Ѱ =E Ѱ).

Elle permet de calculer Ѱ.

III.3.5)- Densité de probabilité

L’électron est caractérisé par :

Son état énergétique.

Sa probabilité de présence à un endroit donné.

Probabilité de présence.

La probabilité de trouver l’électron dans un volume dV au point M(x,y,z) s’écrit :

dP = | Ѱ`2| dV

La notion classique de position est remplacée par notion de densité de probabilité de

présence :

- | Ѱ`2| : densité volumique de probabilité de présence ou la densité électronique.

- condition de normalisation :

Probabilité de trouver un électron (1é) dans tout l’espace = 1 → ∫espace dP =∫ espace Ѱ`2dV=1.

III.3.6)- Représentation graphique de fonction d’onde Ѱ n.l.m.s

a- Description de l’orbitale (s)

La condition (l=0) implique (0 ≤ l ≤ n-1) et (ml=0).

Ces fonctions d’ondes s’écrivent (Ѱ n.0.0) ou (Ѱ ns).

La densité de probabilité de présence Ѱ2 de l’électron à la surface d’une sphère de

rayon r est la même dans toutes les directions de l’espace, mais elle varie avec r

(l’orbitale dite de symétrie sphérique).

Rq : le signe (+) indiqué à l’intérieur de la sphère est le signe de la fonction d’onde (Ѱ ns).

L’orbitale (ns)

x

y

z

+

ns


29

b- Description de l’orbitale (p)

La condition (l=1) implique (0 ≤ l ≤ n-1) et (-1≤ m ≤ +1) (m = -1, 0, +1).

Ces fonctions d’ondes s’écrivent (Ѱ n.1.m) ou (Ѱ np).

Les orbitales (np) peuvent être représentées par deux lobes à peu prés sphériques,

accolés, ayant pour axes de symétrie les axes x, y et z du trièdre de référence.

On les appelle donc (npx, npy, npz) selon la valeur de ml (n ≥ 2).

L’orbitale (np)

c- Description de l’orbitale (d)

La condition (l=2) implique (0 ≤ l ≤ n-1) et (-2≤ m ≤ +2) (m =-2, -1, 0, +1, +2).

Ces fonctions d’ondes s’écrivent (Ѱ n.1.m) ou (Ѱ nd).

L’orbitale (nd)

IV – Structure électronique des atomes poly-électronique (configuration électronique)

La configuration électronique d’un atome est la répartition de Z électrons de l’atome dans

un état fondamental sur les orbitales atomiques. Ce remplissage des orbitales atomiques

s’effectue à l’aide des quatre règles générales.

x

y

z

x

y

z

x

y

z

npx npz

npy

x

y

z

x

y

z

x

y

z

x

y

z

x

y

z

ndz2ndx2-y2

ndxy ndxz ndyz


30

IV.1) Principe d’exclusion de PAULI

Deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques

identiques.

Deux électrons dans une même orbitale atomique (OA) doivent différer par leur nombre

quantique de spin, qui ne peut prendre que deux valeurs S = (+1/2) ou S= (-1/2).

Une orbitale atomique (OA) ne peut « contenir » au maximum que (2é) qui dans ce cas auront

des spins opposés : ils sont antiparallèles ou apparies, case quantique saturée pleine (2é).

Si l’orbitale ne contient qu’un électron, celui-ci est dit non-apparie ou célibataire (1é).

Remarque

-Une orbitale est définie par les trois nombres n, l et m. Il est commode de représenter les

orbitales à l’aide de cases quantiques.

-Pour (n) fixe et (l) donné on a (2l+1) valeurs de m= (2l+1) Orbitales Atomiques.

l=0 1Oas, 2(0+1) = 2 électrons « s » (1 case)

l=1 3Oas, 2(2+1) = 2 électrons « s » (6 cases)



-Pour une couche n, le nombre de cases est n2 et le nombre d’électrons est 2n

2. Une case

quantique ne peut contenir au maximum que 2 électrons de spins opposés.

IV.2) Principe de stabilité

L’état fondamental d’un atome se trouve dans son état énergétique le plus stable

correspondant à l’énergie la plus basse.

Les électrons commencent par saturer les niveaux de plus basse énergie dans l’ordre : 1s,

2s, 2p, 3s, 3p.......c’est la règle dite du (n+l) minimal.

Pour des niveaux ayant le même (n+l) : nombre (n) € .

La première sous-couche à remplir est celle qui à la somme (n+l) la plus petite.

Enoncé du principe « les électrons ont tendance à occuper les orbitales atomiques de plus

faible énergie ‘ niveaux énergétique le plus bas’

Exemple

19K: 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

1 et non 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 3d

1

Les électrons occupant d’abord le niveau « 4s » avant le niveau « 3d », de même entre les

niveaux « 5s » et « 4d ».

ns

np

nd

nf


31

IV.3) Règle de HUND

A l’état fondamental, quand les électrons se placent dans une sous-couche multiple (p, d, f),

ils occupent le maximum d’orbitales de même énergie avec des électrons célibataires qui ont

des spins parallèles (même valeur de s).

IV.4) Règle de KLECHKOVSKI

L’ordre des énergies croissantes est l’ordre des valeurs croissantes da la somme (n +l).

Si deux sous-couches correspondent à la même valeur de (n + l), la sous-couche, avec la

plus petite valeur de n, a l’énergie la plus basse.

Les orbitales d’une même sous-couche ont la même énergie.

Méthode des diagonales :

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d 6f

Exceptions :

o Groupe du Chrome (Z = 24).

o Groupe du Cuivre (Z = 29).

Ces exceptions correspondent au demi-remplissage et au remplissage complet de la couche

« 3d ». Elles s’expliquent par le faible écart énergétique entre les orbitales « 4s « et « 3d ».

Résumé :

L’édification d’un cortège électronique est basé sur :

Principe de Pauli.

Principe de stabilité

Règle de Hund.

Règle de Klechkovski.

Ces règles sont indispensables pour déterminer la structure (cortège) électronique d’un atome.


32


Exercice 1

1-La fonction d’onde ou (orbitale) Ψ est déterminée par trois nombres quantiques n, l, m et s

(Ψ n, l, m, s) et type d’orbitale ; compléter le tableau suivant :

Exercice 2

Les affirmations suivantes sont-elles vraies ou fausses ?

a) Si l = 1, l’électron est dans une orbitale d.

b) Si n = 2, m peut être égal à -1.

c) Si n = 4, l’électron est dans la couche O.

d) Si l = 2, la sous-couche correspondante peut recevoir au plus 10 électrons.

e) Pour un électron d, m peut avoir la valeur 3.

f) Le nombre n d’un électron d’une sous-couche f peut être égal à 3.

Exercice 3

1. Énoncer les règles et principes qui permettent d’établir la structure électronique

d’un atome.

2- Parmi les schémas d’occupation des cases quantiques (orbitales) ci-dessous, indiquer ceux

qui peuvent représenter l’état fondamental d’un atome dont la couche de valence correspond à

n = 2 (la couche plus interne étant complète). Justifier brièvement votre réponse.


33

Exercice 4

On donne les nombres quantiques des électrons :

A (1,0,0,1/2) ; B (2,1,1,-1/2) ; C(3,1,-1,1/2) ; D (3,1,0,1/2) ; E (3,2,2,-1/2) ;

F (4,3,-2,1/2) ; G (4,3,2,-1/2)

a) Identifier l’orbitale atomique de chaque électrons.

b) Représentez-les sous forme de cases quantiques.

c) Classer les électrons par ordre d’énergies croissantes.

Exercice 5

Soient les structures électroniques suivantes :

1s2 2s

2 2p

6 3s

1

1s2 2s

2 2p

7 3s

2

1s2 2s

2 2p

5 3s

1

1s2 2s

2 2p

6 2d

10 3s

2

1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 3d

10 3f

6

Lesquelles parmi ces structures, celles qui sont à l’état fondamental, celles qui sont à l’état

excité et celles qui sont inexactes.

Exercice 6

Parmi les structures électroniques suivantes, quelles sont celles qui ne respectent pas les

règles de remplissage. Expliquer.

Exercice 07

Les affirmations suivantes sont-elles exactes ou inexactes ? Pourquoi ?

a) Si l=1, l’électron est dans une sous couche d.

b) Si n=4 l’électron est dans la couche O.


34

c) Pour un électron d, m peut être égal à 3.

d) Si l=2, la sous-couche correspondante peut recevoir au plus 6 électrons

e) Le nombre n d’un électron d’une sous-couche f peut être égal à 3.

f) Si deux « édifices atomiques « ont la même configuration électronique, il s’agit forcément

du même élément.

g) Si deux « édifices atomiques « ont des configurations électroniques différentes il s’agit

forcément de deux éléments différents.

