Plan du cours

1

partie : De l'atome d'hydrogène à la classification périodique Chapitre 1 : Atomistique - la structure de l’atome

Chapitre 2 : Introduction à la mécanique quantique

Chapitre 3 : L’atome d’hydrogène et les hydrogénoïdes

Chapitre 4 : Structure électronique des atomes et tableau périodique

2

partie : Molécules et liaisons intermoléculaires

Chapitre 5 : Structure électronique des molécules; liaisons chimiques

Chapitre 6 : Mésomérie

Chapitre 7 : Liaisons faibles, liaisons intermoléculaires

3

partie : Structure à l’état solide, initiation à la cristallographie

Chapitre 8 : Notions de base en cristallographie Chapitre 9 : Etude des mailles cubiques

Chapitre 10 : Application aux cristaux métalliques et ioniques

Plan du cours

L’atome d’hydrogène (et les hydrogénoïdes) :

Eq. de S.

avec

Résumé des épisodes précédents

Energie potentielle de l’électron dans le champ du noyau :

� = �� ′

� � �

� =− � �

� � �

�

, en eV

• L’énergie ne dépend que d’un nombre quantique :

• Les fonctions d’onde associées dépendent de 3 nb quantiques :

�  

(� , � , � )= �

(� ) × �

(� , �)

Soluble analytiquement

Résumé des épisodes précédents

Et maintenant, à l’attaque du reste du

tableau :

L’atome d’hydrogène (et les hydrogénoïdes) :

avec

Eq. de  

S.

L’atome d’hélium :

avec

Structure électronique de l’atome d’hélium

Energie potentielle de l’électron dans le champ du noyau :

� = �� ′

� � �

� =− � �

� � �

�

d’attraction électrons-noyau:

� =− � �

� � �

�

− � �

� � �

�

Energie potentielle de répulsion électron- électron :

� = + �

� � �

�

L’atome d’hydrogène (et les hydrogénoïdes) :

avec

Eq. de  

S.

L’atome d’hélium :

avec

Equation soluble analytiquement : Equation insoluble analytiquement

!

Structure électronique de l’atome d’hélium

• Energies : (en eV)

• Fonctions : les orbitales atomiques

approchée (numérique).

On obtient des solutions approchées pour les énergies et

pour les fonctions.

L’atome d’hydrogène (et les hydrogénoïdes) :

L’atome d’hélium :

2p

3p

z

3d

2

5s

Solutions exactes pour les fonctions :

etc.

2p

3p

z

3d

2

5s

~

Chaque électron se retrouve dans une orbitale atomique qui ressemble à celles des

hydrogénoïdes

etc.

Structure électronique de l’atome d’hélium

Solutions approchées pour les fonctions :

les orbitales atomiques :

Etat fondamental de He

: Etat fondamental de He :

�  

( � , � , � ) =�

( � , � , � )  

� � , ��

=− �

�

�

=− �� , � ��

�

= �

� _{������} ≈ � × � _{� � , ��} =− � × �� ,� ��

Diagramme énergétique :

L‘approximation orbitalaire

�  

=− � / �

Hydrogène :

2

possibilités de

remplissage de l’orbitale

1s

�  

=+ � / �

ou

Spin et principe d’exclusion de Pauli

Principe d’exclusion de Pauli :

• Il ne peut pas y avoir plus de deux électrons dans une même orbitale.

• Si deux électrons occupent une même orbitale, ils doivent avoir des spins opposés (on dit aussi que leurs spins sont appariés).

Helium :

1 électron avec un spin et le deuxième avec un spin

1 seule possibilité de remplissage de l’orbitale 1s :

Structure électronique de l’atome de lithium

L’atome de lithium :

• Hamiltionien à 6 termes d’énergie potentielle,

• Equation de S. insoluble analytiquement,

• On utilise l’approximation orbitalaire pour obtenir des solutions approchées.

Principe d’exclusion de Pauli

• Il n’y a plus de place dans l’orbitale 1s (ni dans la couche n=1)

• Il faut remplir la couche n=2

• 2 sous-couches possibles : 2s et 2p Dans H et les hydrogénoïdes, 2s et 2p

ont même énergie (dégénérées).

en eV

E ne dépend pas du nombre quantique

.

