Université de Toulon-Var

Faculté des Sciences et Techniques

Département de Chimie

Cours d’Atomistique

D.E.U.G. SM-SV-STU – 1^ère année

Plan de Cours

durée : 18 heures

Année Universitaire 2003-2004

Chapitre 1 : Les Constituants Elémentaires de l’Atome

Atome (Lavoisier, 1777) : dernier terme auquel parvient l’analyse (du grec atom, que l’on ne peut couper)

I -Découverte de l’électron (fin 19_e siècle) …

Electron du grec electron, ambre jaune, d’après sa propriété d’attirer les corps légers quand on l’a frotté)

1) Décharge électrique dans les gaz raréfiés

2) Mise en évidence d’une masse associée

3) Mise en évidence d’une charge associée

4) Caractéristiques de l’électron

II -La matière est essentiellement constituée de vide

1) Expérience de Rutherford (1911)

2) Caractéristiques du noyau

a - Charge nucléaire : +Z½e½

b - Composition

i) Z protons

ii) N neutrons

iii) Nombre de masse : A=Z+N

c - Isotopes

III -Dualité onde-corpuscule

1) Dualité de la lumière

a - Onde électromagnétique

b - Théorie des quanta

2) Dualité de la matière (postulat de de Broglie)

3) Relation masse-énergie

IV -Interaction Rayonnement-Matière : l’effet photoélectrique

Chapitre 2 : Le Modèle Atomique Ondulatoire

I -Le spectre d’émission de l’atome d’hydrogène

II -Le modèle atomique de Bohr

1) Calcul des orbites R(n), E(n) pour l’atome d’hydrogène

2) Extension aux atomes hydrogénoïdes

3) Les limites du modèle de Bohr

4) Introduction à la notion d’effet d’écran (σ et Z_effectif )

a - Intéractions éléctroniques dans les atomes polyélectroniques

b - Conséquence : R(n) et E(n) dans le modèle de Bohr

Chapitre 3 : Orbitales Atomiques (O.A.)

I -Les fondements de la mécanique ondulatoire

1) Analogie avec la corde vibrante (équation de Schrödinger)

2) Fonction d’onde et aspect énergétique

a - Fonction d’onde et probabilité de présence

b - Condition de normalisation de Born

c - Condition d’orthogonalité

d - Principe d’incertitude d’Heisenberg (1927)

3) Introduction de quatres nombres quantiques (n,l,m,s)

a - Fonction d’onde et orbitale atomique

b - Nombre quantique principal (n)

c - Moment cinétique orbital (l) – ou nombre quantique secondaire -

d - Moment magnétique (m) – ou nombre quantique magnétique –

e - Principe d’exclusion de Pauli : spin de l’électron (s)

II -Description des O.A. de l’atome d’hydrogène et des atomes hydrogénoïdes

1) Orbitales « ns »  sphériques

a - Orbitale « 1s »

i) La fonction d’onde ψ_1s

ii) Partie angulaire

iii) Partie radiale

iv) Densité de charges |ψ|²

v) Surface d’isodensité électronique

vi) Densité radiale de probabilité de présence (dP/dr)

b - Orbitale « 2s »

i) La fonction d’onde ψ_2s

ii) Partie angulaire

iii) Partie radiale

iv) Densité radiale de probabilité de présence (dP/dr)

c - Orbitale « 3s »

i) La fonction d’onde ψ_3s

ii) Densité radiale de probabilité de présence (dP/dr)

2) Orbitales « np » directionnelles

a - Orbitale « 2p »

i) La fonction d’onde ψ_2p

ii) Partie angulaire

iii) Partie radiale

iv) Surface d’isodensité électronique

v) Densité radiale de probabilité de présence (dP/dr)

b - Orbitale « 3p »

3) Orbitales « nd » et « nf » directionnelles

Chapitre 4 : La Classification Périodique des Eléments

I -Construction du tableau périodique

1) L’origine de la « périodicité » …

2) Définitions

a - Groupes ou familles

b - Périodes (1 à 7)

c - Blocs (« s », « p », « d » et « f » )