35

Chapitre IV

Classification périodique et Propriétés

des éléments

Chapitre IV Classification Périodique Des Eléments

36

Classification périodique et propriétés des éléments

I)-Introduction

Depuis 1862, les chimistes constatant la similitude de certains propriétés des éléments les ont

regroupés en famille (alcalins, halogènes...) et ont essayé de les classer par ordre de masse

moléculaire croissante (De chamcourtois, lothar-Meyer, Newlands...) mais c’est surtout les

travaux de Mendeleïev sur la relation entre les propriétés et la masse atomique qui furent les

plus importants. L’idée développée par Mendeleïev était qu’il existe une relation de

périodicité entre les propriétés des éléments et la masse atomique. Sur cette base il classa les

éléments existants à l’époque (63) par colonne de façon à trouver dans chaque colonne les

éléments présentant des propriétés chimiques voisines mais il eut surtout le mérité de prévoir

les propriétés d’éléments tels Gallium (Ga), le Strontium (Sr) il laissa des cases vides dans sa

classification, qui furent découvert des années plus tard. Cette classification périodique est

toujours d’actualité sauf que la périodicité des éléments est liée à la structure électronique

externe. Actuellement, les éléments sont classes par numéro atomique (Z) croissant

conformément aux principes et règles de remplissage.

Les éléments sont réunis dans un tableau composé de 7 lignes ou périodes et 18 colonnes.

II) Description du tableau périodique de Mendeleïev

Le tableau périodique est une conséquence des configurations électroniques. La classification

périodique est basée sur la formation de groupes constitués par les éléments (de numéro

atomique Z) possédant des propriétés analogues.

Le tableau périodique est constitué de 4 blocs : s, p, d et f.

Les éléments d’une même ligne horizontale du tableau périodique constituent une

période. Ils sont au nombre de 7 (sept ligne ; n= 1, 2, 3, 4, 5, 6,7).

Les éléments d’une même colonne ayant la même configuration électronique de la

couche externe constituent une famille ou groupe.

Le tableau périodique est constitué de 18 colonnes réparties en 9 groupes. Les 7 premiers

comportent chacun deux sous-groupes A et B selon l’état des électrons externes.

Sous-groupe A : contient les éléments dont la couche externe est ns np et nd10

.

Sous-groupe B : contient les atomes qui possèdent un état nd1..... nd

9.

Les indices I, II, III, IV, V, VI, VII, VIII… indiquent le nombre d’électrons sur la couche

externe, appelés électrons de valence.


37

III)-Les principales familles du tableau périodique sont :

Famille des alcalins : Groupe IA

Les éléments dont la configuration électronique externe est du type ns1.

Famille des alcalino-terreux : Groupe IIA

Leurs configurations électroniques externes sont de type ns2.

Famille des halogènes : Groupe VIIA

Leurs configurations électroniques externes sont de type ns2np

5.

Famille des gaz rares : Groupe VIIIA

Tous ces éléments ont une configuration électronique externe de la forme ns2np

6.

Famille des éléments de transition : VIIIB

Ce sont des éléments qui possèdent les orbitales d’incomplètement remplies.

Eléments des terres rares

Ces éléments possèdent les orbitales f en cours de remplissage. On distingue les éléments

qui correspondent au remplissage de l’orbitale 4f : on les appelle les lanthanides. Ceux qui

correspondent au remplissage de l’orbitale 5f sont appelés les actinides.

IV) Etude des périodes

Une période correspond au remplissage des sous couches :

Première période : n=1 1H : 1s1 et 2He :1s

2 1 sous couche : 1s > (2 éléments)

Deuxième période : n=2 3Li > 10Ne 2 sous couche : 2s ; 2p > (2+6=8 éléments)

Troisième période : n=3 11Na > 18Ar 3 sous couche : 3s ; 3p > (2+6=8 éléments)

Quatrième période : n=4 19K > 36Kr 3 sous couche : 4s ; 4p ; 3d > (2+6+10=18

éléments)

Remarque

- Dans la sous couche 3d on observe certaines irrégularités.

- Les éléments correspondant au remplissage de la s/c d sont les éléments de transition.

- On retiendra cependant la règle qui suit « une s/c d est d’autant plus stable si elle est à

moitie ou complètement remplie ».

Exemple

24Cr : 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

4 > 1s

22s

22p

63s

23p

64s

13d

5 (d moitie)

29Cu : 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

9 > 1s

22s

22p

63s

23p

64s

13d

10 ( d complètement remplie)

* Autre symbolisme du cortège

20Ca : 1s22s

22p

63s

23p

64s

2 → [18Ar] 4s

2 (Structure ou Squelette d’un gaz noble Argon).


38

- Les électrons qui entrent dans la structure d’un gaz noble sont appelés électrons de cœur et

sont inertes vis-à-vis de la réaction chimique.

- Les autres électrons sont des électrons de valence appartenant à des sous couches de valence

et constituent la structure électronique externe), ces électrons participent à la liaison chimique.

Cinquième période : n=5 37Rb > 54Xe 3 sous couche : 5s ; 5p ; 4d > (2+6+10=18

éléments).

Même remarque pour la sous couche 4d 42Mo [36Kr] 5s24d

4→5s

14d

5 / 47Ag [36Kr]

5s24d

9→5s

14d

10

Sixième période : n=6 55Cs > 86Rn 4s/c : 6s ; 4f ; 5d ; 6p > (2+6+10+14=32 éléments)

Remarque :

- Les éléments correspondant au remplissage de la s/c 4f sont appelés les Lanthanides.

- On observe dans cette période une irrégularité dans le remplissage de la s/c f pour le 1er

et

8éme

élément (le lanthanide (z=71) et le Gadolinium (z=64) où la s/c 5d contient un électron.

71La [54Xe] 6s24f

145d

1 / 64Gd [54Xe] 6s

24f

75d

1

Septième période : n=7 87Fr > 109] 4 sous couche : 7s ; 5f ; 6d ; 7p > (2+6+10+14=32

éléments)

Remarque :

- Cette période est incomplète, actuellement elle s’arrête à l’élément 109X.

- les éléments correspondant au remplissage de la s/c 5f sont appelés les Actinides, ils sont de

structure très mal connue et généralement radioactifs.

- On observe aussi, dans cette période, une irrégularité dans le remplissage de la s/c 5f pour

les huit premiers éléments (de l’Actinium 89 au Curium 96). Apres avoir rempli la s/c 7s on

place un électron dans la s/c 6d et on remplit la s/c 5f normalement de 1 à 7.

X [86Rn] 7s2

4f1-7

5d1

Le remplissage des s/c pour les autres éléments se fait conformément aux règles établies.

Subdivision du tableau périodique : quatre blocs s, p, d, f.

sd

p

4f

5f

f


39

V)- Propriétés physique des éléments

a- Propriétés métalliques

- Les métaux : Les métaux sont une classe de matériaux très utilisés dans de nombreux

domaines. Un métal est défini comme un matériau dont la cohésion des atomes est assurée par

la liaison métallique : tous les atomes de l’objet mettent un ou plusieurs électrons en commun.

- Les non-métaux : Les non-métaux forment une série chimique du tableau périodique qui

regroupe les éléments qui ne sont ni des Métaux, ni des Métalloïdes, ni des Halogènes, ni

des Gaz rares. Cette série comprend l’Hydrogène, le Carbone, l’Azote, l’Oxygène,

le Phosphore, le Soufre et le Sélénium.

- Les semi–métaux : Dès les débuts de la chimie et jusqu’en 1965, le terme

de métalloïde désigne un corps chimique, puis un élément chimique qui n’est pas un métal.

Aujourd’hui, le concept de métalloïde se rapporte à un élément chimique qui ne peut être

classé ni dans les métaux ni parmi les non-métaux . Cette série comprend le Magnésium, le

sodium, calcium.

b- Les électrons des valences

Sont des électrons situés sur la couche externe de la configuration électronique de l’atome,

donne le groupe ou la famille chimique de l’élément.

c- La stabilité de la sous couche nd

La sous couche nd est stable dans deux cas

Si elle est saturée à 10 électrons (nd10

).

Si elle est demi-saturée, remplie à 5 électrons (nd5).

VI) – Périodicité des propriétés

VI .1- Rayon atomique ra

On peut définir le rayon atomique comme étant la moitié de la distance entre les centres des

deux atomes liés par une liaison simple.

Sur une période : Si Z augmente alors ra diminue.

Sur une colonne : Si Z augmente alors ra augmente.

