Introduction à la Chimie Générale - Structure Atomique

Joseph Proust en 1797.

Familiariser avec les concepts de chimie utiles à la compréhension des phénomènes du vivant et à l'utilisation des technologies modernes.

Les modules ultérieurs liés à la molécule, la cellule, l'organe et l'organisme.

La chimie est la science de la composition, des propriétés et des transformations de la matière.

Elle est liée à de nombreuses autres disciplines comme la Physique, les Matériaux, l'Ingénierie, la Médecine, les Sciences de la Vie et les Géosciences.

La compréhension du pH sanguin est cruciale pour les équilibres acides/bases et le système tampon.

Ordres de grandeur, règle de trois, fractions, puissances (2 et 10), équations du 2^e degré, systèmes d'équations linéaires, logarithmes, fonctions exponentielles, analyse de fonctions, algèbre, opérateurs, dérivées, équations différentielles, intégrales simples.

Système d'unités, force, énergie, puissance, quantité de mouvement, moment cinétique et angulaire, loi des gaz parfaits, bases de l'électromagnétisme.

Notions d’atome, molécule, transformations chimiques, équations chimiques et stœchiométrie.

1. Antiquité grecque (Démocrite), 2. Échelle macroscopique (Lavoisier, Proust, Dalton), 3. Échelle microscopique (Thomson, Rutherford, Bohr, Schrödinger).

D'atomes, considérés comme des particules indivisibles.

Antoine Lavoisier en 1790.

"Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme." La masse est conservée pendant les transformations chimiques dans un système fermé.

Tous les échantillons d'un composé donné ont la même composition et les proportions massiques des éléments sont identiques.

John Dalton en 1803.

Lorsque deux éléments forment plusieurs composés, les masses d'un élément qui se combinent avec une masse donnée de l'autre sont dans un rapport de petits nombres entiers.

1. Les éléments sont composés d'atomes indivisibles. 2. Les atomes d'un élément sont différents de ceux d'un autre. 3. Les atomes ne peuvent être créés ou détruits. 4. Les composés se forment par combinaison d'atomes dans des rapports simples.

J.J. Thomson en 1897 (Prix Nobel de Physique en 1906).

Grâce à l'expérience du rayonnement cathodique, démontrant l'existence de particules chargées négativement et indépendantes du métal utilisé.

Le modèle du "plum pudding", où l'atome est une sphère positive avec des électrons négatifs incrustés.

Ernest Rutherford en 1910.

L'expérience de diffusion des particules alpha sur une feuille d'or, montrant que la plupart des particules traversaient, mais qu'une petite fraction était déviée à de grands angles.

Un noyau central minuscule et dense, chargé positivement, autour duquel gravitent des électrons. La matière est principalement constituée de "vide".

Si l'atome faisait la taille d'un stade de football, le noyau serait de la taille d'une mouche au centre.

Le noyau mesure environ 1 femtomètre (10^-15 m) et contient toute la charge positive et la majeure partie de la masse atomique.

Le diamètre de l'atome est d'environ 1 Angström (10^-10 m).

^A_ZX, où A est le nombre de masse (protons + neutrons) et Z est le numéro atomique (protons = électrons).

Le même nombre de protons, égal au numéro atomique Z.

C'est le nombre total de protons et de neutrons dans le noyau d'un atome.

Les isotopes sont des atomes d'un même élément qui ont des masses différentes, donc un nombre différent de neutrons, mais le même nombre de protons et d'électrons.

Le carbone-12 (¹²C, 6 protons, 6 neutrons) et le carbone-13 (¹³C, 6 protons, 7 neutrons).

La somme des produits de l'abondance isotopique (pᵢ) de chaque isotope par sa masse (mᵢ) : MA = Σ (pᵢ . mᵢ).

Une mole est une quantité de matière contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans exactement 12 g de l'isotope ¹²C.