Dans les atomes

polyélectroniques, les OAs de sous-couches différentes au sein d’une même couche (mêmes n mais différents) n’ont pas la même énergie.

En particulier pour Li, 2s et 2p n’ont pas la même énergie.

Pourquoi ?

Energie

→

Le phénomène d’écrantage électronique

Une vision simpliste de l’écrantage :

L’électron e₃ perçoit une

attraction du noyau atténuée du fait de la répulsion par les

électrons e₁ & e₂.

Grossièrement, il perçoit le noyau comme porteur d’une charge

Noyau de charge +Ze, soit +3e

L’électron e₃ perçoit une attraction du noyau non atténuée par e₁ & e₂. Il ressent l’attraction d’une charge .

En moyenne, l’électron e₃ va

ressentir une attraction écrantée par les électrons des couches

inférieures.

Tout se passe comme s’il

interagissait avec un noyau porteur d’une charge ,

avec .

est appelée constante d’écran.

Des électrons 2s et 2p ne

ressentent pas le même écrantage.

Pourquoi ?

Le phénomène d’écrantage électronique

Comment estimer l’écrantage de l’électron ?

Électron situé à une distance du noyau : On considère qu’il ressent une répulsion

coulombienne moyenne de la part des autres électrons égale à celle qu’exercerait

l’ensemble des charges contenues dans la sphère de rayon ramenée au noyau.

Charge qui contribue à la répulsion

coulombique

moyenne ressentie en .

Charge qui ne contribue pas à la répulsion

coulombique moyenne ressentie en .

• Plus l’électron peut approcher près du noyau, moins il est écranté.

• et plus est proche de .

Or tous les électrons ne peuvent pas s’approcher du

noyau !

Rayon

Le phénomène d’écrantage électronique

Densité de probabilité de présence radiale

Rayon

• Les électrons 2s peuvent

s’approcher plus près du noyau que les électrons 2p.

• Les électrons 2s sont moins écrantés que les électrons 2p.

• Ils ressentent une charge nucléaire effective plus grande.

• Leur énergie est plus basse.

en eV

• Les électrons 2s ont une probabilité non nulle de se retrouver dans la « sphère des électrons 1s » (la sphère dont le rayon correspond au maximum de ).

Classement énergétique des orbitales atomiques

E n e rg i e

La règle de remplissage de Klechkowski :

• Remplissage par ordre croissant de

• Si plusieurs possibilités, on remplit d’abord la sous-couche de le plus petit.

Retour sur l’atome de lithium

Configuration électronique :

Lithium

1s

2s

ou encore (1s)

(2s)

ou bien

Retour sur l’atome de lithium

Configuration électronique :

Lithium Hélium

1s

2s

1s

électrons de coeur électron de

valence

ou encore [He] 2s

En général, seul les électrons de valence sont impliqués dans les

transformations chimiques.

Les électrons de cœur sont davantage

liés au noyau (plus basse).

Le lithium forme l’ion

Li

mais pas les ions

Li

ou Li

.

Beryllium & bore

Beryllium (Z=4)

Bore (Z=5)

Configurati on

électroniqu e :

[He] 2s

ou 1s

2s

[He] 2s

2p

ou 1s

2s

2p

ou bien

Carbone

où va le 6

électron ? Carbone

(Z=6) Configuration électronique : 1s

2s

2p

…

15 possibilités de remplissage des OAs 2p

Carbone – la règle de Hund

Etat fondamental Carbone

(Z=6) Configuration électronique : 1s

2s

2p

• L’énergie répulsive destabilisante entre 2 électrons est moindre si les électrons sont éloignés

• Les électrons sont en moyenne plus loin les uns des autres lorsqu’ils occupent des OAs différentes.

Règle de Hund :

Lorsque plusieurs orbitales sont disponibles dans une sous-

couche, les électrons s’arrangent de manière à conduire à

un spin maximum (spins parallèles).

Trouver la configuration et le spin de l’état fondamental

La règle de remplissage de Klechkowski :

• Remplissage par ordre croissant de

• Si plusieurs possibilités, on remplit d’abord la sous-couche de le plus petit.

Règle de Hund :

Lorsque plusieurs orbitales sont disponibles dans une sous-couche, les électrons s’arrangent de manière à conduire à un spin maximum

(spins parallèles).

