Cours de chimie UNF3S

La lumière est une onde électromagnétique qui se propage dans le vide à la vitesse de 3.108 m.s-1. Cette valeur est une constante, appelée « célérité », et notée c.

La lumière revêt un caractère ondulatoire et elle est décrite par sa longueur d'onde λ exprimée en mètre (m) et sa fréquence v exprimée en Hertz (Hz). On retiendra :

Notre oeil n'est sensible qu'aux ondes dont la longeur d'onde se situe environ entre 400 (~ violette) et 750 nm (~ rouge).

La lumière, en tant que rayonnement électromagnétique est aussi une forme d'énergie. Cette énergie est transportée par des « photons ». Chaque photon transporte un « quantum » d'énergie. La quantité d'énergie transportée par un photon de longueur d'onde λ est proportionnelle à cette longueur d'onde.

E = h.v

h est une constante fondamentale, dite constante de Planck ; elle vaut 6,62.10^-34 J.Hz^-1 ou J.s.

On remarque que, pour une onde électreomagnétique :

Les éléments « hydrogènoïdes » représentent l'ensemble des atomes ou ions qui ne possèdent qu'un seul et unique électron. L'énergie totale dépend d'un nombre entier, appelé « n ». Cette énergie, en plus d'être négative, est discontinue ou encore quantifiée.

Dans ces éléments hydrogènoïdes, cette énergie se calcule avec la relation suivante :

h est la constante de Planck, c, la vitesse de la lumière, Z, le numéro atomique de l'atome et n, le niveau sur lequel se trouve l'électron. R_h vaut 1,1.10⁷ m.

Dans une unité alternative, appelée eV (electron-Volt ; 1 eV = 1,6.10^-19 J), cette relation devient

On peut représenter les niveaux d'énergies accessibles à l'électron comme sur le schéma suivant.

Évolution de l'énergie d'un électron dans un atome. Cette énergie dépend d'un nombre quantique (n) compris entre 1 (énergie la plus faible dans l'atome) et ∞ (E∞ = 0).

Par défaut, l'unique électron d'un élément hydrogénoïde se trouve sur le niveau n = 1. Cet état est l'« état fondamental » 

L'électron est capable de « sauter » vers d'autres états (n différents de 1) si on lui apporte de l'énergie.

Absorption

Des photons peuvent être absorbés par l'électron, impliquant une augmentation de son énergie. Toutefois, L'électron n'absorbera le photon que si celui-ci lui permet d'atteindre exactement un niveau d'énergie quantifié. On parlera alors de transition électronique. L'énergie permettant une transition électronique entre un niveau inférieur n et un niveau supérieur n' s'écrit :

Si l'énergie de l'électron augente, on parlera d'excitation électronique. Si un photon ne transporte pas exactement l'énergie correspondant à la différence entre l'énergie de l'électron et un état  « n' », celui-ci ne sera pas absorbé.

Si l'énergie E_hw du photon absorbé dépasse une certaine limite, l'énergie de l'électron peut même devenir positive. On parle de seuil d'ionisation. Ce seuil correspond au niveau n = ∞. Cette énergie positive sera totalement transformée en énergie cinétique :

Émission

L'électron, de manière générale, va évoluer vers son état d'énergie la plus faible, à savoir E1 dans un atome hydrogénoïde. Ce phénomène s'appelle désexcitation électronique.

Lors de ce phénomène, l'électron va emmètre de l'énergie sous forme de lumière

Les électrons ne peuvent pas partager exactement les 4 mêmes nombres quantiques.

Il en suit :

Pour chaque valeur de l = 0 (OA de type 's'), on ne trouvera qu'une case quantique et elle ne contiendra que 2 électrons au maximum

Pour chaque valeur de l = 1 (OA de type ‘p'), on trouvera 3 cases quantiques (px, py et pz), qui contiendront chacune 2 électrons au maximum, soit 6 (3*2) électrons au maximum pour un niveau 'p'

On trouvera 10 (5*2) électrons au maximum pour un niveau 'd'

On trouvera 14 électrons au maximum pour un niveau 'f'

La configuration électronique d'un élément représente la façon dont les électrons sont distribués sur les OA de l'atome.

On la note :

[X] = 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6....,

jusqu'à ce que tous les électrons soient associés à une orbitale atomique. On retrouve donc la notation des OA, sur lesquelles on spécifie le nombre d'électrons qu'elle contient en exposant.

