Atomistique théorie atomique








télécharger 143.69 Kb.
titreAtomistique théorie atomique
page3/4
date de publication26.01.2017
taille143.69 Kb.
typeDocumentos
c.21-bal.com > loi > Documentos
1   2   3   4

2.3) STRUCTURES ÉLECTRONIQUES



Du point de vue électronique , on construit le tableau périodique en appliquant des règles simples:

On passe d'un élément au suivant en augmentant le numéro atomique de 1.
Chaque période du tableau correspond au remplissage de la même couche électronique externe. Il y a sept périodes dans le tableau, et les nombres d'éléments, en commençant par la première période, sont respectivement : 2, 8, 8, 18, 18, 32. La septième période a six éléments jusqu'à l'uranium et dix-sept jusqu'au lawrencium (Z = 103).
Les atomes d'une même famille d'éléments ont le même nombre d'électrons sur le dernier niveau .
La série des lanthanides est rattachée à la sixième période et celle des actinides , à la septième.


Dans ces conditions,  nous utiliserons cette année deux représentations : les couches électroniques selon la structure de BOHR et de RUTHERFORD avec les  niveaux d'énergie  et la représentation de LEWIS. La mécanique quantique, qui ne sera pas abordée cette année, développe les équations mathématiques  des orbitales des différents électrons autour du noyau d'un atome. On introduit la notion fondamentale de nuage électronique et on définit la probabilité de présence d'un électron dans un petit volume. Une orbitale électronique est associée à cette probabilité.  Sur une orbitale il y a au maximum deux électrons. À titre d'exemple nous montrerons les deux modes de structures électronique avec les atomes  de sodium et de magnésium. Selon la  représentation BOHR et de RUTHERFORD  les électrons sont disposés autour du noyau sur plusieurs couches électroniques. Nous devons cependant respecter les conventions suivantes :


La couche  K  a au maximum  deux   électrons.
La couche  L  a au maximum  huit   électrons.
La couche M  a au maximum dix-huit  électrons.


En appliquant le principe de PAULI, on démontre que le nombre maximum d'électrons qui correspond à un niveau d'énergie donné (n) est 2n
2.

Sur la couche K : n=1   2 x 12 = 2
Sur la couche L : n=2   2 x 22 =  8
Sur la couche M: n=3   2 x 32 =  18
Sur chaque couche,  on doit placer d'abord un électron (singleton ou électron célibataire) par orbitale. Puis lorsque toutes les orbitales ont un électron célibataire, on ajoute le deuxième électron pour former la paire d'électrons. On commence par remplir la couche K. Lorsque celle-ci est saturée, on passe à la suivante, la couche L  et ainsi de suite. Le nombre d'électrons par orbitale est au maximum deux.
La représentation de LEWIS se limite aux électrons du dernier niveau  : les singletons sont symbolisés par des points et les paires par des segments. Le noyau de l'atome de sodium contient onze protons et douze neutrons. L'atome est électriquement neutre Il y a onze électrons autour du noyau :


deux électrons sur la couche K  (une paire occupant  une  orbitale) ;
huit électrons sur la couche L  (quatre paires occupant  quatre orbitales) ;
un électron sur la couche M  (un singleton   occupant  une orbitale) .

matiere24.gif
On peut indiquer cette structure de façon abrégée. Na :  2,8,1
Cette même configuration peut être plus simplifiée encore avec le trognon électronique. On  représente ainsi la partie stable de l'atome, c'est-à-dire ses couches électroniques internes. De ce  point de vue , le sodium possède les couches K et L de l'atome de néon. Son trognon électronique est donc l'atome de néon. Na :  [Ne] , 1

Dans la structure de LEWIS, nous devrons noter simplement l'électron de la dernière couche.
 


Le noyau de l'atome de magnésium contient douze  protons et douze  neutrons. L'atome est électriquement neutre . Il y a donc douze  électrons autour du noyau :

deux électrons sur la couche K  (une paire occupant  une orbitale) ;
huit électrons sur la couche L  (quatre paires occupant  quatre orbitales) ; deux électrons sur la couche M  (deux singletons occupant  deux  orbitales) .
matiere25.gif
On peut indiquer cette structure de façon abrégée . Mg :  2,8,2

Comme dans le cas du sodium,  le trognon électronique est  l'atome de néon. Seul le nombre d'électrons périphériques est modifié. Mg :  [Ne] , 2

Le dernier niveau d'énergie du magnésium porte deux singletons. Dans la représentation de LEWIS, nous aurons deux points qui symboliseront ces deux électrons célibataires.
 
 


23.1) STRUCTURES ÉLECTRONIQUES DANS UNE PÉRIODE


Les éléments d'une même période  ont le même nombre de niveaux électroniques et le même trognon électronique.