Atome d’azote :

ou

Analyse de la structure du tableau périodique

La structure en blocs du tableau périodique

Eléments du groupe principal

Eléments du groupe principal

Périodicité en ligne

Les atomes d’une même période ont

la même couche de valence

Périodicité en colonnes

Les atomes d’un même groupe (=d’une même colonne) ont la même

configuration électronique de valence, à la valeur de près

Périodicité en colonnes

Exemples :

• Tous les éléments du groupe 1 ont la configuration

• Tous les éléments du groupe 14 (IV) ont la configuration

Périodicité en colonnes – les familles d’éléments

chalc ogèn

es halo

gènes gaz n

obles alcalins

alcalino- terreux

Période 4 : un changement de rythme dans le tableau périodique

[Ne] 3s

3p

[Ar]

4s

[Ar]

4s

[Ar] 4s

3d

[Ar] 4s

3d

Le bloc d ou bloc des métaux de transition

bloc

s bloc p

bloc d

bloc f

Le bloc d ou bloc des métaux de transition

Période 4 : un changement de rythme dans le tableau périodique

[Ar]

4s

[Ar]

4s

[Ar] 4s

3d

[Ar]

3d

4s

[Ar] 4s

3d

[Ar] 3d

4s

Attention

! Abus

d’écriture

:

Energies relatives des OA 4s et 3d

Jusqu’au calcium inclus, l’ordre des énergies des OAs suit la règle de Klechkowski : l’OA 4s est remplie

avant les 3d. La configuration fondamentale du calcium est [Ar]4s².

À partir du scandium, l’ordre énergétique des OAs dévie par rapport à la règle de Kleckkowski : les OAs 3d sont plus basses en énergie que l’OA 4s.

Pour le scandium, on s’attend donc à une configuration [Ar] 3d³. En fait, on observe la

configuration [Ar] 4s² 3d¹, qu’on devrait plutôt écrire [Ar] 3d¹ 4s².

Pourquoi ?

[Ar] 4s

3d

Configuration électronique du scandium (Z=21)

Déconstruisons puis re-construisons un atome de scandium : Partons d’un noyau (21 protons et 24 neutrons). On ajoute les 18 premiers électrons : on forme l’ion Sc³⁺ configuration [Ne]3s² 3p⁶

• On ajoute 1 électron : l’ion Sc²⁺

configuration [Ar]3d¹

Sc⁺

configuration [Ar]3d²

Et non !

Trop de répulsion entre les

électrons !

Rayon

Fonction de distribution radiale

Rayon

configuration [Ar]3d¹4s¹

Le 20^ème électron va se mettre dans une OA plus spacieuse.

Configuration électronique du scandium (Z=21)

• On ajoute encore 1 électron : l’atome de scandium

Rayon

Fonction de distribution radiale

Rayon

C’est dans l’OA 4s qu’il y aura le moins de répulsion entre les électrons.

• l’ion Sc⁺

configuration [Ar]3d¹4s¹

[Ar]3d²4s¹

[Ar]3d¹4s²

ou

Il s’agit d’une exception de remplissage électronique… Il y en aura d’autres.

La première série du bloc de transition

• Sc : [Ar] 3d

4s

• Ti : [Ar] 3d

4s

• V : [Ar] 3d

4s

• Cr : [Ar] 3d

4s

• Mn : [Ar] 3d

4s

• Cu : [Ar] 3d

4s

• Zn : [Ar] 3d

4s

[Ar] 3d

4s

• Fe : [Ar] 3d

4s

• Co : [Ar] 3d

4s

• Ni : [Ar] 3d

4s

[Ar] 3d

4s

Stabilité particulière de la sous-couche à

moitié pleine

Stabilité particulière de la sous-couche

complètement

pleine

La suite de la 4 ^ème période

[Ar] 3d

4s

4p

[Ar] 3d

4s

4p

[Ar] 3d

4s

4p

Période 5

[Kr] 4d

5s

5p

[Kr] 4d

5s

[Kr] 5s

Période 6 : nouveau changement de rythme

Pour le lanthane, on s’attend à la

configuration

électronique [Xe] 6s

4f En réalité, la

.

configuration électronique est [Xe] 5d

6s

.

