cours chimie générale et organique

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REPUBLIQUE ALGERIENNE DEMOCRATIQUE ET POPULAIRE

Ministère de l’Enseignement Supérieur et de la Recherche Scientifique

Université Mostefa Ben Boulaïd – Batna 2

Faculté des Sciences de la Nature et de la Vie

Département du Socle Commun

Cours

Chimie Générale et Organique

Pour les étudiants de Première année, Sciences de la Nature

et de la Vie

Réalisé par : Dr. LAIB Souhila

Chargé de Cours au sein du département de Socle

Commun –SNV-

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Chapitre 2

Partie I :

Organisation des électrons

dans l’atome

Réalisé par : Dr. Laib. S

Année universitaire 2020/2021

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1ère année biologie Organisation des électrons dans l’atome

II. Partie I : Organisation des électrons dans l’atome :

II.1 Introduction :

En 1902, Thomson montre la présence des particules chargés

négativement dans l’atome qu’ils appellent électrons. Bohr (1913)

créé une approche classique de répartir les électrons autour le noyau,

où cette répartition se fait en couche (en trajectoire) sont appelées les

orbitales des électrons. Ces orbitales ne sont pas des orbitales

quelconques mais quantifiées, c’est-à-dire corresponds à des énergies

bien définies.

II.2 Nombres quantiques :

L’état d’un électron est complètement défini par l’ensemble des quatre

nombres quantiques :

� Le nombre quantique principal n :

Le nombre quantique principal, noté n détermine le niveau principal

d’énergie En de l’atome et définie les couches énergétiques. Est un

entier positif et non nul, c’est-à-dire : n=1, 2, 3, 4……etc.

On appelle une couche : l’ensemble des électrons correspondants à une valeur de n :- La couche K → n=1

- La couche L → n=2

- La couche M → n=3

- La couche N → n=4

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Dans la couche n il y a n2 orbitales, et chaque orbitale peut contenir jusqu’à 2n2 électrons (voir le tableau 1) :

Tableau 1 :

� Le nombre quantique secondaire l :

Le nombre quantique secondaire noté l, est un entier positif et peut être nul, c’est-à-dire : l=0, 1, 2,…… n-1. Ce nombre détermine la géométrie des sous-couches (les orbitales atomiques OAs).

0 ≤ l ≤ n-1

Tableau 2 :

� Le nombre quantique magnétique m :

Le nombre quantique magnétique noté m, est un entier relatif compris entre – l et + l. Il détermine le nombre des cases quantiques des sous-couches (s, p, d, f).

Couche n Nombre des orbitales (n2) Nombre des électrons (2n2)

K 1 (1)2 = 1 2(1)2 = 2é L 2 (2)2 = 4 2(2)2 = 8é M 3 (3)2 = 9 2(3)2 = 18é N 4 (4)2 = 16 2(4)2 = 32é

l 0 1 2 3

Orbitales atomique (OA) s p d f

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-l ≤ m ≤ +l

Il y a 2l+1 valeurs possible de m (2l+1 cases quantiques).

Exemples :1) l=0, m=0, donc le nombre de case quantique = 2×0+1= 1case quantique.

2) l=1, m= -1, 0, 1, donc le nombre de case quantique = 2×1+1= 3cases quantiques.

� Le spin électronique :

Le spin électronique noté s, il est nécessaire pour que l’électron soit

complètement décrit par la fonction d’onde. Ce nombre ne prend que

des valeurs suivantes :

s = +½, s = -½

Remarque :

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II.3 Représentation des orbitales atomiques :

A Partir des nombres quantiques, nous allons représenter les orbitales

atomiques. Elles ont une géométrie définie par le nombre quantique l

qui devient de plus en plus complexe quand l augmente.

II.3.1 L’orbitale atomique s (l=0) : Elle a une symétrie sphérique.

II.3.2 Les orbitales atomiques p (l=1) : Ces orbitales possédant une

forme sablier (ou de 8) de trois orientations possibles au même niveau

d’énergie (m= -1, 0, 1).

II.3.3 Les orbitales atomiques d (l=2) : Elles sont directionnelles, de cinq orientations possibles (m= -2, -1, 0, 1, 2).

II.3.4 Les orbitales atomiques f (l=3) : Elles possédant sept orbitales au même niveau d’énergie associés à chaque valeur de m (-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3). Ces orbitales sont trop complexes pour être détaillés ici.

