Configuration électronique

Couleur Orange cuivré, métallique No CAS 7440-50-8 No EINECS 231-159-6 Propriétés atomiques Masse atomique 63,546 ± 0,003 u 1 Rayon atomique (calc) 135 pm (145 pm) Rayon de covalence 132 ± 4 pm 2 Rayon de van der Waals 140 pm Configuration électronique [Ar] 3d10 4s1 Électrons par niveau d’énergie 2, 8, 18, 1 État(s) d’oxydation 2, 1 Oxyde Faiblement basique Structure cristalline Cubique à faces centrées Propriétés physiques État ordinaire Solide Point de fusion 1 084,62 °C

GENERALITES SUR LES SPECTROSCOPIES 1) MODES DE LIBERTE 2) MATIERE ET RAYONNEMENT a) Energie d’une molécule b) Spectres et transitions 3) LES DIFFERENTES SPECTROSCOPIES a) Les spectroscopies photoélectroniques (ou d’ionisation) b) Les spectroscopies électroniques : ultraviolet et visible c) Les spectroscopies vibrationnelles d) Les spectroscopies rotationnelles e) Les spectroscopies magnétiques ou de spin f) Spectrométrie de masse 4) LOI DE BEER-LAMBERT a) Démonstration et énoncé b) Additivité des absorbances

---> V = 20 mL de S ; à prélever à l'aide d'une pipette jaugée de 20 mL,la verser dans un becher gradué à 100 mL et remplir d'eau distillé jusqu'au trait de 100 mL . Utiliser bien sûr un agitateur ! N ° 27 p 89 : Atome C H O Structure électronique (K)2 (L)4 (K)1 (K)2 (h) 6 Nombre d'électrons externes 4 1 6 Nombres d'électrons à acquérir 4 ( règles de l'octet) 1 (règle du duet ) 2 ( règle de l'octet) 1)Il y a 14 liaisons covalentes dans cette molécule. 2)La Formule développée

couche électronique Groupe : tous les atomes ayant le même nombre d’électrons sur leur couche périphérique la plus externe La valence : Le nombre d’électrons célibataires présents sur couche de valence. Couche de valence : couche externe qui fait apparaître les électrons repartis en doublet et en électrons célibataires Règle de l’octet : Lors d’une reation chimique les élément insaturée tendent a saturer leur propre couche de Valence et donc se repproche de la structure électronique des

Exercice n°1 de Chimie : La structure électronique du béryllium (Z=4) est (K)2(L)2. Le béryllium a tendance à perdre deux électrons. Il prend alors la structure électronique en duet (K)2. Il donne alors l'ion Be2+. La structure électronique du néon (Z=10) est (K)2(L)8. Le néon possède une structure électronique en octet. Il ne forme pas d'ion. On dit que le néon est stable. Exercice n°1 de Chimie : On considère les éléments béryllium (Z=4), néon (Z=10), phosphore (Z=15), et soufre (Z=16).

nobles sont particulièrement stables, et on attribut cette stabilité à leur structure électronique externe à 8 électrons. Tous les autres atomes qui n’ont pas naturellement 8 électrons sur leur couche externe vont évoluer de façon à obtenir un octet d’électrons sur cette couche. Un atome évolue de telle sorte que sa couche externe comporte 8 électrons (ou octet). Il acquiert ainsi la structure électronique du gaz noble le plus voisin dans la classification des éléments (cette règle ne s’applique

deux atomes. Exemple de la molécule de l’eau de formule brute H2O. La molécule est constituée de 2 atomes d’hydrogène H et d’1 atome d’oxygène O. La structure électronique de l’atome d’hydrogène 1H est : (K)1 La couche de valence contient 1 électron. Pour respecter la règle du duet il doit gagner 1 électron. La structure électronique de l’atome d’oxygène 8O est : (K)2(L)6 La couche de valence contient 6 électrons. Pour respecter la règle de l’octet il doit gagner 2 électrons. Pour se lier un

stabilité maximale, ont tendance à perdre ou gagner des électrons, de façon à avoir 8 électrons sur leur dernière couche, comme le gaz noble le plus proche. STABLE D'après le modèle de Bohr Les électrons sont répartis sur des couches électroniques autour du noyau de l'atome. Ces couches sont désignées par un nombre n de 1 à 7 appelé nombre quantique principal. Elles sont également désignées par une lettre : K, L, M, N, O, P ou Q. La formation des ions : La 1e couche K ne peut contenir

méthoxyméthane IV. Formation des molécules Les atomes s’associent dans les molécules afin de respecter la règle de l’octet (ou du duet). Ils forment alors des liaisons de covalence en mettant en commun deux électrons. Atome H C N O F Structure électronique (K)1 (K)2(L)4 (K)2(L)5 (K)2(L)6 (K)2(L)7 Nombre d’électrons externes Nombre d’électrons à acquérir Nombre de liaisons 1 4 3 2 1 Exemple : le chloroforme HCl3

d’électrons manquant sur sa couche externe pour obéir à la règle du duet ou de l’octet. Chaque atome forme donc toujours un nombre déterminé de liaisons. Exemples : Atome | Symbole chimique | Numéro atomique | Structure électronique | Nombre de liaisons formées | Représentation des liaisons autour de l’atome | Hydrogène | H | 1 | (K)1 | 1 | H  | Carbone | C | 6 | (K)2(L)4 | 4 |   C   ou :