Pour le cérium, la

configuration est [Xe] 5d

4f

6s

.

nouvelle exception

• Pr : [Xe] 4f

6s

• Nd : [Xe] 4f

6s

• Pm : [Xe] 4f

6s

• Sm : [Xe] 4f

6s

• Eu : [Xe] 4f

6s

• Gd : [Xe] 4f

6s

Les lanthanides

• Lu : [Xe] 4f

5d

6s

.

• La : [Xe] 4f

6s

[Xe] 5d

4f

6s

Plusieurs exceptions liées à la proximité énergétique des OAs

5d et 4f [Xe] 5d

6s

[Xe] 4f

5d

6s

• Ce : [Xe] 4f

6s

• Tb : [Xe] 4f

6s

• Dy : [Xe] 4f

6s

• Ho : [Xe] 4f

6s

• Er : [Xe] 4f

6s

• Tm : [Xe] 4f

6s

• Yb : [Xe] 4f

6s

Exceptions ~ 25% du tableau périodique

(blocs d et f)

La 3 ^ème série de transition (bloc d)

[Xe] 4f

5d

6s

.

[Xe] 4f

5d

6s

. Pt :[Xe] 4f

5d

6s

.

Au :[Xe] 4f

5d

6s

.

[Xe] 4f

5d

6s

.

Les actinides (bloc f)

Ac : [Rn] 6d

7s

.

Lr : [Rn] 5f

6d

7s

.

No : [Rn] 5f

7s

.

Exceptions ~ 25% du tableau périodique

(blocs d et f)

La 4 ^ème série de transition (bloc d) : les transactinides

[Rn] 5f

6d

7s

[Rn] 5f

6d

7s

.

[Rn] 5f

6d

7s

Eléments non naturels radioactifs !

(on les obtient synthétiquement par

collision de deux

atomes lourds)

Quizz de révision

Pour quel atome attend-on la

configuration

électronique

fondamentale

[Kr] 4d

5s

5p

?

Quizz de révision

Pour quel atome attend-on la

configuration

électronique

fondamentale

[Ar] 3d

4s

?

Quizz de révision

Pour quel atome attend-on la

configuration

électronique

fondamentale

[Rn] 6d

7s

?

Quizz de révision

Pour quel atome attend-on la

configuration électronique fondamentale [Rn] 7s

?

Radioacti

f !

Un petit résumé

Lien entre le positionnement dans la classification et la structure électronique :

La structure en bloc : dans chaque bloc, les derniers

électrons se retrouvent dans un certain type de sous-couche :

• pour le bloc s,

• pour le bloc p, etc.

Un petit résumé

Emergence de familles chimiques :

chalc ogèn

es halo

gènes gaz n

obles alcalins

alcalino- terreux

Pourquoi les propriétés physique &

chimiques dépendent-elles de la

structure électronique ?

Evolutions des propriétés dans le tableau périodique

Rappel :

notion de charge nucléaire effective

écrantage fort écrantage faible

Atome polyélectronique : les électrons sont soumis à

l’attraction du noyau de charge et à la répulsion des autres

électrons de charge .

En moyenne pour l’électron e

, tout se passe comme s’il était soumis à l’attraction d’un noyau de charge , où et est la

constante d’écran.

  ≈

en eV

Evolutions des propriétés dans le tableau périodique

Rappel

: Comment se faire une idée du positionnement relatif de deux électrons ?

Comparaison des maxima absolus des fonctions de

distributions radiales

Rayon

Densité de probabilité de présence radiale

Rayon

Evolutions des propriétés dans le tableau périodique

Evolution de la charge nucléaire effective

Ch ar ge n u cl éa ir e ef fe ct iv e Z

Numéro atomique Z He : 1s

.

Le 1er électron 1s n’écrante pas très efficacement le 2ème.

→ augmente presque aussi rapidement que .

Rayon

� ( � )  

Evolutions des propriétés dans le tableau périodique

Evolution de la charge nucléaire effective

Ch ar ge n u cl éa ir e ef fe ct iv e Z

Numéro atomique Z Li : 1s

2s

L’électron 2s est efficacement écranté par les deux électrons 1s.

→ chute.

