chapitre 2 : structure électronique des...

Chapitre 2 :Structure

électronique desatomesatomes

GCI 190 - ChimieHiver 2009

© Hubert Cabana, 2009

Contenu

1. Éléments de physique quantique

1. La lumière

2. Modèle atomique de Bohr2. Modèle atomique de Bohr

2. Orbitales atomiques

3. Configuration électronique

4. Tableau périodique des éléments


Objectifs du chapitre

� Décrire les relations entre la lumière, l’énergie et la couleur;

� Décrire la relation entre l’émission de photons et la structure électronique des atomes;

� Se familiariser avec la représentation moderne des � Se familiariser avec la représentation moderne des atomes;

� Différentier les différents nombres quantiques;� Comprendre la configuration électronique des

atomes;� Mettre en relation la configuration électronique

avec les propriétés périodiques des éléments.


Lectures recommandées

� Chang et Papillon(2009)

� Chapitres 5 et 6


Physique quantique

� De la physique classique à la théorie des quanta� Les modèles classiques sont insuffisants pour expliquer :

• Stabilité atomique


Il fallut beaucoup de temps pour comprendre que les lois classiques de la physique (newtonienne) ne s’appliquaient

pas pour expliquer les phénomènes intramoléculaires

Physique quantique

� Les atomes et molécules émettent ou absorbent de l’énergie que par multiples entiers d’une quantité minimale d’énergie appelée quantum.

Max Planck (1858 – 1947)

minimale d’énergie appelée quantum.


Le spectre de couleur émis par la lumière du soleil provient du spectre de chacun des éléments contenus dans le soleil ce

qui crée un spectre continu.

Physique quantique : une onde

(λ)

λ= la longueur d’onde,



ν= fréquence

Physique quantique

� Caractère ondulatoire de la lumière

c=λν


temps

distance

temps

onde

onde

distance=×

Physique quantique : la lumière

� Rayonnement lumineux: champ électrique + champ magnétique



smc /100,3 8×==λν

d’onde,

ν = fréquence angulaire et

c = vitesse de la lumière

Physique quantique : la lumière

� Caractère ondulatoire de la lumière


smc /100,3 8×==λν

Physique quantique

� Caractère ondulatoire de la lumière : énergie associée

νc

hhE ==


λν hhE ==

où h = est la constante de Planck (6,63 x 10-34 J⋅s);

ν = fréquence angulaire

c= vitesse de la lumière

λ = vitesse de la lumière

400 nm 700 nm

Physique quantique

� Selon la théorie des quanta de Planck :

� La quantité d’énergie émise par un atome est toujours un multiple entier de hν (ex : 3hν, 4hν, etc.)


Chang et Papillon (2002)

L’effet photoélectrique : adaptation de la physique quantique

� Effet photoélectrique : phénomène au cours duquel des électrons sont éjectés de la surface de certains métaux et métalloïdes exposés à une lumière ayant au moins une une lumière ayant au moins une fréquence minimale.

� Einstein proposa que la lumière était faite de particules de lumière : les photons.


L’effet photoélectrique : adaptation de la physique quantique

� Partant de la théorie de Planck, chaque photon avait une quantité d’énergie (E) donnée par :

νhE =

Où ν est la fréquence de la lumière utilisée.

Comment peut-on faire le lien avec l’effet photoélectrique??


νhE =

Modèle atomique de Bohr


Les spectres d’émissions


Physique quantique


Chaque élément possède un spectre qui lui est propre et qui provient du mouvement des électrons dans l’atome.

Malone et Dolter (2010)


Physique quantique



Physique quantique de l’atome d’hydrogène

� Le modèle électronique, postulats de Bohr� Les électrons ne prennent que des niveaux discrets

d’énergie assimilable à des orbites circulaires ayant le noyau pour centre;

� À chaque orbite correspond une énergie spécifique � À chaque orbite correspond une énergie spécifique quantifiée.

� Pour passer d’une orbite intérieure à une orbite extérieure, l’électron absorbe un quantum.

� Le retour vers l’orbite interne se traduit par l’émission d’un photon, hν, dont l’énergie correspond à la différence d’énergie entre les deux orbites.


Physique quantique


Physique quantique

� L’énergie d’un électron dans un atome d’hydrogène est donnée par :

−=

2

1

nRE Hn

� RH est la constante de Rydberg (2,18 x 10-18 J)� n un niveau d’énergie.

Plus n est faible plus l’électron est stable inversement, plus n est élevé plus l’électron est excité.


2

nHn

Physique quantique

� La différence d’énergie entre un niveau final et un niveau initial est donnée par

−===∆22

11HR

chhE

λν


−===∆

22

fi

Hnn

RhhEλ

ν

Si ni < nf : absorption d’énergie

Si ni > nf : libération d’énergie

Physique quantique



Physique quantique

� Pourquoi l’énergie de l’atome d’hydrogène (et des autres atomes) sont-ils quantifiés??