VI .2- Rayon ionique ri

D’une manière générale :

* Les cations sont plus petits que leurs atomes parents : ri (cation) < ra

* Les anions sont plus gros que leurs atomes parents : ri (anion) > ra

* Pour les ions ayant la même configuration électronique (S2-

, Cl-, K

+, Ca

2+, Ti

4+,…) : Si Z

augmente ; ri diminue.

https://fr.wikipedia.org/wiki/Mat%C3%A9riau

https://fr.wikipedia.org/wiki/Liaison_m%C3%A9tallique

https://fr.wikipedia.org/wiki/S%C3%A9rie_chimique

https://fr.wikipedia.org/wiki/Tableau_p%C3%A9riodique

https://fr.wikipedia.org/wiki/%C3%89l%C3%A9ment_chimique

https://fr.wikipedia.org/wiki/M%C3%A9tal

https://fr.wikipedia.org/wiki/M%C3%A9tallo%C3%AFde

https://fr.wikipedia.org/wiki/Halog%C3%A8ne

https://fr.wikipedia.org/wiki/Gaz_noble

https://fr.wikipedia.org/wiki/Hydrog%C3%A8ne

https://fr.wikipedia.org/wiki/Carbone

https://fr.wikipedia.org/wiki/Azote

https://fr.wikipedia.org/wiki/Oxyg%C3%A8ne

https://fr.wikipedia.org/wiki/Phosphore

https://fr.wikipedia.org/wiki/Soufre

https://fr.wikipedia.org/wiki/S%C3%A9l%C3%A9nium





https://fr.wikipedia.org/wiki/Non-m%C3%A9tal


40

* A charges égales, le rayon ionique varie dans le même sens que le rayon atomique : Si Z

augmente alors ri diminue.

VI .3- Energie d’ionisation (EI)

C’est l’énergie qu’il faut fournir pour arracher un électron à un atome (ou à un ion) dans l’état

fondamental et à l’état gazeux.

o Sur une même période : si Z augmente alors E.I augmente.

o Sur un même groupe : si Z augmente alors E.I diminue.

VI .4- Affinité électronique (A.E)

C’est le phénomène inverse de l’ionisation. L’affinité électronique d’un atome X est l’énergie

dégagée lorsque cet atome capte un électron.

VI .5-Electronégativité (χ)

C’est le pouvoir d’attirer un électron par un élément. Un élément qui perd facilement un ou

plusieurs électrons est dit électropositif. L’électronégativité χ d’un élément X.

o Sur une même période : si Z augmente alors χ augmente.

o Sur un même groupe : si Z augmente alors χ diminue.

VI .6-Valence

C’est la capacité de chaque atome à former une liaison. Sa valeur est égale au nombre

d’électrons non appariés (célibataires).

Exemple :

1) Hydrogène : 1s1

; v= 1

2) Oxygène : 2s2 2p

4 ; v= 2

3) Potassium : 4s1, v = 1

VII .7-Propriétés magnétiques

- Diamagnétisme : Les atomes (ou molécules) ne possédant pas d’électrons célibataires sont

dit diamagnétiques.

- Paramagnétisme : Les atomes (ou molécules) possédant des électrons célibataires sont dit

paramagnétiques.


41


Exercice 1

1-Déterminer la configuration, le courtage électroniques, la période et groupe pour chaque

élément

2- Déterminer le nombre des électrons de cœur et le nombre des électrons de valence.

P(15), Cu(29), Fe(26), Ce(58), Hg(80), Br(35)

Exercice 2

Quel est le nombre des électrons de valence du vanadium V (Z=23) et du gallium Ga (Z=31) ?

Donner les quatre nombres quantiques de ces électrons de valence.

Exercice 3

Soient les éléments suivants : A, B, C, D à l’état fondamentale.

- L’élément (A) est situé dans la même période de Cl (17) et le groupe VA.

- L’élément (B) de l’anion stable (B-2

) prendre a même configuration électronique de

l’élément (Rn=86).

- L’élément € de même groupe d’Ag (47) et la même période de Ce (58).

- L’élément (D) est a constitué un électron célibataire dans sous couche (n=4, l=3) selon la

configuration électronique. Déterminer le numéro atomique (Z) pour chaque élément (A, B,

C, D) et comparé entre les trois éléments (B, C, D) parmi le rayon atomique (ra) et (C, A)

parmi l’énergie d’ionisation (Ei).

Exercice 4

Soient les éléments suivants :

Al(13), Cr(24), Rb(37), Ta(73).

1- Donner la configuration électronique de ces éléments.

2- Situer les dans le tableau périodique (période et groupe).

3- Donner la valeur des quatre nombres quantiques pour les électrons de valence de Cr(24) ?

4-Quel sont les ions obtenus avec Al et Cr ?

5- Quel est le numéro atomique (Z) des éléments de même période de Al (13) ?

Exercice 5

L’atome d’étain (Sn) possède dans son état fondamental deux électrons sur la sous-couche 5p.

1. Donner sa structure électronique, son numéro atomique ainsi que le nombre d’électrons de

valence.

2. Fait-il partie des métaux de transition ? Pourquoi ?


42

Exercice 6

Soient les deux éléments chimique A et B présentant des nombres atomiques Z et Z’.

A [18 Ar] 4S2 3d

3 et B [36 Kr] 5S

2 4d

5

1- Déterminer Z et Z’.

2- Déterminer le groupe et la période de A et B.

3- Donner la configuration électronique de A’ et B’ ( A’ = (Z+5) ; B’ = (Z’+3)).

4- Déterminer le groupe et la période de A’ et B’.

Exercice 7

1- Un élément a moins de 18 électrons et possède 2 électrons célibataires. Quelles sont les

configurations électroniques possibles pour cet élément ? Quel est cet élément sachant qu’il

appartient à la période du lithium(3) et au groupe de l’étain(50).

2- L’élément en question appartient à l’une des trois premières lignes de la classification.

La représentation sous forme de cases quantiques montre que seules les configurations p2 et

p4 possèdent « exactement » deux électrons célibataires. On peut aussi considérer que la

configuration s2p

3 peut convenir puisqu’elle compte 3 électrons célibataires. L’élément en

question ne peut donc être que : C, Si, O, S, N ou P.

Exercice 8

Un élément appartient à la quatrième période et possède deux électrons « célibataires «

(seuls dans une case quantique).

1- Combien de possibilités y a-t-il ? Préciser pour chacune le N° de la colonne et celui de la

ligne.

2- On sait de plus que cet élément n’est pas un élément de transition. Combien reste-t-il de

possibilités ? Préciser pour chacune le N° de la colonne et celui de la ligne.

3- On sait de plus que cet élément appartient à la famille des chalcogènes. Combien reste-t-il

de possibilités ? Préciser pour chacun le N° de la colonne et celui de la ligne.

43

Chapitre V

La Liaison chimique

Chapitre V La Liaison Chimique

44

La Liaison chimique

I- Introduction

La matière, dans ses différents états, est généralement formée par des molécules et parfois des

assemblages ioniques. A part les éléments de la colonne VIIIA qui sont des gaz rares

monoatomiques stables à l’état standard, tous les autres atomes existent à l’état combiné, sous

forme de molécules simple ou complexes. La formation de ces édifices (molécules) suit la loi

générale de la thermodynamique selon laquelle tout système évolue spontanément vers l’état

ou il est le plus stable.

Sur le plan structural, il est important de connaitre les raisons pour lesquelles l’assemblage

des atomes (électrons et noyaux) dans une molécule ou un cristal est plus stable qu’un édifice

formé d’atomes isolés à l’état fondamental, d’étudier (comme pour les atomes) la répartition

des électrons dans une molécule et de rechercher la ou les causes de la stabilité des édifices

formés : c’est l’objet de la liaison chimique.

II- Les différentes liaisons chimiques

II.1)- Liaison covalente

La liaison covalente est la mise en commun d’un doublet électronique.

Exemple : F2

F Fliaison covalente

Si le doublet appartient initialement à un seul donneur, la liaison covalente est appelée liaison

dative.

Exemple : C3H9ON

Les atomes ayant des électronégativités différentes, la liaison covalente entre deux atomes

différents (C et O par exemple) est polarisée. Les électrons de la liaison sont attirés par

l’élément le plus électronégatif.

Règle de l’octet : Dans une molécule, chaque atome aurait tendance à s’entourer de huit

électrons sauf la molécule d’hydrogène.

N

CH3

CH3

CH3 O


45

II.2)- Liaison ionique

Il y a échange d’électrons entre les atomes qui forment la molécule de façon à former des ions

stables (ce transfert d’électrons est possible lorsqu’on a une grande différence

d’électronégativité (Δχ > 2) en général.

Exemple :

NaCl (Na = 0.93 ; Cl = 3.16) → Δχ = 3.16 – 0.93 = 2.23 > 2.