23.2) STRUCTURES ÉLECTRONIQUES DES PRINCIPALES FAMILLES


Les éléments d'une même famille ont le même nombre d'électrons sur le dernier niveau électronique et possèdent des propriétés chimiques semblables.

Les alcalins ont un électron sur la dernière couche électronique.
Les alcalino-terreux ont deux  électrons périphériques(deux singletons).
Les éléments de la famille de l'oxygène  ont six  électrons périphériques ( deux paires et deux singletons).
Les halogènes ont sept électrons périphériques ( trois paires et un  singleton).
Les gaz rares  ont huit  électrons périphériques( quatre paires).


23.3) FORMATION DES IONS


Les gaz rares sont inertes chimiquement. Une structure électronique périphérique à huit électrons, c'est-à-dire quatre orbitales avec chacune une paire d'électrons, est stable. Lorsque des atomes réagissent ensemble, ils tendent à acquérir la structure du gaz rare le plus proche.

Les électrons de valence sont les électrons qui sont situés sur le dernier niveau électronique et qui servent à former les liaisons chimiques. Leur nombre est égal en général au nombre d'électrons périphériques, sauf pour les gaz rares. Puisque ces derniers sont stables chimiquement, leur nombre d'électrons de valence est égal à zéro. Au cours d'une réaction chimique,  les atomes ont tendance à capter ou à perdre des électrons pour devenir stables chimiquement. Ils se transforment ainsi en particules chargées électriquement, appelées des IONS. Ainsi l'atome de sodium perd un électron pour prendre la structure stable du néon. L'atome de sodium  contient onze protons et onze électrons.  La particule obtenue a onze protons et dix électrons. Elle a une charge  positive : c'est un ION POSITIF ou  CATION, représenté par Na+ . L'atome de chlore gagne un électron pour prendre la structure stable de l'argon. L'atome de chlore contient dix-sept  protons et dix-sept électrons.  La particule obtenue a  dix-sept  protons et dix-huit  électrons. Elle a une charge négative :  c'est un ION NÉGATIF ou  ANION, représenté par Cl-. De la même façon l'atome de magnésium perd deux électrons pour prendre la structure stable du néon. L'atome de magnésium  contient douze protons et douze électrons.  La particule obtenue a  douze  protons et dix électrons. Elle a deux charges positives : c'est un ION POSITIF ou  CATION, représenté par Mg2+.


 


o Les éléments métalliques sont des donneurs d'électrons . Pour devenir stables,  les atomes des éléments métalliques ont tendance à perdre un ou plusieurs électrons, se transformant ainsi en IONS POSITIFS OU CATIONS.

-Les atomes alcalins (IA) perdent un électron pour devenir stables (Li+,  Na+ ,  K+ ).
- Les atomes alcalino-terreux perdent deux électrons  (Be2+ ,  Mg2+,   Ca2+,   Ba2+ ).


Les éléments non-métalliques sont des accepteurs d'électrons. Pour devenir stables les atomes captent un ou plusieurs électrons, se transformant ainsi en IONS NÉGATIFS OU ANIONS.


- Les atomes des halogènes (VIIA) captent un électron pour devenir stables (F
-, Cl- ,  Br-,    I- ) .
- Les atomes des éléments de la famille de l'oxygène  (VIA) captent deux électrons pour devenir stables  (O
2-(ion oxyde) , S2- (ion  sulfure) ).



Entre un métal et un non-métal, on obtiendra une liaison ionique, qui provient de la force d'attraction électrique qui s'exerce entre un cation et un anion. Ainsi dans le sel, il existe des liens ioniques entre les cations Na+ et les anions Cl-.
1   2   3   4

similaire:

Atomistique théorie atomique iconQuiz formatif théorie atomique

Atomistique théorie atomique iconChapitre 7: La théorie atomique explique la radioactivité

Atomistique théorie atomique iconChimie 11 Quiz formatif théorie atomique

Atomistique théorie atomique iconChapitre 4: La théorie atomique permet d’expliquer la formation des composés

Atomistique théorie atomique iconTravail : La théorie atomique (Ch. 3 p 28 – 36)
«atomos» des philosophes Grec IL y a 2 500 ans? Quelle était l’idée de Aristote? Laquelle de ces deux idées était plus acceptée?

Atomistique théorie atomique iconChapitre 17 : enjeux energetiques et apport de la chimie au respect de l’environnement
«utilisation atomique» (UA). L’utilisation atomique ua est définie comme le rapport de la masse molaire du produit souhaité, sur...

Atomistique théorie atomique iconEn utilisant la classification
«poids atomique» et ses propriétés physiques et chimiques essentielles. IL s’aperçoit qu’en disposant les éléments d’après la grandeur...

Atomistique théorie atomique iconAtelier d’atomistique

Atomistique théorie atomique iconTd atomistique tsi

Atomistique théorie atomique iconDevoir sur l’atomistique








Tous droits réservés. Copyright © 2016
contacts
c.21-bal.com