Molécule diatomique

On donne ci-dessous trois schémas représentant les diagrammes d'énergie atomique des atomes constituant trois molécules diatomiques A2, B2 et AB. 1s 1s 3p 3p 3s A2 B2 3s 1s 3p 3s AB Identifiez les atomes A et B, précisez le groupe du tableau périodique auxquels ils appartiennent. Pour l'élément B indiquez l'élément de tête de colonne. Pour chaque molécule, construire le diagramme d'énergie des orbitales moléculaires en complètant chacun des schémas. (La différence

: Halogènes 1) Dihalogènes : halogènes à l'état de corps simples Tous les halogènes à l'état de corps simple sont sous la forme de molécule diatomique X2 . À température ambiante (T.A.) et sous Patm : F2(g) et Cl2(g) : gaz jaune-verdâtres Br2(ℓ) : liquide brun I2(s) : solide gris aux reflets violets Le but des manipulations suivantes est de montrer que ces molécules de dihalogènes ont des propriétés oxydantes. 1ere manipulation : mettre 1 à 2 mL d'eau de dibrome dans un tube et 1 à 2 mL d'eau de

solubilité du diiode dans le cyclohexane, puisque le diiode est passé de la phase aqueuse à la phase organique. c. propriété : Les molécules de dihalogène sont plus solubles dans le cyclohexane que dans l’eau Propriété n°6 : Réaction des composés diatomiques a. A 20 °C , le dibrome est liquide car 7,1°C (Tfusion) < 20°C < 58,7°C (Tébullition) b. propriété : Les molécules de dihalogène (Cl2, I2 et Br2) réagissent de façon violente, avec l’aluminium pour formes des composés solides : AlCl3 (S), AlI3

Chimie PCSI [STRUCTURE ELECTRONIQUE DES MOLECULES] Structure électronique des molécules 2 méthodes pour décrire une molécule :   Le modèle de Lewis La méthode V.S.E.P.R. (liaisons covalentes) (géométrie) Modèle de Lewis de la liaison covalente localisée Formule de Lewis d’une molécule ou d’un ion   Liaison covalente = mise en commun de 2 électrons de valence de 2 molécules distinctes La charge formelle d’un atome dans une molécule se détermine à partir de son nombre d’électrons

d’application 1.2.1.1. Introduction 16 1.2.1.2. analyse fonctionnelle 1.2.1.3. analyse structurale 19 1.2.1.4. analyse qualitative 19 1.2.1.5. analyse quantitative 20 1.2.1.6. exemples d’applications 11 11 15 1.1.5.1. Spectres de molécules diatomiques 1.1.5.2. Spectres de molécules polyatomiques 16 19 21 1.2.2. Généralités technologiques 24 1.2.2.1. Sources 24 1.2.2.2. Séparation des rayonnements 26 1.2.2.3. Cellules de mesure 31 1.2.2.4. Détection 34 1.2.2.5. Mise en forme et traitement

m=-1 y y II. Notion d’orbitale moléculaire Le comportement d’un électron d’une molécule est décrit par une fonction d’onde, appelée orbitale moléculaire. La connaissance de l’O.M. permet de déterminer la probabilité de présence de l’électron dans toute zone de l’espace. On peut obtenir les orbitales moléculaires par la méthode LCAO (combinaison linéaire d'orbitales atomiques). La molécule de H2, par exemple, peut-être expliquée par le recouvrement des nuages électroniques 1s

1913) Existence de niveaux d’énergie discrets que l’électron peut occuper (barreaux d’une échelle) Énergie potentielle (ou mécanique) totale de la molécule est la somme de plusieurs type d’énergie : ∆Etot. = ∆Eélec. + ∆Evib. + ∆Erot. Avec ∆Eélec. > ∆Evib. > ∆Erot. Principe Evib → énergie vibrationnelle due aux vibrations des noyaux de la molécule : elle dépend de leurs masses (m1 et m2), et de leur arrangement. Modèle de l’oscillateur harmonique 2 masses glissant sans frottement sur un même

est subdivisé en trois plages appelées proche UV, visible et très proche IR (185-400 ; 400-800 ; 800-1100 nm ; Fig. 1). La plupart des spectrophotomètres commerciaux recouvrent la gamme allant de 190 à 950 nm. L'absorption des rayonnements par les molécules dans cette gamme de longueur d'onde est due au passage du niveau fondamental à un niveau excité sous l’effet du rayonnement ; plus précisément au passage d’un électron d’un niveau électronique à un autre niveau électronique d’énergie supérieure.

électronique La couche électronique externe apparaît en rouge 9 F (Fluor) K (2) L (7) 17 Cl (Chlore) K (2) L (8) M (7) 35 Br (Brome) K (2) L (8) M (8) N (7) 53 I (Iode) K (2) L (8) M (18) N (18) O (7) Ils existent sous la forme de molécules diatomiques : Le difluor, le dichlore (gaz jaune-vert), le dibrome (liquide jaune-orangé), le diiode (solide violet foncé). Ils donnent des ions F - , Cl - , Br - , I - , 3)- La famille des gaz nobles. Ce sont les éléments de la dernière colonne

12 grammes de 12 C ; * ~ 6.1023 atomes (N, nombre d'Avogadro) ; Masse molaire d'un élément chimique * Masse de 6.1023 atomes ; * en première intention, proche de A ; * g.mol-1. La molécule : La molécule est une association d'atomes, qui se fait par mise en commun ou cession d'électrons. La molécule est plus stable qu'un atome grâce : * aux liaisons covalentes. * elle favorise la mise en commun d'une paire d'électrons. * le carbone à quatre liaisons, l'oxygène à deux liaisons, l'hydrogène