CHIMIE GENERALE ET INORGANIQUE = CHIMIE MINERALE = CHIMIE Matière Substances Mo

CHIMIE GENERALE ET INORGANIQUE = CHIMIE MINERALE = CHIMIE Matière Substances Molécules Inorganiques Atomes Noyau Structure électronique nucléons électrons -1 0e protons +1 1p neutrons 0 1n simples mono - élémentaires composes poli - élémentaires métaux - 86 nonmétaux - 16 semimétaux - 7 oxydes acides bases sels Propriétés physiques chimiques L’état physique; densité; couleur; p.é. oC; p.f. oC; électronégativité; rayon atomique etc. Réactions de: - combinaison - échange - décomposition - substitution etc. ATOME • Particule non chargé formé par des particules élémentaires : protons, électrons (nombre égal) et neutrons : Nom Abreviation Charge [C] Masse [Kg] Proton +1 1p +1,60219·10-19 1,67265·10-27 Neutron 0 1n - 1,67495·10-27 Electron -1 0n -1,60219·10-19 9,10943·10-31 • corps de dimensions 10-10m composé de : un noyau positif contenant toute la masse (Z protons et N neutrons) avec la dimension de l’ordre 10-14 - 10-15m B la charge totale vaut +Ze. Z électrons négatifs (charge –Ze), très légers qui forment le nouage électronique et qui assurent la neutralité électrique de l’atome. Z = numéro atomique A = nombre de masse B A = Z + N Le paire Z et A caractérise un atome NUCLEIDE • ensemble des atomes définis par un paire Z et A. On le symbolise par z AX : 6 12C ; 17 35Cl ; 9 19F -, etc. ISOTOPES • des atomes d’un même élément qui contiennent un nombre identique de protons mais des nombres différents de neutrons B les isotopes d’hydrogène : 1 1H (protium), 1 2H (deutérium), 1 3H (tritium) B les isotopes du carbone : 6 12C (98,89%) ; 6 13C (1,11%) ; 6 14C (trace). ELEMENT • l’ensemble des nucléides de même Z. LENVELOPPE ELECTRONIQUE B la structure électronique d’un atome = l’arrangement de ses électrons • La configuration électronique d’un atome = la répartition des électrons au sein des orbitales • L’orbitale atomique = la région de l’espace autour du noyau ou ç’est la plus grande probabilité de trouver l’électron • Sous – couche = le groupe des orbitales lesquels ont la même forme et la même énergie • Couche = niveau d’énergie formé par un ou plusieurs sous - couches • Etat électronique fondamental = l’état électronique autorisé dont l’énergie est la plus basse • Etat stationnaire = les niveaux d’énergie permis • Etat électronique excité = les niveaux permis de plus haute énergie • Electrons de valence = électrons externes = les électrons qui occupent la couche la plus externe d’un atome, lesquels sont responsables de la réactivité chimique dudit atome • Un électron possède un spin intrinsèque • Electrons célibataires = électrons non appariés = seul sur une orbitale • Electrons à spins appariés = doublet électronique = deux électrons de spin opposé, appariés sur une même orbitale  ( Type d’orbitale / type de sous - couche s p d f Nombre des orbitales 1 3 5 7 Nombre maxime des électrons sur les sous - couches 2 6 10 14 Existence à partir de… 1er couche 2ème couche 3ème couche 4ème couche Variation de l’énergie → →→ →→ →→ • Les orbitales « s » accusent toutes une symétrie sphérique : x y z + • Les orbitales « p » sont orientées selon les axes x,y, ou z : x z y + - x z y + - - + x y z px py pz • Les orbitales « d » sont orientés selon les axes x, y et z (dx2-y2, dz2) ou selon les bissectrices des ces axes (dxy, dyz, dxz): dz2 dx2-y2 dyz dyz dxy • La géométrie des orbitales « f » est beaucoup plus complexe ; à partir du quatrième niveau, il existe 7 orbitales « f » Type couche K L M N O P Q Le numéro de la couche 1 2 3 4 5 6 7 Type des orbitales s s, p s, p, d s, p, d, f.. s, p, d, f.. s, p, d, f.. s, p, d, f.. Nombre maxime des électrons sur les couches 2 · 12 2 2 · 22 8 2 · 32 18 2 · 42 32 2 · 52 50 2 · 62 72 incomplète Variation de l’énergie → →→ →→ →→ →→ →→ →→ • La configuration électronique d’un éléments dans son état fondamentale s’obtient en remplissant les orbitales atomiques les moins énergétiques possibles, en tenant compte du principe d’exclusion de Pauli et de la règle de Hund: 1) La gradation des énergies : Dans l’état fondamental de l’atome, les électrons occupent les différentes orbitales dans l’ordre des énergies croissantes, en commençant par les orbitales de plus basse énergie. Un moyen mnémotechnique simple permet de retrouver la gradation générale des niveaux d’énergie : il suffit de ranger les différentes orbitales en séparant les niveaux principaux, mais de lire le tableau selon le diagonale : 1 s 2 s 3 s 2 p 4 s 3 p 4 p 3 d 5 s 6 s 5 p 4 d 4 f 5 d 5 f 6 p 7 p 6 d 7 d 6 f 7 f 7 s ..... ..... ..... 