� Pourquoi l’électron du modèle de Bohr est-il � Pourquoi l’électron du modèle de Bohr est-il confiné à des orbites situées à des distances fixes du noyau??


Physique quantique

� Un électron sur un orbite se comporte comme une onde stationnaire ET une particule

Louis de Broglie1892 - 1987


Théorie de Broglie


Théorie de Broglie


λπ nr =2

Les questions soulevées par le modèlede bohr

� La théorie de Bohr, après un succès fulgurant, a connu certaines déception :

� Comment localiser un électron (qui est aussi une onde??)?onde??)?

� Pourquoi les atomes polyélectroniques ne suivent pas cette loi?


Le principe d’incertitude d’Heisenberg

� Impossible de connaître simultanément et avec précision la position et la quantité de mouvement (masse X vitesse) d’un électron.

Wermer Heisenberg1901 - 1976


Physique quantique

� Probabilité de trouver un électron à l’intérieur d’un certain volume - densité électronique.

Erwin Schrödinger 1887 - 1961

� L’équation développée permet de décrire le mouvement de l’électron assimilé à une onde tridimensionnelle stationnaire ayant le noyau pour centre.


Physique quantique



Physique quantique


orbite →→→→ orbitale

Volume (sphérique ou autre) de probabilité de

retrouver l’électronChang et Papillon (2002)

Les nombres quantiques

1. Le nombre quantique principal (n) indique le niveau énergétique (couche électronique) de l’orbitale de l’électron;

2. Le nombre quantique secondaire (l) définit la Le nombre quantique secondaire (l) définit la géométrie de la région de l’espace ou évolue un électron;

� l a une valeur entière entre 0 et n-1


l 0 1 2 3 4 5

Nom de l’orbitale

s p d f g h


3. Le nombre quantique magnétique (m ou ml) décrit l’orientation spatiale de l’orbitale;

� ml dépend de la valeur de l. Pour une valeur de l, il y a (2l+1) valeurs de ml ;

4. Le nombre quantique de spin (s ou ms) décrit la direction du spin de l’électron.

� ms = ±1/2


-l, (-l+1), (-l+2), …, 0…, (+l-1), (+l)

Pour n = 1

� Le premier niveau d’énergie (n=1) d’un atome est caractérisé par la présence unique d’une orbitale de type s (l = s) Orbitale 1s



Pour n = 2

� État excité de l’atome d’hydrogène (n=2)



Pour n = 2

� À ce niveau énergétique, il y a la présence également d’orbitales p



Pour n = 3

� Pour chaque n supplémentaire, il y a une orbitale de plus.

� Pour n = 3 il y a addition des orbitales d.



Pour n = 3



Énergie associée aux nombre quantique llll

� Chaque orbitale (s, p, d, f) a un niveau énergétique qui lui est propre.

� Pour un même niveau (n) :� Pour un même niveau (n) :

s < p < d < f


- Niveau d’énergie +

Orbitales atomiques

� Les différentes couches électroniques ont des niveaux d’énergie qui leurs sont propres


Orbitales atomiques

� Mais qu’en est-il des atomes polyélectroniques??

12 197


C12

6 Au197

79He4

2

Configuration électronique

� Les 4 nombres quantiques :� n : nombre quantique principal [1, 2, 3, …]� l: nombre quantique secondaire (Orbitale) [ n-1]� m: nombre quantique magnétique (orientation) [2l+1]� s : nombre quantique du spin (rotation de l’électron)

[±1/2]




� La configuration électronique d’un atome indique comment les électrons sont distribués sur les orbitales.

� Utilisation des nombres quantiques : le cas de l’atome d’hydrogène


H1

1Nombres quantiques

11sn=1, l=0, m=0, s=+1/2 ou -1/2


� Autres représentation : les cases quantiques

H1


H1

1Cases quantiques

Configuration électroniqueLes atomes polyélectroniques : ¿Qué pasa?

� Il faut se rapporter au Principe

d’exclusion de Pauli :

� il ne peut pas y avoir, dans un atome, � il ne peut pas y avoir, dans un atome, deux électrons définis par une même

combinaison des quatre nombres quantiques.


Wolfgang Pauli1900 - 1958

Principe Principe Principe Principe d’exclusion d’exclusion d’exclusion d’exclusion de Pauli

He4

2

Électron 1 :n=1, l=0, m=0, s=+1/2Électron 2 : (1, 0, 0, -1/2)

Électron 1’ : (1, 0, 0, -1/2)Électron 2’ : (1, 0, 0, +1/2)

21s


He2 Électron 2’ : (1, 0, 0, +1/2)1s

21s

↑↓21s

↑↑

21s

↓↓

Capacité électronique des orbitales




� Pour un atome ayant les nombres quantiques :

12 21 ss22 21 ss


21 ssLi

21 ssBe

Qu’en est-il de l’atome de bore (B)???


