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Chimie générale (for PCE students) Description

Key Elements

Code

C1101

Formation

BS MISPCE (M: Mathematics, I: Computer Science, S: Statistics, P: Physics, C: Chemistry, E: Electronics)

Semester

2

Credits

6

Number of Teaching Hours

60

Number of Tutoring Sessions

0

Number of Laboratory Sessions

0

Content

Objective

Content

I- Principaux constituants de la matière 1) Les différentes expériences qui mettent en évidence la découverte des constituants de l’atome. 2) Modèle planétaire de Rutherford. 3) Présentation et caractéristiques de l’atome (Symbole, numéro atomique Z, numéro de masse A, nombre de proton, neutrons et électron). 4) Isotopie et abondance relative des différents isotopes. II- Structure Electronique de l’atome 1) Dualité onde‐corpuscule : a- Aspect ondulatoire de la lumière : onde électromagnétique ou lumineuse et spectre électromagnétique ; b- Aspect corpusculaire de la lumière : effet photoélectrique. 2) Interaction entre la lumière et la matière : a‐ Spectre d’émission de l’atome d’hydrogène ; b‐ Relation empirique de Balmer‐Rydberg ; c‐ Notion de série de raies. 3) Modèle atomique de Bohr: atome d’hydrogène : a‐ Les postulats de Bohr ; b‐ Rayon des orbites stationnaires ; c‐ Energie de l’électron sur une orbite stationnaire ; d‐ Relation entre le nombre d’onde et les niveaux d’énergie ; e‐ Applications aux hydrogénoides; f‐ Insuffisance du modèle de Bohr. 4) L’atome d’hydrogène en mécanique ondulatoire : a- Dualité onde‐corpuscule et relation de De Broglie, déduction de la théorie ; b- Principe d’incertitude d’Heisenberg; c- Fonction d’onde et équation de Schrödinger ; d- Résultats de la résolution de l’équation de Schrödinger ; e- Les nombres quantiques et notion d’orbitale atomique. 5) Atomes poly électroniques en mécanique ondulatoire : a‐ Configuration électronique des éléments : règle de Klechkowsky ; b‐ Exceptions à la règle de Klechkowski ; c‐ Règles de remplissage des orbitales atomiques ; d- Le principe d'exclusion de Pauli ; e- Règle de Hund; d‐ Effet écran : Approximation de Slater. III- La classification périodique des éléments 1) Classification périodique de D. Mendeleïev. 2) Classification périodique moderne. 3) Description du tableau périodique : ligne (période), colonne (groupe), sous‐groupe A et B, blocs (s, p, d et f), familles (alcalins, alcalino‐terreux, métaux de transition, chalcogènes, halogènes, gaz rares et les terres rares : lanthanides et les actinides), métaux et les non métaux. 4) Evolution et périodicité des propriétés physico‐chimiques des éléments : le rayon atomique, le rayon ionique, calcul des rayons par la méthode de la méthode de Slater, énergie d’ionisation, affinité électronique, l’électronégativité, calcul de l’électronégativité selon Mulliken et selon Pauling. IV- Liaisons chimiques : géométrie des molécules 1) La liaison covalente dans la théorie de Lewis : a‐ Couche de valence b‐ Les différents types de liaisons : la liaison covalente, la liaison dative, la liaison ionique et la liaison polarisée c‐ Diagramme de Lewis des molécules et des ions moléculaires 2) Géométrie des molécules : théorie de Gillespie ou VSEPR 3) Caractéristiques d’une liaison de covalence: a- Longueur de liaison b- Énergie de liaison c- Moment dipolaire d- La Liaison covalente polarisée, caractère ionique partielle de la liaison 4) Interactions de faible énergie- Liaison de Van Der Waals, liaison H V- Liaisons chimiques : Théorie de la liaison covalente 1) La liaison chimique dans le modèle quantique : a- Théorie des orbitales moléculaires (méthode LCAO) ; b- Formation et nature des liaisons : recouvrement axial - liaison σ, recouvrement latéral - liaison П, liaisons conjuguées, résonance ; c- Aspect énergétique ; d- Généralisation aux molécules diatomiques homo‐nucléaires et hétéro‐nucléaires : diagramme énergétique des molécules, ordre de liaison, propriétés magnétiques, stabilité des molécules, longueur de liaison, énergie de dissociation et énergie de liaison ; d- Molécules diatomiques hétéronucléaires - Cas de la molécule HF. 2) Molécules polyatomiques ou théorie de l’hybridation des orbitales atomiques : Hybridation sp, sp2, sp3, sp3d et sp3d2. VI - Thermodynamique de la réaction chimique - Le premier principe de la thermodynamique : énergie interne, enthalpie, état standard, enthalpie de formation, loi de Hess, énergie de liaison, énergie de résonance. - Le deuxième principe : entropie, énergie de Gibbs. Prévisions du sens des transformations spontanées. - Thermodynamiques des équilibres chimiques : Principe de Le Chatelier, constantes d’équilibres. VII - Cinétique chimique (6 heures) Définition de la vitesse d’une réaction. Notion d’ordre de réaction : ordre partiel et ordre global, dégénérescence d’ordre. Cinétique formelle : ordre global zéro, 1 ou 2. Influence de la température : énergie d’activation, Loi d’Arrhenius. Notions de mécanismes réactionnels : processus élémentaire et processus complexe, diagramme énergétique (états de transition, intermédiaires réactionnels) Ouvrages de référence : 1- Principes de chimie ; Peter William Atkins, Loretta Jones, Leroy Laverman ; De Boeck Supérieur 2014, 3ème édition ; ISBN : 2804187314. 2- Chimie générale ; Donald A. McQuarrie, Athan B. Callogly, Peter A. Rock ; De Boeck Supérieur 2012, 3ème édition ; ISBN-10 : 2804171272. 3- Cours de Chimie ; J.-C. Mallet, R. Fournié ; Dunod 1997 ; ISBN : 2-10-003155-4 (vol. 1), 2-10-003287-9 (vol. 2). 4- Chemistry ; Steven S. Zumdahl, Suzan A. Zumdahl; Brooks Cole 2014 ; 9th edition ; ISBN-10: 1285188497 5- Cours de chimie ; 1ère année ; Paris VI ; 2003.