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13 mai 2009 3 13 /05 /mai /2009 18:20

Petite explication de l'animation 3D de l'oxygène. Pour ceux qui l'ont raté ou qui ne comprennent pas forcement bien l'anglais j'ai trouvé un VOST.




Commençons par le commencement : les atomes sont constitués d'un noyau, composé de protons de charge positive et de neutrons de charge neutre, autour duquel gravite des électrons de charge négative. Il y a autant d'électrons que de protons dans un atome, si on enlève ou rajoute des électrons la charge totale n'est plus neutre et l'on a alors un ion (respectivement un cation s'il est positif ou anion s'il est négatif). Les neutrons permettent de maintenir les protons du noyau ensemble (les protons étant positif ils se repoussent les uns les autres) grâce à la force nucléaire. il y a généralement autant de neutron que de protons mais on peut en mettre plus mais si on en met trop l'atome, qu'on appel alors isotope, les "recrachent" il est alors radioactif.

Voila pour la théorie générale. Qu'en est il des propriétés de l'élément oxygène? Il faut savoir que les propriétés physico-chimiques d'un élément dépendent avant tout de l'organisation de ces électrons. Les noyaux n'interagissent que dans les réacteurs nucléaires (fission), les accélérateurs de particules (collision) ou dans  une étoile (fusion). Notons aussi que l'électron est une particules élémentaire soumise au principe d'incertitude d'Heisenberg que l'on peut résumer ainsi : si on sait où il est , on ne sait pas où il va et  inversement si on  sait où il va, on ne sait pas où il est? Imaginez le bordel pour modéliser  les trajectoires des électrons d'un atome... Heureusement Shrondinger a fait le boulot en calculant les probabilités de présence d'un électron ce qui nous permet de retrouver à peu près nos petits...  Je vous passe les détails... Pour  faire simple les électrons d'un atome s'organisent sur des orbitales atomiques que l'on repèrent très bien sur un tableau de Mendeleiev (sa deuxième plus grande découverte après la Vodka). Chaque orbitale à un niveau d'énergie propre et peut accueillir une ou plusieurs paires électrons (de spin opposé).  A la limite si il reste un électron tout seul à la fin on l'accepte quand même mais il aura toujours tendance à vouloir se barrer ou à ramener un pote... En lisant le tableau périodique de gauche à droite (du plus petit atome au plus gros) on remplit progressivement les différentes orbitales. Les atomes n'étant stable que si leur dernière orbitale est totalement remplie (sauf exception). 
Prenons l'exemple de l'oxygène : la classification périodique des éléments (à droite) qui va nous permettre de décrire la configuration électronique des ces 8 électrons.
1ère ligne on remplit l'orbitale 1s avec une paire d'électrons -> 1s2
On va à la ligne et on remplit l'orbitale 2s avec une deuxième paire d'électrons -> 1s2 2s2
Ce qui fait 4 électrons, plus que quatre à remplir sur l'orbitale suivante (toujours sur la 2ème ligne) qui est l'orbitale 2p on a donc : 1s2 2s2 2p4
Pour être stable l'atome d'oxygène doit soit trouver 2 électrons pour remplir sont orbitale 2p et finir le remplissage de la deuxième ligne. La colonne la plus à gauche étant celle des "gaz rares" appelés comme ça parce qu'il sont tellement stable qu'on a mis longtemps à les trouver. Pour y parvenir le plus simple c'est de partager 2 électrons avec un autre oxygène. Ci-dessous la représentation de Lewis de la formation de dioxygène à partir de deux atomes d'oxygène. Un point représente un électron et une barre une paire d'électrons, on ne représente ici que les électrons de la dernière ligne. On a donc une barre pour l'orbitale 2s2  une autre barre ainsi que deux électrons  tous seul pour l'orbital 2p4 afin de remplir toutes les orbitales les trois niveaux d'énergie de l'orbitale 2p. Comme je l'ai dit plus haut ces deux électrons étant tous seul sur leur niveau d'énergie ils vont se balader et faire de aller-retour chez leur deux potes de l'autre oxygène, c'est comme ça que sont créé les liaisons chimiques...