Na → Na

+ + 1é : 1s

2/ 2s

22p

6 (structure d’un gaz rare, le Néon : 10Ne).

Cl + 1é → Cl- : 1s

2 2s

22p

6/3s

23p

6 (structure d’un gaz rare, l’Argon: 18Ar).

Na+ et Cl

- sont des ions stables. La nature de la liaison est purement électrostatique.

Na+

Cl-

dNaCl = r (Na+) + r (Cl-) → μ = ed (liaison ionique →molécule polaire)

On définit également le caractère ionique partiel d’une liaison (% C.I) par :

% C.I = μreel * 100/μionique

II.3)- Liaison métallique

Les caractéristiques essentielles des métaux (donneurs d’électrons) est d’être d’excellents

conducteurs thermiques et électriques, ductiles, malléables et opaques.

Sous l’action d’un champ électrique même faible, un métal conduit l’électricité (il y

déplacement d’électrons). Ce fait expérimental montre que les électrons du métal, ou du

moins un certain nombre d’entre eux, sont peu liés et ne peuvent être localisés dans une

orbitale entre deux atomes, ils seront décrits par des orbitales totalement délocalisées sur

l’ensemble du réseau métallique.

La liaison métallique s’établit entre atomes identiques possédant en général moins de quatre

électrons célibataires dans leurs sous couches externes. En effet ces atomes ne peuvent se lier

entre eux par des liaisons dites ‘covalente ou ionique’.

III- Notation de Lewis

III.1)- Doublet liant et doublet non liant

Dans une molécule, tous les électrons périphériques des atomes sont groupés par paires

appelées « doublets d’électrons ». On distingue les doublets liants des doublets non liants.

Un doublet liant est constitué de deux électrons mis en commun dans une liaison covalente. Il

appartient à deux atomes. Les autres doublets sont appelés doublets non liants, ils

n’appartiennent qu’à un seul atome.

X X

doublet non liant (é non liants)

doublet liant (é liants)


46

III.2)- Représentation de Lewis d’une molécule

La représentation de Lewis d’une molécule est une représentation des atomes et de tous les

doublets liants et non liants de cette molécule. Par convention un doublet liant entre deux

atomes est représenté par un trait entre les symboles de ces atomes ; un doublet non liant d’un

atome est représenté par un trait à côté du symbole de l’atome.

Exemple

17Cl [10Ne] 3s23p

5

Cl Cl

9F [2He] 2s22p

5 F F

ns2 np5

ns2 np5

III.2)- Diagramme de Lewis

III.2.1)- Les acides oxygénés (oxacides)

Formule générale XOm (OH) n

HNO2 NO1 (OH) Acide nitreux NO2- ion nitrite

N

O

O

H

H+N

O

O N O

O

Réarrangement pour l’atome d’oxygène 1s22s

22p

4.

III.2.2)- Les acides hydrogénés (hydracides)

Formule générale H nX

HCl Acide chlorhydrique Cl- ion chlorure H-Cl

H+H Cl Cl

III.2.3)- Limites de la théorie de Lewis

- Des atomes tels que le Bore dans (BF3), l’Aluminium dans (AlCl3) ou d’autres éléments tels

le Phosphore dans (PCl5) ou le Soufre dans (SF6) ne vérifient pas la règle de l’octet.- Cette

théorie ne donne aucune information sur la force des liaisons (liaison doublet = deux liaisons

simples ?) ni de justification sur l’existence de moment dipolaire permanent sur certaines

molécules.


47

- La représentation de Lewis des molécules ou des ions ne fournit aucun renseignement sur la

géométrie spatiale de la molécule (angles ?).

Remarque : acide et base de Lewis

- Un acide de Lewis sera tout corps qui possède une lacune électronique (chambre vide).

- Une base de Lewis sera tout corps qui possède un ou plusieurs doublets libres.

IV- La liaison covalente et la théorie des orbitales moléculaires

Les insuffisances de la théorie de Lewis nécessitent l’introduction de la mécanique

ondulatoire.

- Un électron dans un atome est décrit par une fonction d’onde ΦΨ = O.A

- Un électron dans une molécule sera décrit par une fonction d’onde Φ = O.M

La liaison atomique s’opère lorsqu’il existe, sur une O.A, un électron célibataire qui peut se

lier avec un autre é- célibataire appartenant à une autre O.A ayant même énergie ou d’énergie

voisine afin de former une O.M dont le niveau énergétique est inferieur à celui des deux O.A.

Soient Ha et Hb deux atomes d’Hydrogène.

Ha → Ψa (Ha isolé) Pour qu’il y est liaison entre Ha et Hb pour former la molécule de H2

Hb → Ψb (Hb isolé) il faudrait que les 2 atomes se rapprochent jusqu’à une distance r1-2

e1 e2

a b

r1-2

rb2ra2

ra2 rb2

ra- b

Une des méthodes de calcul utilisée est la méthode L.C.A.O (linear Combinaison of Atomic

Orbitals).

Si les deux atomes se lient entre eux on aura une combinaison linéaire des O.A Ψa et Ψb →

Ψ = aΨa + bΨb

Les calculs donnent a/b = +1 et a/b = -1 (Ha et Hb

Ψ+

= Ψa + Ψb Ψ O.M (liante) Ψ

Ψ- = Ψa + Ψb Ψ

* O.M (antiliante)

Ψ et Ψ* qui sont en fait des combinaisons linéaires des O.A Ψa et Ψb sont appeles les

orbitales moléculaires ou O.M

à Ψ+ E+ Energie liante €.

à Ψ- E+ Energie antiliante (E

*).


48

Représentation de la répulsion et d’attraction de la molécule H2

Les deux électrons de la molécule H2 seront de spins opposés et iront se placer sur le niveau

de plus basse énergie (le plus stable), l’OM liante Ψ.

Diagramme énergétique de la molécule H2

En extrapolant : 1OA ou 1OM contiendra au maximum 2é

2 OA se combinent pour donner 2 OM (Ψ, Ψ*)

n OA n OM

Représentation schématique de la liaison σ 1s-1s dans la molécule H2

On forme une liaison covalente par recouvrement d’O.A de type s. On a une distribution de

charge de symétrie cylindrique de révolution, le recouvrement est axial (se fait le long des

axes joignant les deux noyaux), l’O.M formée sera de type σ.

E

E*

E

antiliante

liante

Ha Hb

Ha+Hb=H2

E

Ψ*

Ψ

Ψ1sa Ψ1sb

OM liante

Å


49

IV.1)- La liaison sigma(σ)

On a formation d’une liaison (σ) par recouvrement axial de 2 O.A, l’orbitale moléculaire

liante présente une symétrie cylindrique de révolution autour de l’axe internucléaire. Une

liaison (σ) peut se former à partir de :

De deux O.A de type s

D’une O.A est d’une O.A de type p

De deux O.A de type p

Représentation du recouvrement axial de deux O.A.(ss)(sp)(pp)

La liaison (σ) (O.M liante σ) induit la libre rotation autour de l’axe de révolution ( axe de la

molécule.

Ψ1sa + Ψ1sb Ψ1sa - Ψ1sb

σ 1sa+1sb

OM Liante

σ * 1sa-1sb

OM Antiliante

Ψ1sa + Ψ2p

Ψ1sa - Ψ2p

σ 1sa-2p

OM Liante

σ * 1sa-2p

OM Antiliante

Ψ2p + Ψ2p

Ψ2p - Ψ2p

σ 2p-2p

OM Liante

σ * 2p-2p

OM Antiliante


50

IV.2)- La liaison pi ()

La liaison () ne peut se former qu’à partir de deux O.A p. seulement et que si une liaison de

type (σ) existe déjà. On a formation d’une O.M. () par recouvrement latéral pas de symétrie

cylindrique de révolution). Ce recouvrement exigera que les axes des O.A soient parallèles

alors que pour la liaison (σ) les axes sont confondus.

La symétrie latérale induit la présence de deux plans nodaux perpendiculaires entre eux et à

l’axe joignant les noyaux (on rappelle qu’un plan nodal est un domaine d’espace ou la

probabilité de trouver l’électron est nulle Ψ2

= 0). La présence d’une liaison () bloque la libre

rotation (géométrie fixée).

Représentation du recouvrement latéral de deux O.A.p

IV.3)- Diagramme énergétique d’une molécule

Comme pour les atomes, on définira un diagramme énergétique (représentation des niveaux

énergétiques) pour les molécules. Le remplissage des O.M se fera conformément aux règles

établies pour les atomes (principe de stabilité, principe de Pauli et la règle de Hand). On a un

recouvrement maximum (liaison) entre O.A de même énergie ou d’énergies voisines.