Rayon

� ( � )  

Evolutions des propriétés dans le tableau périodique

Evolution de la charge nucléaire effective

Ch ar ge n u cl éa ir e ef fe ct iv e Z

Numéro atomique Z

Les électrons 2s et 2p ne s’écrantent pas très efficacement entre eux.

→ augmente avec une pente de ~ 0.7 par rapport à

Densité de probabilité de présence radiale

Rayon

Evolutions des propriétés dans le tableau périodique

Evolution de la charge nucléaire effective

Ch ar ge n u cl éa ir e ef fe ct iv e Z

Numéro atomique Z

Les électrons 3s sont efficacement écrantés par les électrons 2s et 2p.

→ chute.

Densité de probabilité de présence radiale

Rayon

Evolutions des propriétés – le rayon atomique

Comment définir le rayon atomique ?

Atome d’hydrogène : 1s¹

�

• Un atome n’a pas de contour bien défini.

• Dans un corps simple (constitué

d’un seul élément chimique) à l’état solide, il existe une distance

d’équilibre entre deux atomes

immédiatement voisins bien définie.

Le rayon atomique est défini comme la

moitié de la distance séparant deux

atomes proches voisins.

Evolutions des propriétés – le rayon atomique

Attention ! Il y a un trou !

Le rayon atomique diminue de bas en haut et de gauche à droite

Pourquoi ? grands

petits

Evolutions des propriétés – le rayon atomique

Numéro atomique Z Charge nucléaire effective Zeff

Numéro atomique Z

Rayon atomique (pm)

Une valeur approchée du rayon atomique peut être obtenue à

l’aide d’une estimation du rayon des orbitales atomiques

valence.

valeur approchée

du rayon d’une orbitale atomique :

� = �

�

�

augmente

Evolutions des propriétés – le rayon atomique

Attention ! Il y a un trou !

Le long d’une colonne :

les électrons de valence sont situés de plus en plus loin du

noyau

Le long d’une

période : les électrons de valence sont attirés

par une charge nucléaire de plus en

plus forte

Evolutions des propriétés – le rayon ionique

• La distance séparant les centres de l’anion et du cation est la somme des rayons ioniques du cation et de l’anion respectivement.

• Les rayons sont obtenus de proche en proche en fixant le rayon de l’anion O^2- à 140 pm

Cas d’un solide ionique :

Exemple :

Dans l’oxyde de magnésium MgO, la distance entre deux voisins Mg²⁺ et O^2- vaut 212 pm.

→ le rayon du cation Mg²⁺ vaut pm.

Evolutions des propriétés – le rayon ionique

Rayons ioniques (en pm) Rayons atomiques (en pm)

Evolutions des propriétés – le rayon ionique

Rayons ioniques (en pm) Rayons atomiques (en pm)

Evolutions des propriétés – le rayon ionique

Rayons ioniques (en pm) Rayons atomiques (en pm)

Evolutions des propriétés – le rayon ionique

Rayons ioniques (en pm) Rayons atomiques (en pm)

Evolutions des propriétés – le rayon ionique

Rayons ioniques (en pm) Rayons atomiques (en pm)

Evolutions des propriétés – le rayon ionique

Espèce Configuratio n

électronique

Rayon (pm)

Li [He] 2s¹ 152

Li⁺ [He] 76

Be [He] 2s² 113

Be²⁺ [He] 45

Na [Ne] 3s¹ 154

Na⁺ [Ne] 102

Mg [Ne] 3s² 160

Mg²⁺ [Ne] 72

Densité de probabilité de présence radiale

Rayon

Evolutions des propriétés – le rayon ionique

Espèc e

Configuration électronique

Rayon (pm) O [He]2s² 2p⁴ 66 O^2- [He] 2s² 2p⁶ =

[Ne] 140

F [He] 2s² 2p⁵ 58 F^- [He] 2s² 2p⁶ =

[Ne] 133

S [Ne] 3s² 3p⁴ 104 S^2- [Ne] 3s² 3p⁶ =

[Ar] 184

Cl [Ne] 3s² 3p⁵ 99 Cl^- [Ne] 3s² 3p⁶ =

[Ar] 181

Densité de probabilité de présence radiale

Rayon

Identifier les électrons de valence & les OAs de valence

Rappel :

Structure en blocs du tableau

périodique

• Période 4

• Sous-couches 4s, 3d & 4p

• Élément du bloc d

• Les OAs de valence sont les OAs 4s, 3d et 4p .