Le premier pote de l'oxygène dans la vidéo est l'helium (en haut à droite sur le tableau périodique) c'est donc un gaz rare avec une orbitale 1s2 bien remplie. L'hélium est stable tout seul et ne veut pas échanger d'électrons avec personne. L'interaction qui est présentée est selon moi une simple répulsion électrostatique des nuages atomiques des deux atomes (oxygène et helium) tout les deux chargés négativement. Il faut pas que  l'oxygène prennent ça personnellement puisque l'hélium aurait agit de la même façon avec n'importe quel élément... On note aussi que l'hélium est très léger avec seulement deux protons et deux neutrons (la masse des électrons étant négligeable devant celle du noyau). Les noyaux d'helium peuvent donc être propulsés très vite et on les appels alors rayonnement alpha, c'est ce qui arrive quand un gros noyau d'isotope radioactif se désintègre (l'uranium par exemple). L'énergie cinétique de ce noyau d'helium peut être récupérée sous forme de chaleur lorsqu'il percute tout pleins de molécule d'eau sur son passage...

Le deuxième pote de l'oxygène est le fer qu'il va faire rouiller. Pour comprendre nous allons expliciter la configuration électronique du fer parce le dire c'est bien mais le fer c'est mieux...
La c'est un peu plus compliqué à cause des couches d (l'orbitale 3d est sur la 4ème ligne!!!) : 1s2 2s2 2p4 3s2 3p6 3d6 4s2  Les lecteurs assidus doivent se dire qu'il y a une faute : l'orbitale 4s avant la 3d? Et ben oui c'est comme ça, je vous avais prévenu y a des exceptions. Il ne faut pas oublier que les règles de remplissage ne sont qu'une approximation de la mécanique quantique qui décrit les atomes. Une sous-couche à moitié remplie conduit à une configuration de spin maximal, ce qui lui confère une certaine stabilité en vertu de la
règle de Hund. Pour être stable le fer peut donc perdre les deux électrons de l'orbitale 4s parce qu'une pauvre petite orbitale qui n'est même pas à sa place ça sert à rien... On a alors du Fe2+ qui peut encore donner un électron de son orbitale 3d qui est alors à moitié remplie et donc bien stable d'après Mr Hund.
Donc résumons : le fer veut bazarder 3 électrons qui l'emmerde : Fe -> Fe3+ + 3 e-
Et l'oxygène veut acquérir deux électrons (pour l'instant ils s'en partagent 4 c'est un peu galère) : O2 + 4e--> 2 O2-
Combien d'atomes de fer et d'oxygène pour avoir un troc qui satisfait tout le monde? Il faut échanger 12 e- pour que ça marche (le plus petit dénominateur commun de 3 et 4) :
    4 x (Fe -> Fe3+ + 3 e-)
+ 3 x (O2 + 4 e- -> 2 O2-)
= 4 Fe + 3 O2 -> 2 Fe2O3
Et tout le monde est content. Cette réaction est catalysée par l'eau pour permettre la rencontre du fer solide et de l'oxygène gazeux.

Ensuite l'oxygène rencontre le Baryum qui comme le fer à une petite orbitale 6s qui traîne...
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2
Donc le principe est le même on a une réaction d'oxydo-réduction (un échange d'électron) : l'oXydant fiXe les électrons et le réDucteur cèDe des électrons (un moyen mnémotechnique qui m'a sauvé la vie plusieurs fois  parce qu'on a vite fait de s'embrouiller entre l'oxydant que ce réduit et le réducteur qui s'oxyde??). On peut aussi parler de combustion si la réaction est exothermique (dégage de la chaleur) les produits de réaction sont alors chauffés très rapidement. Les atomes de baryum une fois excités vont revenir à leur état fondamentale en émettant des photons ayant une longueur d'onde  caractéristique de 500 nm (lumière verte). La couleur émisse est propre à chaque atome  puisqu'elle dépend de l'organisation de ces orbitales électroniques, c'est ce qu'on appelle son spectre d'émission.
Dans le cas des fusées, je pense qu'on utilise une poudre nitrate de baryum parce que parmi les produits de réaction il y a des oxydes nitreux qui sont gazeux et donc occupent beaucoup plus de volume que le nitrate de baryum solide. On a donc une brusque augmentation de la pression qui permet de générer une poussée : action - réaction...