N_A est le nombre d'entités élémentaires dans une mole, N_A ≈ 6.022 x 10²³.

C'est la masse d'une mole d'une substance pure, exprimée en grammes par mole (g/mol).

Molarité (M) = nombre de moles de soluté / volume de solution (en L ou dm³).

Molalité (m) = nombre de moles de soluté / masse du solvant (en kg).

La molalité (m) est indépendante de la température, tandis que la molarité (M) peut varier avec la température (car le volume de solution varie).

Il n'explique pas la diversité des propriétés des éléments ni la discontinuité des spectres d'émission des atomes.

Spectres de raies.

Johannes Rydberg en 1888.

1/λ = R_H (1/n₁² - 1/n₂²), où R_H est la constante de Rydberg, et n₂ > n₁.

Niels Bohr.

Il a postulé que les électrons occupent des orbites "stationnaires" quantifiées et que les changements d'énergie se font par des "sauts discontinus" (quantification de l'énergie et du moment angulaire).

E_n = -13.6 eV / n², où n est le nombre quantique principal (n=1, 2, 3...).

Il y a absorption d'un photon.

Il y a émission d'un photon.

E = hν = hc/λ, où h est la constante de Planck, ν la fréquence et c la vitesse de la lumière.

Il n'explique que les spectres des atomes à un seul électron (H, He⁺, Li²⁺) et ne rend pas compte de la structure fine des spectres.

Erwin Schrödinger en 1927.

Bohr décrit l'électron comme une particule sur une trajectoire précise, tandis que le modèle ondulatoire le décrit comme une onde (fonction d'onde Ψ) associée à une probabilité de présence.

La densité de probabilité de présence de l'électron.

Quatre.

- n (principal) : niveau d'énergie - l (secondaire) : moment angulaire (forme de l'orbitale) - m_l (magnétique) : orientation de l'orbitale dans l'espace - m_s (spin) : orientation du spin de l'électron

n ≥ 1 (n est un entier positif : 1, 2, 3, ...).

0 ≤ l ≤ n-1 (l est un entier).

-l ≤ m_l ≤ l (m_l est un entier).

m_s = +1/2 ou -1/2.

Dans un atome, il ne peut exister deux électrons possédant les quatre mêmes nombres quantiques (n, l, m_l, m_s) identiques.

Ce sont des orbitales avec l=0. Elles ont une forme sphérique, dont la densité diminue avec la distance au noyau.

Ce sont des orbitales avec l=1. Elles ont une forme de deux lobes de part et d'autre du noyau, avec trois orientations possibles (p_x, p_y, p_z).

Ce sont des orbitales avec l=2 (d) ou l=3 (f). Elles ont des formes plus complexes et ont une densité électronique nulle au niveau du noyau.

Uniquement du nombre quantique principal (n).

De n et de l.

L'énergie augmente dans l'ordre croissant de (n+l). Si (n+l) est identique, la stabilité diminue dans l'ordre croissant de n (donc on remplit en priorité le n le plus faible).

Le remplissage des couches et sous-couches se fait selon la séquence d'énergie croissante des orbitales.

L'arrangement le plus stable est celui qui maximise le nombre d'électrons célibataires avec des spins parallèles (stabilité maximale pour spins parallèles).

Ce sont les électrons de la couche externe, occupant la couche ayant le plus grand nombre quantique principal (n).

1s²2s²2p³ (5 électrons de valence).

Un anion se forme par gain d'électrons pour compléter sa couche de valence. Par exemple, Br ([Ar] 4s²3d¹⁰4p⁵) gagne un électron pour devenir Br^- ([Ar] 4s²3d¹⁰4p⁶).

Un cation se forme par perte d'électrons. Par exemple, Na ([Ne] 3s¹) perd un électron pour devenir Na⁺ ([Ne]).

On enlève d'abord les électrons ayant le plus grand nombre quantique principal (n), puis ceux avec le plus grand moment angulaire (l).