électronique des atomes

(1)

Chapitre 2 : Structure

électronique des atomes

atomes

GCI 190 - Chimie Hiver 2009

(2)

Contenu

1. Éléments de physique quantique

1. La lumière

2. Modèle atomique de Bohr 2. Modèle atomique de Bohr 2. Orbitales atomiques

3. Configuration électronique

4. Tableau périodique des éléments

(3)

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.

(4)

Lectures recommandées

Chang et Papillon(2009)

Chapitres 5 et 6

(5)

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

(6)

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.

(7)

Physique quantique : une onde

(λ)

λ= la longueur d’onde, λ= la longueur d’onde, ν= fréquence

(8)

Physique quantique

Caractère ondulatoire de la lumière

= c

λν

temps distance temps

onde onde

distance × =

(9)

Physique quantique : la lumière

Rayonnement lumineux: champ électrique + champ magnétique

λ= la longueur d’onde,

s m c = 3,0×10⁸ / λν =

d’onde, ν = fréquence

angulaire et c = vitesse de la

lumière

(10)

Physique quantique : la lumière

Caractère ondulatoire de la lumière

s m c = 3,0×10⁸ / λν =

(11)

Physique quantique

Caractère ondulatoire de la lumière : énergie associée

ν _h ^c

h

E = =

ν _h λ

h

E = =

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

(12)

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)

(13)

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.

(14)

L’effet photoélectrique : adaptation de la physique quantique

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

h ν

E =

Où ν est la fréquence de la lumière utilisée.

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

h ν

E =

(15)

Modèle atomique de Bohr

(16)

Les spectres d’émissions

(17)

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)

(18)

Physique quantique

(19)

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.

(20)

Physique quantique

(21)

Physique quantique

(22)

Physique quantique

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

 

 



− 

=

2

1 R n

E

_n _H

R_H 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.



 n

²

H n

(23)

Physique quantique

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

 



 

 −

=

∆

2 2

1 1

R

H

h c h

E ν λ

 

 





−

=

∆

2 2

f i

H

n n

R h

h

E ν λ

Si n_i< n_f : absorption d’énergie Si n_i> n_f : libération d’énergie

(24)

Physique quantique

(25)

Physique quantique

(26)

Physique quantique

(27)

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

confiné à des orbites situées à des distances fixes du noyau??

(28)

Physique quantique

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

Louis de Broglie 1892 - 1987

(29)

Théorie de Broglie

(30)

Théorie de Broglie

λ

π _r = _n

2

(31)

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?

(32)

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 Heisenberg 1901 - 1976

(33)

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.

(34)

Physique quantique

(35)

Physique quantique

orbite →→→→ orbitale Volume (sphérique ou autre) de probabilité de

retrouver l’électron

(36)

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)Le nombre quantique secondaire (l) définit la 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

(37)

Les nombres quantiques

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

m_ldépend de la valeur de l. Pour une valeur de l, il y a (2l+1) valeurs de m_l;

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

m_s = ±1/2

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

(38)

Les nombres quantiques

(39)

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) ^Orbitale1s

(40)

Pour n = 2

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

(41)

Pour n = 2

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

(42)

Pour n = 3

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

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

(43)

Pour n = 3

(44)

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) :

s < p < d < f

- Niveau d’énergie +

(45)

Orbitales atomiques

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

(46)

Orbitales atomiques

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

12 197

12 C

6 ¹⁹⁷ ₇₉ Au

4 He

2

(47)

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]

(48)

Configuration électronique

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

orbitales.

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

1 H

1

Nombres quantiques

1 1 s

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

(49)

Configuration électronique

Autres représentation : les cases quantiques

1 H

1

Cases quantiques

(50)

Configuration électronique

Les 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 Pauli 1900 - 1958

(51)

Principe Principe Principe Principe d’exclusion

d’exclusion d’exclusion

d’exclusion de Pauli

4 He

2

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

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

1 s 2

2 He 1 s

Électron 2’ : (1, 0, 0, +1/2)

1 s

2

↑↓

1 s

2

↑↑

1 s

2

↓↓

(52)

Capacité électronique des orbitales

(53)

Capacité électronique des orbitales

Pour un atome ayant les nombres quantiques :

1 2 2

1 s 2 s 1 s ² 2 s ² 1 s s

Li

2 1 s s

Be

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

(54)

Capacité électronique des orbitales

Qu’en est-il pour le bore??

11 B

5

(55)

Les 5 premiers éléments

(56)

Configuration électronique

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

12 C

^y ^z

p p

p s

s

²

2

²

2

_x

1 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

12 C

6 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

↑ ↓

↑↓

(57)

Configuration électronique

Règle de Hundt :

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

spins parallèles

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

12 C

6

2 2

2

2 2

1 s s p

(58)

Configuration électronique

↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑

14 N

7

3 2

2

2 2

1 s s p

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

16 o

8

4 2

2

2 2

1 s s p

↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑

(59)

Configuration électronique

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

19 F

9

5 2

2

2 2

1 s s p

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

20 Ne

10

6 2

2

2 2

1 s s p

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

(60)

Configuration électronique

Pour n=3

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

23 Na

11

1 6

2

2 2 3

1 s s p s

↑

Ne

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

11 Na

↑

4

1

]

[ Ne s

(61)

Orbitales atomiques

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

(62)

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.

(63)

(64)

Configuration électronique -

Résumé

(65)

Configuration électronique - Résumé

(66)

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.

(67)

Configuration électronique et le tableau périodique

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

(68)

Configuration électronique et le

tableau périodique

(69)

Configuration électronique et le tableau périodique

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

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

lustrée.

Moins réactifs que les métaux alcalins, les métaux

alcalino-terreux (IIA) nécessitent une énergie d’ionisation supérieure pour former des cations 2⁺. Leur caractère

métallique, de même que leur réactivité avec l’eau et l ’oxygène, augmentent au fur et à mesure que l’on descend dans le groupe.

(70)

Configuration électronique et le tableau périodique

Les halogènes (VIIA) sont très réactifs et on ne les retrouve pas à l’état pur. Ils ont tous une très grande affinité électronique et requièrent des

énergies d’ionisation élevées. Ils forment des composés covalents entre eux et avec des composés covalents entre eux et avec des

éléments non-métalliques des autres groupes.

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

(71)

Tendances périodiques – Rayon

atomique

(72)

Tendances périodiques – Énergie d’ionisation

Énergie nécessaire pour enlever un électron à l’atome

− +

+

→ M e

M

( g)

→ M

₍g ₎

+ e

M

( g) ₍g ₎

(73)

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

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.

(74)

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)

(75)

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

(76)

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;

électronique des atomes

Chapitre 2 : Structure