Tableau 3 :

l Orbitale atomique La forme 0 s Sphérique 1 p Sablier 2 d Sablier croisés 3 f Multi-lobes complexes

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II.4 Cases quantiques :

Dans un atome, les électrons ne sont pas tous équivalent entre eux. Ils

sont répartis dans différents niveaux d’énergie, ou dans différent cases

quantiques. Chaque case quantique possède un certain nombre de

places. Le nombre de cases quantiques est déterminé à partir de deux

nombres quantiques l et m par la relation :

2l+1 cases quantiques

Toutes les places dans les cases quantiques ne sont pas forcément occupées et le nombre des électrons total dans chaque case quantique peut être déterminé par la relation :

2×(2l+1) électrons

• Pour l’orbitale atomique s (l=0 et m=0), il y a une seule case

quantique (2×0+1=1 case quantique), et 2 électrons [2×(2×0+1)=

2 électrons].

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• Pour l’orbitale atomique p (l=1 et m= -1, 0, 1), il y a trois (3)

cases quantiques (2×1+1)=3 cases quantiques), et 6 électrons

[2×(2×1+1)=6 électrons].

• Pour l’orbitale atomique d (l=2 et m= -2,-1, 0, 1, 2), il y a cinq

(5) cases quantiques (2×2+1)=5 cases quantiques), et 10

électrons [2×(2×2+1)=10 électrons].

• Pour l’orbitale atomique f (l=3 et m= -3,-2, -1, 0, 1, 2, 3), il y a

sept (7) cases quantiques (2×3+1)=7 cases quantiques), et 14

électrons [2×(2×3+1)=14 électrons].

Le Tableau 4 résume les relations précédentes :

Tableau 4 :

n l m OA Nbr des cases quantiques (2l+1) Nbr des électrons dans les cases quantiques 2(2l+1)

1 0 0 1s 1 2

2 0 0 2s 1 2 1 -1, 0, 1 2p 3 6

3

0 0 3s 1 2 1 -1, 0, 1 3p 3 6 2 -2, -1, 0, 1, 2 3d 5 10

4

0 0 4s 1 2 1 -1, 0, 1 4p 3 6 2 -2, -1, 0, 1, 2 4d 5 10 3 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 4f 7 14

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Remarque :

II.5 Règles de remplissage des sous-couches :

Pour donner une structure électronique (configuration électronique)

d’un atome de façon plus affine, il faut préciser la répartition des

électrons dans divers couches et sous-couches de cet atome à l’état

fondamental. Dans ce cas, il faut respecter les règles suivantes :

II.5.1 Principe de stabilité :

Quand l’atome est à l’état fondamental, les électrons occupent les

niveaux d’énergies les plus bas.

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II.5.2 Principe d’exclusion de Pauli :

Le principe de Pauli précise que deux électrons d’une configuration se

distinguent pour au moins un nombre quantique. Donc, deux électrons

peuvent partager la même case quantique, s’ils différent par leur spin

(c-à-d, de signe opposé s = +½ et s = -½).

II.5.3 Règle de Klechkowski :

Le remplissage des orbitales atomiques (les sous-couches) se fait par

énergies croissantes, où les sous-couches se remplacent par ordre

croissant des valeurs de n+l. c’est la sous-couche de n plus petit qui se

remplit la première.

Exemple : - n=2 et l=1, donc n+l=2+1 : c’est l’orbitale atomique 2p.

- n=3 et l=0, donc n+l=3+0 : c’est l’orbitale atomique 3s.

Dans ce cas, en remplit l’orbitale de n plus petit (2p) et ensuite (3s).

L’ordre de remplissage des orbitales atomiques est donc :

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f……………….

On peut représenter l’ordre de remplissage des orbitales atomiques comme ci-dessous :

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Attention:

-Il existe quelques anomalies à cette règle à partir du niveau n=4 des

sous-couches d et f, où le remplissage ne respecte pas cette règle :

Cu (Z=29) :1s22s22p63s23p64s23d9

:1s22s22p63s23p64s13d10

Cr (Z=24) :1s22s22p63s23p64s23d4

:1s22s22p63s23p64s13d5

-En générale, les sous-couches d et f sont beaucoup plus stables qu’on

ces configurations contient un maximum des électrons.

II.5.4 Règle de Hund :

Appelée aussi ‘’règle de multiplicité maximale’’ . Cette règle stipule

que dans une orbitale atomique, la configuration la plus stable est

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obtenue lorsque le nombre des électrons augmente des spins

identiques (de même sens) est maximal. Prenons l’exemple de l’azote

N (Z=7) : 1s22s22p3

II.6 Configuration électronique :

La configuration électronique des atomes indique la répartition des

électrons dans les différentes orbitales atomiques (ou les sous-

couches) (1s, 2s, 2p……). Pour établir une configuration électronique,

il faut respecter les trois règles de remplissage précédentes.

II.6.1 Configuration électronique complète :

La configuration électronique complète est la répartition de tous les

électrons d’un atome (les électrons de la couche interne et externe),

où : la couche interne représente des électrons de cœur qui entrent

dans la structure des gazes rares (gazes nobles) : 2He, 10Ne, 18Ar, 36Kr,

54Xe, 86Rn), et la couche externe, ou la couche de valence, ou la

couche périphérique, c’est la dernière couche électronique d’un

atome, c’est-à-dire la couche la plus éloignée du noyau.