On défini également l’ordre de liaison (ou l’indice ou nombre)

O.L ou i = (n-n*)/2

n : nombre d’électrons liants (situés sur une O.M liante).

n* : nombre d’électrons antiliants (situés sur une O.M antiliante)

PN PN

2p+2p 2p-2p

2p-2p

*2p-2p


51

IV.3.1)- Les molécules homonucléaires (A2) :

La molécule (O2) :1s22s

22p

4

Diagramme des O.Ms de la molécule homoatomique de type (A2)

La structure électronique de la molécule : (σ1s-1s)2

(σ*1s-1s)2 (σ2s-2s)

2 (σ*2s-2s)

2

(σ2p-2p)2

(σ*2p-2p)2 (2p)

2 (2p)

2 (*2p)

2 (*2p)

2.

On calcule: O.L(i) = ½(n-n*) = ½ (10-6)=2 O.L(i) = 2

On a une double liaison entre les deux atomes d’Oxygène (en notion de Lewis O=O) ce qui

traduit mal la réalité .En effet on remarque sur le diagramme qu’il existe deux électrons

célibataires situés sur les deux orbitales antiliantes selon (règle de Hand), ce qui confère à

cette molécule des propriétés paramagnétiques. L’explication de ce phénomène de

paramagnétique de l’Oxygène constitua un succès notable pour la théorie des orbitales

moléculaires.

EE

1s

2s

2p 2p

2s

1s

E

E*

liante

antiliante

2s-2s

2s-2s

2p-2p

2p-2p

1s-1s

1s-1s

2p

2p

2p

2p

σ

σ*

*

σ

σ*

*

σ*

σ


52

IV.3.2)- Les molécules hétéronucléaires (AB)

La molecule (HF) / H: 1s1 / F: 1s

22s

22p

5

L’atome de Fluor étant plus électronégatif que l’hydrogène, ses O.A seront plus stables

(d’énergie plus basse que celle de l’atome d’hydrogène.

Les O.A qui vont se combiner entre eux seront ceux qui auront les énergies les plus proches

(l’O.A 1s de H et une des O.A 2p de F).

Diagramme des O.Ms de la molécule héteroatomique de type (AB)

-La combinaison linéaire de l’O.A 1s de H et de l’O.A 2pz donne naissance à deux O.M : une

O.M. (σ) liante, d’énergie plus faible que les deux O.A et une O.M (σ*) antiliante d’énergie

levée.

- Les O.A. 2s, 2px et 2py, non utilisées donneront des O.Ms de même énergie que ces O.A ce

sont des O.M nonliantes localisées autour de l’atome de Fluor.

On forme une liaison (σ2p-1s) entre F et H.

On Calcule: O.L(i) = ½(n-n*) = ½ (2-0)=1 O.L(i) = 1

E

1s

2s

2p-1s

2pz-1s

E

2p2px 2py

2s

σ

σ*


53


Exercice 1

Donner le type de liaison qui existe dans chacun des composés suivants :

F2, HCl, BF4- , AlCl3, BF3, NH4

+, NaCl.

Exercice 2

Faisons réagir du soufre et de l'oxygène :

1- Rappeler la structure électronique du soufre et de l'oxygène.

2- Quel est le composé que l'on devrait obtenir par la théorie simple de la covalence ?

3- Ce composé existe- t- il en fait ?

4- Quelles sont les formules des composés du soufre et de l'oxygène que vous connaissez ?

5- Se basant sur le fait qu'il y'a intervention d'une liaison dative, proposez la formule

symbolique de SO2 et SO3.

Exercice 3

Représenter le mésomère le moins chargé en forme de Lewis des molécules acycliques

suivantes. L’atome central est représenté en gras en cas d’ambigüité.

1) H2O, Ion Hydroxyde OH−, Ion Hydronium H3O

+, Peroxyde d’Hydrogène H2O2, Proton H

+.

2) Ammoniac NH3, ammonium NH4+, amidure NH2

−.

3) Quelques gaz : Dihydrogène, Méthane CH4, Difluor F2, Dichlore Cl2, Dioxygène O2,

Diazote N2, Monoxyde de Carbone CO, Dioxyde de Carbone CO2, Ozone O3.

4) Quelques composés (NO) : monoxyde d’azote NO, ion Nitronium NO2+, ion nitrite NO2

−,

ion Nitrate NO3− puis quelques dimères NNO, O2N-NO, O2N-NO2, ON-NO.

Exercice 4

1)Les Acides: Cyanhydrique HCN, Bi-carbonique H2CO3, Sulfurique H2SO4, Méthanoïque

H-COOH, Méthanol CH3OH, Acide Hypochloreux HClO, Nitrique HNO3.

2) Les Bases: Effectuer l’exercice sans regarder les formes acides de la question précédente,

puis vérifier. Ion Cyanure CN−, Ion Carbonate CO2

−3 , Ion Sulfate SO2

−4 , Ion Methanoate H-

COO-, Ion Méthanolate CH3O

-, Ion hypochlorite ClO

-.

3) AlCl3, ICl3, O2−2

, BrO−, CCl4, BBr3, BH4

-, PH4

+, PCl5, SF6, Ion Perchlorate ClO4

-,

Trioxyde de Soufre SO3, Dioxyde de Soufre SO2, Phosgène Cl2CO.

4) Des classiques redox :

a) l’Ion Permanganate MnO4− (25Mn)

b) l’Ion Dichromate [ (CrO3)2]2-

ou chaque chrome (24Cr) a le même nombre d’oxydation

c) l’Ion thiosulfate S2O2−3

ou un soufre est l’atome central entour´e de trois O et un S.


54

Exercice 5

On donne les composés interhalogénés suivants :

CIF CIF3

BrF BrF3 BrF5

IF IF3 IF5 IF7

1- Donner la structure de Lewis de CIF, CIF3, BrF5, IF7

2- Sachant que les transitions électroniques permises à l’électron doivent satisfaire la règle

I= ± 1 (s ↔ p , p ↔ d...) et en vous basant sur les connaissances acquises expliquer

pourquoi :

- Le Fluor a une covalence égale à 1.

- Le Chlore a une covalence égale à 1et 3.

- Le Brome a une covalence égale à 1, 3 et 5.

- Le L’iode a une covalence égale à 1, 3, 5 et 7.

Exercice 6

Le caractère ionique partiel (%C.I) de la molécule H-Cl est 17%.

1- Calculer la charge partielle portée par H et Cl.

2- Calculer en Debye le moment dipolaire de cette molécule sachant que due la distance

intermoléculaire dH-Cl = 1.28

Données : 1D= 10-29

/3 C.m ; e = 1.610-19

C ; 1Å = 10-10

m

Exercice 7

L’angle des liaisons S-O, dans la molécule SO2, est égal à 119°. Son moment dipolaire

mesuré est 1.65 D.

1- Quelle est l’ionicité des liaisons ?

2- Quelle est la valeur des charges localisées sur S et sur les deux O ?

Données : 1D = 3.33 10-30

SI ; e = 1.6 10-19

C ; dS-O = 0.145 10-9

m

Exercice 8

Attribuer, en expliquant, à chaque molécule diatomique suivante le moment dipolaire et le

pourcentage ionique qui lui convient : HB ; HCl ; LiF et HI.

D (Debyes) 6.30 0.38 1.03 0.79

CI (%) 11 84.6 6.8 16.9 Données : 1H ; 3Li ; 9F ; 17Cl ; 35Br ; 53I


55

Exercice 09

1. Moment dipolaire de la molécule H2O :

L'oxygène étant plus électronégatif que l’hydrogène, la liaison O-H est polarisé.

Il existe donc un moment dipolaire vecteur (μ OH) ayant pour direction chaque liaison O-H,

le sens étant par convention dirigé des charges positives vers les charges négatives.

En faisant la somme des deux vecteurs (μ OH), on obtient le moment dipolaire vecteur (μ H2O)

de la molécule qui est dirigé suivant la bissectrice de l’angle HÔH.

2. Pourcentage ionique de la liaison O-H dans H2O.

Le pourcentage ionique = (μ expérimental/μ théorique).(100% Le moment dipolaire théorique

: μ = .e.d. 4,8 (en Debye) avec (= 1 μ O-H = 1,51D et dO-H = 0,96 Å).

ionique = [1,51/(1. 0,96 .4,8)] .100 = 32,8) ( La liaison est de 33ionique).

