Cours de chimie : atomistique et molécules. Richement illustré, ce cours clair et synthétique permet une approche directe de l'atomistique et des différentes théories qui se sont succédées : Thomson, Bohr, et modèle quantique. Des exemples pratiques sont proposés avec un travail sur le tableau de Gillespie et l'hybridation des orbitales atomiques.
Sommaire
I) Constitution
A. Définitions et convention B. Les constituants : atome et élément C. Molécules et composés
II) Théories atomiques
A. Postulats de Dalton B. Masse Atomique C. Masse moléculaire D. Masse molaire
III) Structure de l'atome
A. Composition de l'atome B. Caractéristiques de l'atome C. Notion d'isotopes
IV) Modèles atomiques
A. Modèle de Thomson ( 1897 ) B. Modèle de Rutherford, physicien néo-zélandais ( 1900 ) C. La théorie de Bohr, un modèle planétaire D. Théorie quantique : équation de Schrödinger
2° Partie : les atomes polyélectroniques
I) Principe de stabilité d'Afbau
A. Énergie des orbitales B. Principe d'exclusion de Pauli C. Règle de Hund
II) Configuration électronique externe
III) Classification périodique des éléments
A. Historique B. Tableau périodique
IV) Périodicité des propriétés atomiques
A. Rayon atomique B. Énergie d'ionisation. C. Affinité électronique D. Electronégativité
V) Notion de valence
Les molécules : 1° Partie : Les liaisons fortes
I) Liaison covalente
A. Modèle de Lewis ( 1916 ) B. Modèle de la mécanique quantique
II) Liaison ionique
A. Définition B. Solidité ionique C. Caractère de l'édifice ionique D. Propriétés E. Géométrie de l'édifice ionique
2° Partie : Les liaisons faibles
I) Liaison Hydrogène
A. Définition. B. Liaison hydrogène intermoléculaire C. Liaisons hydrogène intramoléculaires
II) Liaison de VAN DER WALLS
A. Interaction entre molécules polaires : force de Keeson ou force d'orientation B. Interaction entre une molécule polaire et le dipôle présent dans une autre molécule. On parle de force de Dabye ou effet d'induction C. Force de London ou effet de dispersion
I) Constitution
A. Définitions et convention B. Les constituants : atome et élément C. Molécules et composés
II) Théories atomiques
A. Postulats de Dalton B. Masse Atomique C. Masse moléculaire D. Masse molaire
III) Structure de l'atome
A. Composition de l'atome B. Caractéristiques de l'atome C. Notion d'isotopes
IV) Modèles atomiques
A. Modèle de Thomson ( 1897 ) B. Modèle de Rutherford, physicien néo-zélandais ( 1900 ) C. La théorie de Bohr, un modèle planétaire D. Théorie quantique : équation de Schrödinger
2° Partie : les atomes polyélectroniques
I) Principe de stabilité d'Afbau
A. Énergie des orbitales B. Principe d'exclusion de Pauli C. Règle de Hund
II) Configuration électronique externe
III) Classification périodique des éléments
A. Historique B. Tableau périodique
IV) Périodicité des propriétés atomiques
A. Rayon atomique B. Énergie d'ionisation. C. Affinité électronique D. Electronégativité
V) Notion de valence
Les molécules : 1° Partie : Les liaisons fortes
I) Liaison covalente
A. Modèle de Lewis ( 1916 ) B. Modèle de la mécanique quantique
II) Liaison ionique
A. Définition B. Solidité ionique C. Caractère de l'édifice ionique D. Propriétés E. Géométrie de l'édifice ionique
2° Partie : Les liaisons faibles
I) Liaison Hydrogène
A. Définition. B. Liaison hydrogène intermoléculaire C. Liaisons hydrogène intramoléculaires
II) Liaison de VAN DER WALLS
A. Interaction entre molécules polaires : force de Keeson ou force d'orientation B. Interaction entre une molécule polaire et le dipôle présent dans une autre molécule. On parle de force de Dabye ou effet d'induction C. Force de London ou effet de dispersion
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Extraits
[...] Caractère de l'édifice ionique. - neutralité électrique : autant d'ions positifs que négatifs - attraction et répulsion électrostatiques entre ions de signes opposés, et ions de même signe. - Indice de coordination : nombre d'ions de signes opposés entourant l'ion : varie le plus souvent de 4 à 8. D. Propriétés. - Forte attraction entre les ions de charges opposées : point de fusion et d'ébullition élevés. - Importance des forces d'attraction et de répulsion : cassure facile. - En solution : solution électrolytiques qui conduisent le courant. [...]
[...] Les orbitales dont l'énergie est la plus basse sont remplies en premières. Quand l'énergie augmente, il y a une dépendance avec le nombre quantique l de plus en plus marquée. Il y a alors inversion de certaines orbitales. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 7s 6 6s 6p 6d 6f 5 5s 5p 5d 5f 4 4s 4p 4d 4f 3 3s 3p 3d 2 2s 2p 1 1s n l Règle de Klechkovsky. B. Principe d'exclusion de Pauli. [...]
[...] La masse molaire d'un atome de magnésium est donc de 24,31 g/mol. La masse molaire d'un composé est la masse d'une mole de ce composé et est numériquement égale à la masse en uma de ce composé. Ainsi la masse molaire de l'eau est de 18,02 g/mol. III Structure de l'atome. A. Composition de l'atome. Au XIX° siècle, Dalton affirme que les atomes sont les plus petites particules de la matière. A partir du siècle, on se rend compte que cela est faux. [...]
[...] Famille : ns1 v = 2 * ( ) Famille : ns2. A l'état fondamental, V = 0 car la couche s contient un doublet électronique. A l'état excité, on obtient ns1 np1. V = 2 * ( 2 * ) = 2 Famille. A l'état fondamental, ns2 np1 donc V = 1. A l'état excité ns1 np2 V = 3 Famille. A l'état fondamental V = à l'état excité, V = 4. Famille. A l'état fondamental V = à l'état excité, V = 5. [...]
[...] Or la couche de valence de l'atome ( Be ) à l'état fondamental est 2s². A l'état excité on obtient 2s1, 2p1. On a alors fusion d'une orbitale s et d'une orbitale p pour former deux orbitales hybrides sp, ce qui permet d'expliquer la formation des deux liaisons σ identiques, équivalentes et de même niveau énergétique, et donc la forme linéaire de cette molécule. Molécule : Autre exemple, la molécule de C2H2. On a donc formation de deux orbitales hybrides sp par atomes de carbone. [...]