Identifier les électrons de valence & les OAs de valence

Une méthode :

• Identifier la période à laquelle l’atome appartient :

• Identifier toutes les sous-couches susceptibles d’être remplies pour les atomes de cette période.

• Si l’élément appartient au bloc s : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches et .

• Si l’élément appartient au bloc p : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches et .

• Si l’élément appartient au bloc d : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches , et .

• Si l’élément appartient au bloc f : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches , , et .

Exemple : le

Eu

Exemple : le

Zn

Identifier les électrons de valence & les OAs de valence

Rappel :

Structure en blocs du tableau

périodique

• Période 4

• Sous-couches 4s, 3d & 4p

• Élément du bloc p

• Les OAs de valence sont les OAs 4s et 4p .

Identifier les électrons de valence & les OAs de valence

Une méthode :

• Identifier la période à laquelle l’atome appartient :

• Identifier toutes les sous-couches susceptibles d’être remplies pour les atomes de cette période. Lister toutes les valeurs de rencontrées pour ces sous-couches.

• Si l’élément appartient au bloc s : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches et .

• Si l’élément appartient au bloc p : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches et .

• Si l’élément appartient au bloc d : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches , et .

• Si l’élément appartient au bloc f : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches , , et .

Exemple : le

Eu

Exemple : le

Ge

Identifier les électrons de valence & les OAs de valence

Rappel :

Structure en blocs du tableau

périodique

• Période 6

• Sous-couches 6s, 4f, 5d &

6p

• Élément du bloc f

• Les OAs de valence sont les OAs 6s, 4f, 5d et 6p .

Identifier les électrons de valence & les OAs de valence

Une méthode :

• Identifier la période à laquelle l’atome appartient :

• Identifier toutes les sous-couches susceptibles d’être remplies pour les atomes de cette période. Lister toutes les valeurs de rencontrées pour ces sous-couches.

• Si l’élément appartient au bloc s : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches et .

• Si l’élément appartient au bloc p : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches et .

• Si l’élément appartient au bloc d : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches , et .

• Si l’élément appartient au bloc f : les OAs de valence sont les OAs des sous-couches , , et .

Exemple : le

Eu

Exemple : le

Eu

Evolutions des propriétés – énergies d’ionisation

Définitio n

L’énergie de première ionisation (ou premier potentiel d’ionisation) est l’énergie minimale requise pour arracher un électron d’un

atome neutre à l’état gazeux.

Exemple s :

PI

= 7,73 eV soit 746 kJ/mol

  ¹

ionisation PI

= 20,29 eV soit 1958 kJ/mol

  _ionisation ²

• Les potentiels d’ionisations sont toujours positifs : il faut toujours fournir de l’énergie pour extirper l’électron de l’attraction du

noyau.

• Les éléments ayant des PI faibles forment des cations facilement ; les éléments ayant des PI élevés forment difficilement des cations.

Evolutions des propriétés – énergies d’ionisation

!

Le long d’une colonne : les électrons de valence sont situés de plus en plus loin du noyau ; il est de plus en plus facile

de les extraire.

1

potentiel d’ionisation

PI en kJ/mol

→ PI diminue.

Evolutions des propriétés – énergies d’ionisation

Le long d’une période :

les électrons de valence sont attirés par une charge effective nucléaire de plus en plus forte ; il est de plus en plus difficile de les extraire.

1

potentiel d’ionisation

PI en kJ/mol

→ PI augmente.

Evolutions des propriétés – énergies d’ionisation

Energie d’ionisation

Numéro atomique

Ch ar ge n u cl éa ir e ef fe ct iv e Z

Numéro atomique Z

1

potentiel d’ionisation

Evolutions des propriétés – énergies d’ionisation

Potentiels d’ionisation successifs

PI en kJ/mol

PI₁ PI₂ PI₃ PI₄

Une fois qu’un électron a été arraché, il est plus coûteux d’arracher le suivant :

• soit parce qu’il ressent une attraction élevée du fait de la charge positive porté par l’édifice (comme dans Be, B)

Be : 1s² 2s² ; B : 1s² 2s² 2p¹

• soit parce qu’en plus, il faut l’extraire d’une OA de cœur (comme dans Li, Na, K) Li : 1s² 2s¹ ; Na : [He] 2s² 2p⁶ 3s¹ ; K : [Ne] 3s²

3p⁶ 4s¹

Evolutions des propriétés – énergies d’ionisation

PI en kJ/mol

Un métal : un squelette de cations arrangés

périodiquement dans l’espace

& baignant dans un gaz d’électrons libres.