Finalement là où l'oxygène est le mieux, c'est avec deux hydrogènes. La configuration électronique de l'hydrogène est la plus simple puisqu'il a un seul électrons (et un seul proton en guise de noyau). L'oxygène qui a besoin de deux électrons va racketter deux hydrogènes et leurs piquer leurs électrons. Les noyaux d'hydrogènes (ou protons) vont rester autour de l'oxygène pour essayer de récupérer leurs électrons mais ils n'ont aucune chance d'y arriver ils sont trop petits... mais ils ont un gros potentiel, qu'on appel potentiel hydrogène ou pH. Et oui le pH de l'eau est dû à tous ces protons qui se sont fait piquer leurs électrons et essayent désespérément d'en récupérer un ailleurs...

Satisfait Clem? Fallait pas me lancer sur la chimie...

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Published by fab - dans Sciences
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commentaires

Bulot 02/12/2011 18:37

Puisque les 2 atomes d'oxygène sont si heureux ensemble pourquoi trouvent le besoin de s'acoquiner avec le fer?
Bref qu'est-ce qui fait que la paire O2 se met à sauter sur tout ce qui est métallique. Y-a-t-il une faiblesse dans une paire d'électrons? D'où cela vient-il?
Jusque là j'avais tout compris, mais là je patauge!

doc-fab 03/12/2011 11:11



En faite, la représentation de Lewis n'est pas très juste pour le dioxygène, car le règle de Hund ne s'applique bien que pour les atomes (et pas forcement pour les molécules) il faudrait plutôt
le représenter avec une liaison simple (et pas une liaison double) et un électron célibataire par atome d'oxygène, mais dans ce cas on ne tiens plus compte de la plus fabile taille de la liaison
double par rapport à une liaison simple.


Une meilleur représentation peut être obtenue grâce au diagramme des orbitales moléculaire. Les electrons 2s des deux atomes se répartissent
sur deux nouvelles orbitales dégénerées : sigma_2s (orbitale liantes) et sigma_2s* (orbitale antiliante), il n'en répuste aucune liaison chimique. Les éléctrons 2p vont eux aussi se répartirent
sur des orbitales 2p dégénérées (sigma_2px, sigma_2py et sigma_2pz et les orbitales antiliantes correspondantes sigma_2px*, sigma_2py* et sigma_2pz*). Mais leur répartission ne se fait de façon
"symetrique" ou "homogène" entre orbitales liantes et antiliantes. En effet, il y a en tout 8 electons 2p dans les deux atomes d'oxygène : 6 vont sur les trois orbitales liantes (par paire de
spin opposé) et les deux qu'il reste vont chacun sur une orbitale antiliante differente. On a donc deux électrons "isolé" qui donne à la molécule un caractère diradicalaire et ainsi une forte
réactivité. Cette réactivité permet la combustion (réaction rapide qui nécessite une énérgie d'activation, généralement la chaleur) ou la corrosion (réaction lente, catalysé par l'acidité de
l'eau).



sylvain 22/06/2009 22:38

chez bib...

sylvain 14/06/2009 20:16

Merci Fabrice, ton article me donne des idées pour mon prochain cours de chimie miné!

fab 15/06/2009 21:10


Tu donnes des cours de chimie miné? Ou?


Gros Clem 22/05/2009 13:45

J'ai à peu près compris le gros du gros...
Mais je reste sur mes opinions concernant la chimie :-D
Encore merci en tout cas ;)

Gros Clem 15/05/2009 09:57

Je suis satisfait :-)
Je lirai quand j'aurais un peu plus le temps :-)