3) La distinction métaux/non-métaux

a - Identification de la limite

b - Les principales tendances de ces deux grandes catégories

i) Solides infinis / Composés moléculaires

ii) Caractère des oxydes (basiques / acides)

iii) Formation d’ions en solution (cations / anions)

iv) Combinaison avec l’hydrogène (hydrure/protons)

4) Orbitales atomiques et configuration électronique

a - Notation

b - Couche de valence

5) Principe de sphéricité et stabilité

II -Conséquences sur les propriétés chimiques

1) Caractéristiques des principaux groupes

a - Les métaux alcalins

b - Les métaux alcalino-terreux

c - Les métaux de transition

d - Les halogènes

e - Les gaz rares

2) Absorption et émission des rayons-X

a - Définition des niveaux K, L_I, L_II, L_III, M_I, M_II, …

b - Définition des transitions K_α, K_β, L_α, …

c - Spectres d‘émission et d’absorption

3) Energie d’ionisation

a - Définition

b - Evoultion dans le tableau périodique

4) Electronégativité

a - Définition

b - Evoultion dans le tableau périodique

5) Nombre d’oxydation et stabilité chimique

a - Définition

b - Prévision des N.O. stables

Chapitre 5 : La liaison chimique

I -– Introduction

1) La liaison covalente

2) La liaison ionique

3) La règle de l’octet

a - Enoncé

b - Les limites de la règle

II -La représentation de Lewis

1) Représentation des éléments

2) Formation des liaisons (doublets liants et doublet non-liants)

3) Les limites du modèle de Lewis

a - Représentation dans l’espace (forme, angles, …)

b - Le paramagnétisme de certaines molécules (exemple de O₂)

III -La théorie de la répulsion des doublets des électrons de valence (VSEPR)

1) Introduction

a - Origine et force des répulsions des doublets

b - Les principales étapes de la représentation VSEPR

2) Structure des molécules les plus simples : types « AX_i »

a - AX₂ (linéaire)

b - AX₃ (triangulaire)

c - AX₄ (tétraédrique)

d - AX₅ (bipyramidale triangulaire)

e - AX₆ (octaèdrique)

3) Structures des molécules « AX_iE_j »

a - La molécules d’eau (type AX₂E₂)

b - Autres exemples :

i) Type AX₃E₂

ii) Type AX₂E₃

iii) Type AX₅E

iv) Type AX₄E₂

IV -Orbitales Moléculaires (O.M.)

1) Théorie LCAO - Mulliken

2) Molécules covalentes de type A₂

a - Molécules H₂⁺ et H₂

i) Recouvrement axial (σ)

ii) Représentations graphiques de ψ_A , ψ_B , Φ₊ ,Φ_- ,Φ₊² , Φ₊²

iii) Conséquences sur ma probabilité de présence de l’électron entre les deux noyaux A et B

iv) Représentation de la partie angulaire de Φ₊ et Φ₊

v) Ordre, stabilité et longueur de liaison

vi) Diagramme d’énergie configuration électronique

b - Molécule N₂

i) Recouvrements axial (σ) et latéral (π)

ii) Diagramme d’énergie configuration électronique

3) Molécules hétéronucléaires de type AB

a - Définition du moment dipolaire

b - Molécule NO

c - Molécule HF

d - Molécule CO

4) Hybridation et géométrie des molécules

Références Bibliographiques

• *** R. Ouanes et B. Devallez « Chimie Générale », O.P.U.-PUBLISUB 1988 [côte BU 540OUA]

• *** Harry B. Gray « Les électrons et la liaison chimique » InterEditions, Paris 1978 [côte BU 541.2 GRA]
• *** Mark J. Winter « Chemical Bonding » Oxford University Press 1994 [côte BU 541.1 WIN] (très pédagogique, et permet également d’exercer son anglais !)
• ** Paul Arnaud “Chimie Physique” Dunod, Paris 1998 [côte BU 541.3ARN] (un peu superficiel sur cet aspect)
• P. Arnaud, « Chimie Physique » 541.3 ARN
• * M. Chabanel et P. Gressier « Liaison chimique et spectroscopie » Ellipse, Paris 1991 [côte BU 541.2 CHA] (niveau plus élevé)

(les symboles ***, **, * correspondent au niveau de recommandation)