Les électrons occupent les cases quantiques avec des valeurs de spin qui vont maximiser la valeur du spin total.

Ceci signifie que l'on va disposer un maximum d'électrons avec des valeurs spin qu'on dira 'parallèles', (dans le même sens) sans violer le principe de Pauli. Lorsque toutes les OA dégénérées comportent un électron, les autres électrons prennent alors des valeurs de spin opposés.

Les OA sont classées par valeur croissante de la somme de leur nombre quantique n et l :

Pour 2 OA ayant une valeur de 'n+l' identique, celle ayant le n le plus faible sera privilégiée, il en découle la hiérarchie suivante : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d ....

Les exceptions concernent surtout les OA de type d :

Les configurations du Chrome (Z = 24) et du cuivre (Z = 29) se finissent en 4s¹3d⁵ pour le chrome et 4s¹ 3d¹⁰ pour le cuivre. Les configurations se finissant par 4s² 3d5 ou 4s² 3d⁹ ne sont jamais rencontrées.

Le remplissage total des OA de type ‘d' (d¹⁰) leur confère une grande stabilité, les faisant alors passer AVANT les orbitales ‘s'. On écrira par exemple 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s².

Les cations formés à partir d'atomes dont les configurations se finissent par 4s²3dx ou 5s²4dx , etc, voient leur électrons des OA ‘s' arrachés AVANT ceux des OA de type d.

Les électrons de valence sont les électrons les plus périphériques d'un atome. Ces électrons sont dans des OA, qu'on appelle la couche de valence.

Cette couche de valence est l'ensemble des OA qui, dans la configuration électronique, se trouvent à droite de la première OA portant le nombre quantique n le plus élevé.

Définition : les électrons qui ne sont pas dans la couche de valence forment les couches de cœur.

Raccourci d'écriture de la configuration électronique

Le raccourcis d'écriture implique les atomes suivants, qui ont en commun d'avoir totalement rempli leur orbitales de valence: ₂He, ₁₀Ne, ₁₈Ar, ₃₆Kr et ₅₄Xe. Ceci permte de réduite la notation des électrons de cœur à la configuration électronique de l'atome qui correspond au bon nombre d'électrons :

[X] = [Y] « électrons de valence », où Y est choisi parmi ₂He, ₁₀Ne, ₁₈Ar, ₃₆Kr et ₅₄Xe

La tableau périodique regroupe les éléments par famille.

Familles d'éléments

Éléments alcalins

Ils ont une configuration électronique de valence de type ' ns¹ ', avec n ≥ 2.

Ils correspondent à la première colonne du tableau périodique, à l'exception de l'atome d'hydrogène qui n'appartient pas à cette famille.

Ils ont une faible énergie d'ionisation et une petite affinité électronique. Ils deviendront facilement des mono-cations (X⁺).

Éléments alcalino-terreux

Ils ont une configuration électronique de valence de type 'ns²', avec n ≥ 2.

Ils correspondent à la deuxième colonne du tableau périodique.

Ils ont une 1re énergie d'ionisation assez élevée, mais en revanche un faible énergie de 2e ionisation ainsi qu'une petite affinité électronique. Ils deviendront facilement des di-cations (X²⁺).

Éléments halogènes

Ils ont une configuration électronique de valence de type 'ns² np5', avec n ≥ 2.

Ils correspondent à l'avant-dernière colonne du tableau périodique.

Ils deviendront facilement des mono-anions (X-).

Gaz rares ou gaz nobles

Ils ont une configuration électronique de valence de type 'ns² np6', avec n ≥ 1. L'hélium de configuration électronique [He] : 1s² appartient également à cette famille.

Ils correspondent à la dernière colonne du tableau périodique.

Ils ont déjà une couche de valence totalement remplie.

Métaux de transition

Ils ont une configuration électronique de valence de type '(n+1)s² ndx ' , avec n ≥ 3.

Ils appartiennent à la 3e, 4e et 5e ligne du tableau périodique. Ils ont plutôt tendance à perdre des électrons pour devenir des cations.

Bien que les derniers électrons de valence écrits appartiennent au niveau d, leur deux premières ionisations éjectent les électrons du niveau (n+1)s précédant le niveau nd.

On peut trouver une représentation complète du tableau avec les familles chimiques sur le site suivant :

http://www.ptable.com/?lang=fr