56

Chapitre VI

L’hybridation et géométrie des molécules

Chapitre VI L’hybridation Et Géométrie Des Molécules

57

L’hybridation et géométries des molécules

I- L’ Hybridation

Le modèle des orbitales hybrides permet de simuler la déformation des orbitales. Il consiste à

exprimer les orbitales atomiques déformées comme des combinaisons linéaires des orbitales

atomiques de valence appartenant à des sous‐ couches différentes (pour un même atome). Les

nouvelles orbitales sont à ce titre appelées orbitales hybrides. Ce mélange d'orbitales de

symétries différentes mais appartenant à la même couche électronique permet de modifier

l'orientation des nouvelles orbitales afin de mieux décrire qualitativement les liaisons entre

atomes. On écrit un orbital hybride sous la forme :

Φ =

Où est l’orbital hybride, Cp les coefficients de la combinaison linéaire qui donnent

l'influence de chaque orbitale atomique p dans l'hybride. Il existe 3 types d’orbitaux hybrides

: sp3, sp

2 et sp.

I.1)-L’Hybridation diagonale (sp3)

Elle résulte de la combinaison linéaire d’une orbitale s avec 3 orbitales p d’un même atome.

Pour décrire une molécule tétraédrique telle que CH4, pyramidale avec une paire non liante

comme NH3 ou angulaire avec deux paires non liantes comme H2O.

Exemple: CH4 / 6C: 1s2 2s22p

2

2s 2p

sp3

Quatre O.A Hybrides identiques sp3

Formation de 4 liaisons sigma du methane

Type de VSEPR;AX4, Tetraédrique

C

H

H

H

H


58

I.2)-L’hybridation trigonale (sp2)

Elle résulte de la combinaison linéaire d’une orbitale s avec 2 orbitales p d’un même atome.

Pour décrire une molécule trigonale telle que BH3 ; l’autre orbitale p est inchangée et sera à

l’origine de la liaison π de l’éthylène.

Exemple

C2H2

Représentation de l’hybridation (sp2)

I.3)-L’Hybridation linéaire (sp)

Elle résulte de la combinaison linéaire d’une orbitale s avec une orbitale p d’un même atome.

Pour décrire une molécule linéaire telle que BeF2 ; les deux autres orbitales p sont inchangées

et seront à l’origine, par exemple, des deux liaisons π dans l’acétylène.

Représentation de l’hybridation (sp)

2s 2p

Formation de 5 liaisons sigma

Type de VSEPR;AX3

sp2 pz

3 O.A Hybrides 1 O.A non Hybride

Formation d'une liaison Pi

C C

H

H

H

H

2s 2p

Formation de 3 liaisons sigma

Type de VSEPR;AX2

s p 2sp

2 O.A Hybrides 2 O.A non Hybride

Formation de 2 liaisons Pi

C C HH

sp 2py 2pz


59

II- Principe des règles de Gillespie

Le principe est que les diverses paires électroniques de la couche de valence d’un atome

central A se repoussent entre elles : la géométrie de l’édifice sera celle pour laquelle les

répulsions seront minimales, c'est-à-dire celle engendrant des distances maximales entre les

doublets.

Les molécules à atomes central A sont notées

où m est le nombre d’atomes X liés à A

n : le nombre de doublets non liants E de la couche de valence de l’atome central A.

Une double ou triple liaison est décomptée comme une simple liaison dans cette théorie :

c’est donc le nombre de direction de liaisons prévues par Lewis qui fixe la valeur de m. On

suppose que les doublets liants et non liants de la couche externe évoluent à une même

distance du noyau de l’atome central A ; ils se déplacent donc à la surface d’une sphère dont

le centre est l’atome A (comparaison avec le globe terrestre). Les doublets se repoussent

mutuellement et se localisent dans des positions qui minimisent les répulsions, c'est-à-dire le

plus loin possible les unes des autres.

Structure des molécules et des ions selon la molécule V.S.E.P.R

AXmEn

m+n m n Type Hyb. Géométries Exemples

2 2 0 AX2 sp

Linéaire α =180°

BeH2, HCN, CO2

3

3 0 AX3

sp2

Triangulaire α =120°

BCl3, BF3, NO3

-

CO3-, SO3, AlCl2

2 1 AXE2 Coudée α 120°

SO2, SnCl2, O3,

NOCl

4

4 0 AX4

Sp3

Tétraédre α =109.5°

CH4, CHCL3

NH3, NH4+

, POCl3 3 1 AX3E1

Pyramide à base Triangulaire


60

Remarque

Il existe deux types de doublets électroniques de la couche de valence :

Les paires liantes, qui constituent des liaisons chimiques.

Les paires non liantes, qui sont dans la couche externe mais qui ne constituent pas de

liaisons chimiques.


61


Exercice 1

1- Quelle est la géométrie du Penta-fluorure de phosphore PF5 ? Indiquer la valeur des angles.

2- Dans l’état solide, le Penta-chlorure de phosphore possède une structure ionique faisant

intervenir les espèces PCl4+ et PCl6

−. Déterminer la géométrie de ces deux ions.

3- Proposer trois géométries possibles pour le composé PCl3F2.

Exercice 2

Dans le modèle V.S.E.P.R., l’arrangement des liaisons autour d’un atome central dépend à la

fois du nombre de paires d’électrons de valence et des caractéristiques des orbitales

occupées.

1- Dans les espèces = 0, la géométrie de la molécule est celle de la figure

géométrique de coordination que les atomes = constituent autour de l’atome central .

a- D´écrire la nature et représenter cette figure dans le cas d’une géométrie : (1) linéaire ; (2)

triangulaire ; (3) tétraédrique ; (4) bipyramidale triangulaire ; (5) octaédrique.

b- En déduire l’indice de coordination de l’atome central .

c- Indiquer la (ou les) valeur(s)des angles de valence pour chacune des géométries (1)à (5).

2- La géométrie du système électronique met en jeu les doublets de l’atome central.

a- Classer par ordre décroissant les forces d’interaction entre paires électroniques.

b- Corréler les électronégativités du ligand ou de l’atome central au volume occupé par une

paire d’électrons de liaison.

Exercice 3

D’après les règles de Gillespie, donner le type d’hybridation des atomes et la géométrie des

molécules suivantes tout en respectant les valeurs des angles valenciels ( on représentera

schématiquement ces molécules par : doublet non liantes (NL) ; doublet liantes (L) ;

liaison

(1)- BCl3; PCl3; POCl3; BeCl3. (2)- CH2CH2; C2H2; NH2NH2; CH2 C= C CH2

Exercice 4

La géométrie des molécules est liée au nombre de doublets électroniques non liantes et à

l’électronégativité des différents atomes qui forment la molécule.

1- Donner le type d’hybridation, la géométrie ainsi que la variation de l’angle valenciel (selon

croissant) pour chacune des deux séries suivantes :

NH3; PH3; AsH3; SbH3 et AsCl3; AsBr3; AsI3.

2- Que peut on conclure?


62

Exercice 5

Considérons la molécule d’hydrazine N2H4

1- Donner sa structure de Lewis.

2- Quelle est l’hybridation des atomes d’azotes ? Est-ce la même que celle de l’atome d’azote

dans :

a)- NH3 ; b)- NH4+ ; c)- RCH= NR

+.

3- L’hybridation est-elle acide ou basique? Justifier votre réponse.

Exercice 6

Le chlorure d’aluminium a pour formule AlCl3.

1- Donner sa formule de Lewis et préciser, en la justifiant, sa géométrie.

2-En solution dans le benzène, la molécule de chlorure d’aluminium se combine `a l’ion

chlorure pour engendrer un ion complexe Tétra-chloroaluminate 3. Pourquoi ? Quelle

géométrie cet édifice présente-t-il ?

3- On observe aussi que le chlorure d’Aluminium tend, dans d’autres conditions, `a engendrer

une molécule de formule Al2Cl6 dans laquelle tous les atomes vérifient la règle de l’octet.

Proposer une formule de Lewis pour cette molécule.


63

Chapitre VII

Réactions dans les solutions aqueuses


64

Réactions dans les solutions aqueuses

I- Introduction

Les acides et les bases sont des substances que l’on retrouve partout de soi. Dans la cuisine,

on utilise souvent à pate, du bicarbonate de souda et du vinaigre pour réaliser différentes

recettes. La plupart des boissons que l’on boit sont des acides comme le jus d’orange, les

sodas. Basique. Les acides et les bases sont très utiles dans vie de tous les jours.

II- Notion théoriques sur les acides et les bases

I.1- Définition d’un acide et une base

I.2- Selon Arrhenius

Un acide est une substance qui dissocie dans l’eau sous forme d’ion H+.

HCl H+ + Cl

-

Une base est une substance qui dissocie dans l’eau sous forme d’ions OH-.

NaOH Na+ + OH

-

I.3- Les couples acido-basiques Conjuguées

L’équation d’une réaction acido-base :

Acide + Base Base Conjuguée + Acide Conjuguée

On nomme la base conjuguée d’un acide comme étant la molécule qui reste âpres avoir perdu

un proton.