Métaux, non-métaux,

métalloïdes

Evolutions des propriétés – énergies d’ionisation

Un métal : un squelette de cations arrangés

périodiquement dans l’espace plongé dans un gaz d’électrons libres.

Métaux, non-métaux,

métalloïdes

Evolutions des propriétés – affinité électronique

Définitio n

L’affinité électronique d’un élément est l’énergie dégagée (ou libérée) par l’ajout d’un électron à l’atome neutre à l’état gazeux.

Exemple s :

AE= 3,62 eV soit 349 kJ/mol

  ¹

affinité du

chlore

• Une affinité électronique positive signifie qu’il y a bien

dégagement d’énergie vers le milieu extérieur lorsque l’électron est capturé et donc que la capture de l’électron par l’atome est énergétiquement favorable.

AE= -8,75 eV soit -844 kJ/mol

  ²

affinité de

l’oxygène

• Une affinité électronique négative signifie qu’il faut en fait fournir de l’énergie au système pour forcer la capture de l’électron par l’atome. La réaction de capture est énergétiquement défavorable.

Evolutions des propriétés – affinité électronique

Les gaz nobles ont tous une affinité

électronique négative :

Pour rajouter un électron, il faut peupler une OA de la couche

supérieure ; cela requiert de

l’énergie au lieu d’en libérer.

1

affinité électronique

AE en kJ/mol

Evolutions des propriétés – affinité électronique

Les plus grandes affinités

électroniques sont observées vers la droite du tableau

périodique, gaz nobles exclus.

Pour ces atomes, l’électron additionnel occupe une OA de

grande charge nucléaire effective ; il ressent

alors une attraction forte.

1

affinité électronique

AE en kJ/mol

Evolutions des propriétés – affinité électronique

Une fois qu’un électron a été ajouté à l’atome

neutre, il est coûteux en énergie d’en rajouter un autre.

2

affinité électronique

Le 2^ème électron est repoussé par la charge négative du mono-anion issu de la première

capture d’électron.

L’énergie requise peut être apportée par des réactions chimiques.

AE en kJ/mol

Evolutions des propriétés – électronégativité

Définitio n

L’électronégativité est une grandeur sans dimension qui

caractérise la propension d’un atome à attirer à lui les électrons à l’intérieur d’une molécule.

• Il existe plusieurs échelles d’électronégativité, bâties sur des mesures expérimentales différentes.

• Nous utiliserons l’échelle de Mulliken : avec PI et AE en eV.

• Un atome de haut potentiel d’ionisation cède difficilement ses électrons (il n’est pas prêteur).

• Un atome de haute affinité électronique acquiert favorablement un électron additionnel (il est plutôt du genre à emprunter).

Grande propension à attirer à lui le

nuage électronique

Evolutions des propriétés – électronégativité

Pas de valeur

d’électronégativité rapportée pour les gaz rares car ils ne

participent pas à la formation de

molécules (en général).

Evolutions des propriétés – électronégativité

Les atomes les plus électronégatifs du tableau périodique.

Evolutions des propriétés – électronégativité

électronégativi té forte

électronégativi

té faible

Evolutions des propriétés – électronégativité

Affinité électronique (kJ/mol)

Potentiel d’ionisation (kJ/mol)

Focus sur l’atome le plus électronégatif du

tableau : F

L’électronégativité – un ingrédient clé des explosifs

La recette du succès : entasser des atomes avides d’électrons dans une même molécule

D : vitesse de détonation. La vitesse à laquelle le front de l’onde de choc traverse le matériau explosif.

L’électronégativité – un ingrédient clé des explosifs

L’explosion du port de Beyrouth en 2020 : détonation d’un stock de nitrate d’ammonium

+¿+ � �_�⁻→ �_� �+� �_� �

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Gaz !