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Elle est caractérisée par le nombre quantique principal n le plus élevé.

Elle est l’origine des propriétés chimiques des éléments.

Exemples :

On à 3 électrons de valence pour l’atome 21Sc, et 4 électrons de

valence pour l’atome 22Ti.

II.6.2 Configuration électronique simplifiée (réduite) :

Consiste à réduire la configuration électronique complète. On

représente la couche interne le gaz rare le plus proche.

Tableau 5 : Configuration électronique complète et réduite de quelques atomes.

Atome Configuration électronique complète Configuration électronique réduite

Li (Z=3) 1s22s1 [2He] 2s1 Na (Z=11) 1s22s22p63s1 [10Ne] 3s1 Ca (Z=20) 1s22s22p63s23p64s2 [18Ar] 4s2 Zr (Z=40) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d2 [36Kr] 5s24d2 Cs (Z=55) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s1 [54Xe] 6s1 Ra (Z=88) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2 [86Rn] 7s2

II.7 Diagramme des niveaux énergétiques:

Le diagramme des niveaux énergétiques des électrons dans un atome

fait apparaître sa structure en couches. La mécanique quantique

n’autorise qu’un nombre limité des niveaux énergétiques. Le niveau le

plus bas (couche K de n=1) ne peut être occupé que par 2 électrons, le

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second niveau (couche L de n=2) par 8 électrons, le troisième niveau

(couche M de n=3) par 18 électrons….etc. Les électrons de la couche

K sont les plus proches du noyau. Chaque couche contient des sous-

couches (voir la figure ci-dessous), par exemple :

-Dans la couche L : les sous-couches 2s, 2p.

-Dans la couche M : les sous-couches 3s, 3p et 3d.

-Dans la couche N : les sous-couches 4s, 4p, 4d et 4f.

Diagramme des niveaux énergétiques d’un atome

II.8 Ionisation d’un atome :

Il peut y avoir l’ionisation d’un atome par perte d’un ou plusieurs

électrons, où l’électron le plus externe qui est arraché le premier

(formation des cations X+).

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Un atome peut aussi s’ioniser en gagnant des électrons (formation des

anions X-) pour compléter se dernière couche.

Exemples: 1) Na (Z=11): 1s22s22p63s1

: [10Ne]3s1

Na+ (Z=11): [10Ne]3s0

2) S (Z=16): 1s22s22p63s23p4

: [10Ne] 3s23p4

S2- (Z=16): [10Ne] 3s23p6

Remarque:

II.9 Etat fondamental - état excité :

Les électrons en orbite autour du noyau atomique ne peuvent se trouver que sur certains niveaux d'énergie. Il est cependant possible de passer d'un niveau à l'autre en absorbant ou en libérant de l'énergie. Ainsi, un atome qui absorbe un photon (une particule de lumière) sera

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excité et l'un de ses électrons passera à un niveau d'énergie supérieur

(b).

Exemple: C (Z=6):1s22s22p2

:[2He] 2s22p2

C*(Z=6):1s22s12p3

:[2He] 2s12p3

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Quizz: 1- Vrai ou faux ?

� Deux électrons, dans la même orbitale, tournent dans le même sens.

� Les (OAs) de type p ont la symétrie sphérique.

� Un atome excité est un atome qui a perdu un électron.

� Lorsque le nombre quantique principal n augmente, les électrons de

valence sont plus loin du noyau.

� Pour l, le nombre des électrons est déterminé par la relation : 2n2.

� Le nombre quantique l détermine le nombre des cases quantiques des

sous-couches (s, p, d, f).

� Le Nombre des cases quantiques est déterminé par la relation : (2l+1).

� Pour n, le nombre des électrons est déterminé par la relation : 2×(2l+1).

2- Exercices :

� Donner les OAs des couches suivantes : K, L, M

� Quel est le nombre des électrons possibles dans chaque couche ?

� Représenter le diagramme des niveaux énergétiques de ces couches.

� Soient les atomes suivants : 15P, 16S, 32Ge et 53I :

� Donner la configuration électronique complète et réduite de ces atomes

dans leur état fondamental, ainsi que leur nombre d’électrons de valence.

� Représenter les cases quantiques des électrons de valence de chaque

atome.

� Dans chaque atome, combien d’électrons célibataires et des lacunes

électroniques font apparaître dans la couche de valence ?

� Dans l’atome 53I, combien d’électrons sont caractérisés par m = 1 ?

� Donner les ions des atomes précédents.

� Ces ions sont-ils des anions ou des cations ?

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