L’acide conjuguée d’une base est la molécule qui a attrapé le proton( le proton s’est ajouté à

cette molécule de base).

I.4 - La force des acides et des bases

Un acide fort est un acide qui se dissocie complètement en ions positifs et négatifs, comme

l’acide chlorhydrique (HCl). Une base forte se dissocie complètement en ions positifs et

négatifs, comme hydroxyde de sodium(NaOH).

Exemple :

Acides forts Bases Forts

HCl (acide chlorhydrique) NaOH (hydroxyde de sodium)

HBr (acide bromique) KOH (hydroxyde de potassium)

HNO3 (acide nitrique) Ca(OH)2 (hydroxyde de calcium)

H2SO4 (acide sulfurique) Ba(OH)2 (hydroxyde de baryum)


65

III- pH et acidité des solutions

III.1- Notion de pH:

L’échelle pH (potentiel Hydrogène) donne une mesure de l’acidité en mesurant la

concentration en ions hydronium (H3O+)

d’une solution aqueuse ; pH=-log (H3O+).

IV- acidité des solutions

Une solution aqueuse est dite «neutre» si elle contient autant d’ions hydroniums H3O+ que

d’ions hydroxyde OH–.

Une solution est dite «acide» si elle contient plus d’ions H3O+ que d’ions OH

- .

Une solution est dite «basique» si elle contient plus d’ions OH- que d’ions H3O+ A 25 °C.

Une solution aqueuse est acide si pH < 7, neutre si pH = 7, basique si pH > 7 : Soit

l’équilibre d’hydrolyse:

AH + H2O A- + H3O

+ d’un couple acido-basique AH/A

-

D’après l’expression de Ka = [H3O+] [A-] / [AH] sachant que pH = -log[H3O

+]

pH = pKa + log[A-]/[AH]

Pour les raisonnements utilisés dans les réactions acido-basiques, il est important de poser un

certain nombre d’équations et de faire des approximations de façon à pouvoir résoudre les

exercices. Ces équations portent des noms particuliers, Il s’agit:

- de la loi d’action de masse, correspondant à l’expression de Ka, constante d’équilibre

- du produit ionique de l’eau ou autoprotolyse de l’eau: Ke

- de l’électroneutralité : dans cette équation, on écrit l’égalité suivante: la somme des

concentrations des espèces chargées positivement est égale à la somme des concentrations des

espèces chargées négativement, de la conservation de la matière: dans cette équation, on écrit

que la concentration initiale d’un composé est égale à la somme des concentrations de ce

composé et de son conjugué, formé au cours de la réaction considérée.

IV.1- Les solutions acides

Soit la réaction acido-basique:

AH + H2O A- + H3O

+

Les deux couples acido-basiques mis en jeu sont AH/A

- et H3O

+/H2O. Il s’agit en fait d’une

réaction d’hydrolyse. La réaction acido-basique se produisant en solution aqueuse coexiste à

tout instant avec l’équilibre de dissociation de l’eau:

H2O + H2O HO- + H3O

+


66

Un inventaire rapide nous indique que 5 espèces sont présentes en solution: AH, H2O, A-, OH

-

et H3O+. Les concentrations de ces espèces sont reliées entre elles par quatre relations :

• La loi d’action de masse: Ka = [A-] [H3O

+]/[AH]

• Le produit ionique de l’eau: Ke = [H3O+] [OH

-]

• L’équation d’électroneutralité, appliquée à la solution: [H3O+] = [OH

-] + [A

-]

• La conservation de la matière: Ca = [A-] + [AH] avec Ca, la concentration initiale en acide.

On cherche à exprimer la concentration en ion hydronium, H3O+ en fonction de paramètres

connus tels que Ka, Ke et Ca. D’après l’expression du produit ionique: [OH-] = Ke / [H3O

+]

En remplaçant [OH-] dans l’expression d’électro-neutralité, il vient:

[A-] = [H3O

+] – (Ke / [H3O

+])

En remplaçant [A-] par son expression dans la relation de conservation de la matière, on a:

[AH] = Ca – ([H3O+] – (Ke / [H3O

+])) = Ca – [H3O

+] + (Ke / [H3O

+])

On a ainsi obtenu une expression pour [A-] et [AH] qu’on utilise dans l’expression de la loi

d’action de masse :

KaCa [H3O+] – Ka [H3O

+]2 + KaKe = [H3O

+]3 – Ke [H3O

+]

[H3O+]3 – Ke [H3O

+] - KaCa [H3O

+] + Ka [H3O

+]2 - KaKe = 0

[H3O+]3

+ Ka [H3O+]2 - (Ke + Ca Ka) [H3O

+] – Ke Ka = 0

Ainsi le calcul du pH, c'est-à-dire la détermination de la concentration en ion H3O+, consiste

donc à résoudre une équation du 3eme degré. Nous pouvons généralement obtenir beaucoup

plus simplement des solutions approchées très satisfaisantes en faisant un certain nombre

d’approximations, conduisant à des simplifications qui doivent être justifiées. Ainsi, nous

distinguerons plusieurs cas,

IV.1.1- Cas des acides faibles

Soit l’équilibre acido-basique suivant:

AH + H2O A- + H3O

+

On peut calculer facilement le pH d’une telle solution, si deux approximations sont faites,

1ère approximation: Les ions hydroniums produits par la dissociation de l’eau peuvent être

négligés devant ceux venant de la dissociation de l’acide. Cette hypothèse est vérifiée si la

valeur du pH de la solution d’acide est ≤ 6,5.


67

2ème approximation: L’acide est suffisamment peu dissocié (suffisamment faible) pour

pouvoir négliger [A-] devant [AH], On peut considérer que cette 2ème approximation est

vérifiée si [AH] / [A-]≥10, Ainsi, en utilisant la loi d’action de masse, il vient:

Ka / [H3O+] ≤ 10

-1; Ce qui correspond à log Ka/ log [H3O

+] ≤ -1

Il vient alors: log Ka – log[H3O+] ≤ -1 Donc –log[H3O+] ≤ –log Ka -1

La 2ème approximation est donc vérifiée si pH ≤ pKa -1 Si ces deux approximations sont

vérifiées, en négligeant [A-] devant [AH] (car l’acide très peu dissocié), l’équation de

conservation de la matière devient:

Ca = [AH], avec Ca la concentration initiale en acide

En négligeant [OH-] devant [H3O

+], l’équation d’électro-neutralité devient: [H3O

+] = [A

-]

En remplaçant dans la loi d’action de masse:

d’où [H3O

+]2 = Ka [AH ] = Ka Ca

alors: pH = ½ (pKa – log Ca) si pH ≤ 6,5 et pH ≤ (pKa -1)

IV.1.2- Cas des acides forts

Un acide fort est totalement dissocié dans l’eau. Si sa concentration initiale est très supérieure

à 10-7

M, alors les ions hydronium H3O+ provenant de la dissociation de l’eau, peuvent être

négligés devant ceux venant de la dissociation de l’acide, Par voie de conséquence, on néglige

les ions hydroxyde OH- venant de l’eau devant la base conjuguée, L’équation d’électro-

neutralité devient ainsi: [H3O+] = [A

-]

Comme l’acide est entièrement dissocié, nous avons: [A-] >>> [AH]

Et par l’équation de conservation de la matière, on a: [H3O+] = Ca

Ainsi : pH = - log Ca

Puisqu’au cours de la dissociation de l’eau, la production des ions hydronium H3O+ est la

même que celle des ions hydroxyde OH-, on peut considérer que les ions hydronium venant

de la dissociation de l’eau sont négligeables devant ceux venant de la dissociation de l’acide,

si et seulement si:

[H3O+] / [OH

-] ≥ 10 soit encore en multipliant le rapport par [H3O

+], il vient

[H3O+]2 / [H3O

+] [OH

-] ≥ 10 donc [H3O

+]

2 / Ke ≥ 10

C'est-à-dire pH ≤ 6,5 car Ke = 10-14

et pH = - log [H3O+]

Dès lors, on retrouve: pH = - log Ca


68

IV.2- Les solutions de bases

Soit la réaction acido-basique suivante:

B + H2O BH+ + OH

-

Les couples acido-basiques mis en jeu sont BH+ / B et H2O / OH

- . Un inventaire des espèces

en solution nous donne les espèces suivantes: B, H2O, BH+ et OH-.