� Qu’en est-il pour le bore??

B11


B11

5

Les 5 premiers éléments



� Comment place-t-on le 6e électron de l’atome de carbone???

C12

zy pppss 2 x

22 21

↑↓ ↑↓ ↑ ↑


C12

6↑↓ ↑↓ ↑ ↑

↑ ↓

↑↓


� Règle de Hundt :

� L’arrangement électronique le plus stable d’une sous-couche est celui qui présente le plus grand nombre de spins parallèles spins parallèles


↑↓ ↑↓ ↑ ↑

C12

6222 221 pss


↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑

N14

7322 221 pss


↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

o16

8422 221 pss

↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑


↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

F19

9522 221 pss


↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Ne20

10622 221 pss

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑


� Pour n=3

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Na23

111622 3221 spss

↑

Ne


↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Na11↑

14][ sNe

Orbitales atomiques

� L’ordre de remplissage des couches électroniques suit les niveaux énergétiques qui sont donnés par le principe d’Aufbau:


Exceptions

� Quelques exception à la règle ci-haut:

� chrome, cuivre, molybdène, palladium, argent, platine, or et quelques terres rares.

� L’ordre de remplissage des sous-couches, lorsque le nombre quantique principal est élevée (> 4), peut s’inverser dû à des niveaux d’énergie qui se chevauchent, question de stabilité.


Configuration électronique -Résumé



Configuration électronique et le tableau périodique

� Le tableau périodique moderne permet d’expliquer et prédire les propriétés physiques et chimiques des éléments en se basant sur la configuration électronique des éléments.

� Le fait que les éléments d’un même groupe aient le même nombre d’électrons de valence(électrons de la couche périphérique) explique les similitudes dans leur réactivité.



� Les éléments sont regroupés en groupe et période selon leur configuration électronique

© Hubert Cabana, 2009 Malone et Dolter (2010)


� L’hydrogène n’appartient en réalité à aucun groupe. Il possède une double nature agissant tantôt comme métal alcalin tantôt comme halogène.

� Les métaux alcalins (IA) sont très réactifs. On les retrouve rarement à l’état pur. Avec l ’eau, ils forment un hydroxyde rarement à l’état pur. Avec l ’eau, ils forment un hydroxyde et exposé à l ’air, ils s’oxydent perdant leur apparence lustrée.

� Moins réactifs que les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux (IIA) nécessitent une énergie d’ionisation supérieure pour former des cations 2+. Leur caractère métallique, de même que leur réactivité avec l’eau et l ’oxygène, augmentent au fur et à mesure que l’on descend dans le groupe.



� Les halogènes (VIIA) sont très réactifs et on ne les retrouve pas à l’état pur. Ils ont tous une très grande affinité électronique et requièrent des énergies d’ionisation élevées. Ils forment des composés covalents entre eux et avec des composés covalents entre eux et avec des éléments non-métalliques des autres groupes.

� Les gaz rares (ou nobles) (VIIIA) ont des sous-couches électroniques complètement remplies ce qui les rend stables et très peu réactifs.


Tendances périodiques – Énergie d’ionisation

� Énergie nécessaire pour enlever un électron à l’atome

−+ +→ eMMgg )()(


+→ eMMgg )()(

Tendances périodiques – Affinité électronique

� La capacité, plus ou moins grande, de capter un ou plusieurs électrons par un atome est l’affinité électronique;

� En général, la tendance de capter un électron � En général, la tendance de capter un électron augmente de gauche à droite dans une période, mais demeure sensiblement la même dans un groupe;

� Plus le fait de capter un électron approche l’ion en question de la configuration électronique du gaz rare qui le suit, plus l’affinité électronique sera grande et vice-versa.


En résumé…

� La perception atomique a évoluée� Modèle de Bohr

• Énergie associé à différentes orbites atomiques• Orbites définis (= niveaux d’énergie)

� Physique quantique• Dualité onde/particule de l’électron• Principe d’incertitude• Concept d’orbitale (probabilité de trouver l’électron dans un volume)


En résumé…

� Physique quantique� 4 nombres quantiques permettant de décrire la

configuration électronique� Configuration électronique (principes d’Aufbau,

d’exclusion et de Hund)d’exclusion et de Hund)

� Tableau périodique� Périodicité des configurations électroniques

• Périodicité des propriétés des atomes


Exercices suggérés

� Chang et Papillon (2009)

� Chapitre 5 : 5-10, 5-15, 5-17, 5-25, 5-29, 5-55, 5-62, 5-77, 5-85;


chapitre 2 : structure électronique des...

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