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f ..... 2) Principe de Pauli : Un orbitale ne peut être occupée par plus des 2 électrons, nécessairement appariés 3) La règle de Hund : Les électrons occupent de préférence le plus grand nombre possible d’orbitales de même énergie. L’appariement de deux électrons sur une même orbitale ne se réalise que lorsque chaque orbitale est occupée par un électron non apparié. Ainsi les structures : p3 et d6 sont plus stables que : et • Les électrons se disposent au sein des orbitales sous forme de couches avec un cœur du type de gaz noble entouré d’électrons externes : Ex. 15P: 15P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 = 10[Ne] 3s23p3 20Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 = 18[Ar] 4s2 IONS • Un atome peut gager ou perdre des électrons. Il porte alors une ou des charges et devient un ion B un ion positif est appelé cation ; un ion négatif est un anion : cations : Na+, Mg2+, Al3+, NH4 +, etc. anions : Cl -, S2-, P3-, C4-, PO4 3-,SO4 2- NO3 -, etc. TABLEAU PERIODIQUE DES ELEMENTS • Mendeleev 1869 a rangés les éléments par ordre de leurs masses atomiques croissantes B les éléments ont constitué par leurs propriétés physiques et chimiques une suite ordonnée et périodique • Les nouveaux formes du tableau périodique contiennent les éléments rangés par ordre de leurs numéros atomiques Z croissants Bon observe une répétition, une périodicité, dans le profil de leurs propriétés chimiques • Les éléments qui sont situés dans une même colonne (groupe, famille) du tableau périodique ont des configurations similaires en ce qui concerne leurs électrons de valence → N0 e- de valence = N0 de la colonne ou se trouve l’élément dans le tableau périodique • N0 de la couche plus externe = N0 de la période (ligne horizontale qui contienne les éléments compris entre deux gaz rares) ou se trouve l’élément dans le tableau périodique • La présentation habituelle du tableau périodique est celle de 18 colonnes et 7 périodes et 4 blocs : o Les éléments du bloc s – l’électron distinctif dans un O.A. de type « s » o Les éléments du bloc p – l’électron distinctif dans un O.A. de type « s » o Les éléments du bloc d – l’électron distinctif dans un O.A. de type « d » o Les éléments du bloc f – l’électron distinctif dans un O.A. de type « f » ↑↓ ↑↓ ↑↓↑↓↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 ( ( (  (     (    TABLEAU PERIODIQUE DES ELEMENTS 2 ZHe = 2 8 ZNe = 10 8 ZAr = 18 18 ZKr = 36 18 ZXe = 54 32 ZRn = 86 incomplet Bloc s Bloc d Bloc p 4f 5f Bloc f Période Groupe IA 1 VIIIA 18 1 1 H 1.01 IIA 2 Atomic number Symbol Atomic mass IIIA 13 IVA 14 VA 15 VIA 16 VII A 17 2 He 4.00 2 3 Li 6.94 4 Be 9.01 Métaux Métaux deTransition Métalloids Non-métalux 5 B 10.81 6 C 12.01 7 N 14.01 8 O 16.00 9 F 19.00 10 Ne 20.18 3 11 Na 22.99 12 Mg 24.31 IIIB 3 IVB 4 VB 5 VIB 6 VII B 7 VIIIB 8 9 10 IB 11 IIB 12 13 Al 26.98 14 Si 28.09 15 P 30.97 16 S 32.06 17 Cl 35.45 18 Ar 39.95 4 19 K 39.10 20 Ca 40.08 21 Sc 44.96 22 Ti 47.90 23 V 50.94 24 Cr 52.00 25 Mn 54.94 26 Fe 55.85 27 Co 58.93 28 Ni 58.71 29 Cu 63.55 30 Zn 65.38 31 Ga 69.72 32 Ge 72.59 33 As 74.92 34 Se 78.96 35 Br 79.90 36 Kr 83.80 5 37 Rb uploads/s3/ livre-de-chimie-generale.pdf

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Administrationacide atomes d’hydrogène acides électrons
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