Ecrivons tout d’abord les différentes équations, appliquées à une solution basique. En

appliquant les lois d’action de masse (constante d’acidité) (1), de l’autoprotolyse de l’eau

(2), de l’électro-neutralité (3) et celle de la conservation de la matière (4), nous avons les

équations suivantes:

Ke = [OH-] [H3O

+]......................................................................................... (2)

[OH-] = [H3O

+] + [BH

+]................................................................................. (3)

Cb = [B] + [BH+], avec Cb concentration initiale en base............................. (4)

d’après (3) [BH+] = [OH

-] - [H3O

+] et d’après (2) [OH

-] = Ke/[H3O

+]

Alors [BH+] = (Ke /[H3O

+]) - [H3O

+] ............................................................(5)

De plus, d’après (4) [B] = Cb - [BH+] En utilisant (5);

[B] = Cb - [(Ke /[H3O+]) - [H3O

+]]................................................................(6)

Ainsi: En remplaçant [B] (6) et [BH+] (5) dans (1)

On obtient: [H3O+]3 + (Ka+Cb) [H3O

+]2– Ke [H3O

+] – Ke Ka = 0

IV.1.3-Cas des bases faibles

Soit la réaction acido-basique suivante:

B + H2O BH+ + OH

-

BH+ + H2O B + H3O

+

Le calcul du pH est facilement résolu si les deux approximations sont vérifiées:

1ère

approximation: La solution est suffisamment basique. Alors, les ions hydronium H3O+

peuvent être négligés devant les ions hydroxyde OH-. Par définition, cette hypothèse est

vérifiée si le pH ≥ 7.

2ème

approximation: La base est suffisamment faible, alors, la concentration [BH+] est

négligeable devant celle de [B]. Cette 2ème approximation est vérifiée si [B] / [BH+] ≥ 10. En

utilisant la loi d’action de masse: Ka / [H3O+] ≤ 10. La 2

ème loi est valable si pH ≥ (pKa + 1)

Si les deux approximations sont vérifiées alors:

- l’équation d’électro-neutralité (1) : [OH-] = [H3O

+] + [BH

+] devient: [OH

-] = [BH

+]

- L’équation de conservation de la matière (2) : Cb = [B] + [BH+] devient Cb = [B]

- La loi d’action de masse (3) : Ka = [B] [H3O+] / [BH

+] devient Ka = Cb [H3O

+] / [BH

+]

Ka = Cb [H3O+] / [OH-] = Cb [H3O

+]2 / Ke et [H3O

+]

2 = Ka Ke / Cb


69

Il vient [H3O+] = √ (Ka Ke / Cb); pH= - log[H3O+]

pH = - log(Ka Ke / Cb) ½ = - ½ log(Ka Ke /Cb) = -½ log Ka -½ log Ke + ½ logCb

pH = ½ ( pKa + 14 + log Cb) avec Ke = 10-14

Nous avons donc:

pH = ½ (14 + pKa + log Cb) Si pH ≥ 7 et pH ≥ (pKa + 1)

IV.1.4- Cas des bases fortes

La réaction :

A + H2O B + H3O+

Est quantitative et le seul couple qui intervient est H2O/OH- de pKa = 15,75. (14+log55,5)

pH = pKa + log [B] / [A]

avec ce couple acido-basique, l’expression devient

pH = 15,75 + log [OH-] / [H2O]

pH = 15,75 -1,75 + log Cb avec log [H2O] = 1,75 et Cb: concentration initiale de base forte

pH = 14 + log Cb

Si la concentration totale de [OH-] est Cb, alors pOH = -logCb

pH= 14 – pOH = 14 + log Cb

Remarque: En présence d’un mélange de bases, c’est la base la plus forte qui impose la

concentration en OH- et donc son pH.

IV.1.5 - Les solutions «Tampon»

Un tampon est un mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée. Chaque fois qu'un acide

faible est titré par une base, il se forme une solution tampon. Les tampons sont utiles dans

ntous les types de réaction où l’on désire maintenir le pH à une valeur constante

prédéterminée. Le pH d’une solution tampon «acido-basique» est peu sensible à l’addition de

petites quantités d’acide ou de base. Ce type de solution est obtenu en mélangeant un acide

avec sa base conjuguée. Le pH est donné par pH

pH = pKa+ log [B]/[A]...............(1)

Concentrations de l'acide et de sa base conjuguée. Il est indépendant de la dilution. Le rapport

des concentrations est le seul à déterminer le pH.

D’après l’équation (1), il est très facile de suivre l’évolution du pH d’une solution tampon en

fonction du rapport [B]/[A]. Le pH varie peu avec les fluctuations du rapport [B]/[A] comme

le montre l’exemple du mélange tampon phosphate monosodique - phosphate disodique:

H2PO4- + H2O HPO4

2- + H3O

+ (pKa = 7,2)


70

Si à un tel mélange équimolaire de pH=7,2, on ajoute de l’acide chlorhydrique jusqu’à la

concentration de 0,1M, le pH devient:

pH =7,2+log [HPO42-

]/[H2PO4-

]= 7,2+log(1-0,1)/(1+0,1) =7,1

Si on dissout 0,1mole d’acide fort (acide HCl) dans un litre d’eau pure, alors le pH passe de 7

à 1. En réalisant la même opération non plus dans un litre d’eau, mais dans un litre de solution

aqueuse d’acide acétique (CH3COOH) à 1mole.L-1

et d’acétate de sodium (CH3COO- Na

+) à

1mole.L-1

, le pH passe de 4,75 à 4,66. La dilution de cette solution d’acide faible et de sa base

conjuguée dans un litre d’eau pure, n’entraîne pas de variation de pH. Cette limitation des

variations de pH s’appelle «l’effet Tampon».

La loi de Le Châtelier explique un tel phénomène: L’ajout d’un acide fort perturbe l’équilibre

acido-basique de l’acide faible et de sa base conjuguée. Il y a donc évolution du système vers

un nouvel état d’équilibre, s’opposant à la perturbation. Dans le cas présent, la base conjuguée

de l’acide faible va consommer les ions hydroniums H3O+, qui ont été ajoutés. Ainsi, l’ajout

d’ions hydronium est minimisé.

Pour réaliser une solution tampon de pH donné, il est conseillé de choisir un couple

acido/basique de pK voisin du pH recherché. Le mélange acide-base: acide acétique - acétate,

convient par exemple dans le cas d’un milieu tamponné à pH=5. A pH=9, on utilise plutôt le

couple NH4+/NH3.

V-Récapitulatif des calculs du pH

Les expressions du pH en fonction de l’espèce chimique sont données dans le tableau suivant:


71


Exercice 01

Calculons le pH d’une solution contenant 0,4 M d’acide formique HCOOH et 0,1 M de

sa base conjuguée HCOONa avec pKa = 3,75.

Exercice 02

Déterminons le pH:

a) d’une solution d’acide chlorhydrique HCl à 0,01 M

b) d’un mélange d’une solution d’acide chlorhydrique HCl à 0,01 M à une solution d’acide

acétique et l’acétate de sodium [CH3COOH] = [CH3COONa] = 0,1 M. (pKa = 4,8)

Exercice 03

Déterminons le pH:

a) d’une solution de NaOH à 0,01 M

b) d’un mélange d’une solution de NaOH à 0,01 M à une solution d’acide acétique et

d’acétate de soduim [CH3COOH] = [CH3COONa] = 0,1 M. (pKa = 4,8)

Exercice 04

Comment préparer une solution tampon de 1 L avec un pH = 4,50 à l’aide d’acide acétique

pur et une solution de soude NaOH à 1 M?

Données: d =1,049 g·mL-1 M (l’acide acétique) = 60,05 g·mol-1. pKa=4,8


72

ANNEXES

Tableau-1 Unité de base du Système International (SI)

Tableau -- Préfixes

Tableau périodique


74

Références

- « Introduction à la chimie structurale » G. Montel, A. Lattes, et Heughebaert ; 2nd

Edition,

Ed Dunod.

- « Chimie Générale » G.Germain et R.Mari ; Ed Masson.

- « Chimie Générale » René Didier ; 5eme

Edition. Collection Sciences physiques.

- « Précis de Chimie ; Atomistique et Structures » Vol.06. J.Mesplede et J.L. Queryrel ;

Edition Breal .

- «Chimie Générale ; Structure de la Matière » 1er

Edition. A.Blefiatah et A.Benameur ;

Edition Université Mentouri Constantine.

- «Chimie Générale ; Structure de la Matière » 2eme

Edition ; S.Meziane ; Edition Berti .

- «Exercices Corriges de Structure de la Matière et de liaisons chimiques »

M.F.CHERKAOUI ; K.A. N.RHALIB ; K. NAB.

- Zumdahl. Steven S. Chimie des solutions ; De Boeck université

- Delcourt. Marie-Odile ;Equilibres chimiques en solution ; De Boeck Université

- R.Ouahes, B. Devaller. Chimie générale. OPU-Alger.

- Paul Arnaud. Chimie physique : Cours. Dunod.

COURS ET EXERCICES DE CHIMIE I POUR LE GEOLOGIE

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