Fiche de révision : Atome et propriétés périodiques

📋 Plan du Cours

1. Origine et preuves de l’atome
2. Constitution et notation atomique
3. Familles du tableau périodique
4. Couches et orbitales électroniques
5. Règles de remplissage électronique
6. Configurations des ions
7. Électrons de cœur et de valence
8. Blocs et familles électroniques
9. Caractère métallique et rayons
10. Ionisation affinité et électronégativité

📖 1. Origine et preuves de l’atome

★ À maîtriser

• Les expériences de J.J. Thomson en 1897 ont montré que les atomes émettent des particules chargées négativement, conduisant à la découverte de l’électron et à la détermination du rapport charge/masse.

• L’expérience de Millikan a déterminé la charge de l’électron en observant le mouvement de gouttelettes d’huile accélérées par un champ électrique.

• L’électron possède une masse de 9,110 × 10^-31 kg et une charge de -1,602 × 10^-19 C.

• L’expérience de Rutherford a montré que la majorité des particules traversent une feuille d’or sans déviation, tandis que 0,01 % sont déviées, ce qui établit que la matière est essentiellement vide et que le noyau contient des charges positives.

Compléments

• Leucippe et son disciple Démocrite ont défendu dès l’Antiquité la théorie atomiste, et « atome » vient du grec ancien ατομοζ, qui signifie « qui ne peut être divisé ».

💡 Astuce mémo

Thomson → Millikan → Rutherford → Chadwick

📖 2. Constitution et notation atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre de masse : Nombre total de nucléons, égal à la somme du nombre de protons Z et du nombre de neutrons N : A = Z + N.
• Numéro atomique : Nombre de protons du noyau et, pour un atome neutre, nombre d’électrons ; il détermine la position de l’élément dans la classification périodique.
• Ion : Élément qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons ; un cation est positif et un anion est négatif.
• Isotopes : Nucléides possédant le même nombre de protons mais un nombre de neutrons différent.

💡 Astuce mémo

Z compte les protons, A compte les nucléons

📖 3. Familles du tableau périodique

★ À maîtriser

📌 Dans la classification actuelle, les 103 éléments sont classés par numéro atomique Z croissant ; une ligne est une période et une colonne est une famille ou un groupe.

• Les gaz rares de la dernière colonne, comme He, Ne et Ar, sont chimiquement très stables et inertes.

📌 Les métaux alcalins de la première colonne forment facilement des cations X+ parce que leur énergie d’ionisation est faible.

📌 Les halogènes de l’avant-dernière colonne ont une affinité électronique élevée et captent facilement un électron pour former un anion X− stable.

Compléments

• En 1869, Mendeleïev a classé 63 éléments par masse atomique croissante et par propriétés physiques et chimiques similaires. — Mendeleiv

💡 Astuce mémo

Gaz rares stables, halogènes avides d’électrons

📖 4. Couches et orbitales électroniques

★ À maîtriser

• Les électrons sont répartis dans des couches électroniques notées K, L et M, de la plus proche à la plus éloignée du noyau.

• La couche K contient une orbitale 1s, la couche L contient une orbitale 2s et trois orbitales 2p, et la couche M contient une orbitale 3s, trois orbitales 3p et cinq orbitales 3d.

📌 Chaque orbitale atomique, ou case quantique, peut contenir au maximum deux électrons.

Compléments

• Deux orbitales sont dites dégénérées lorsqu’elles ont la même énergie ; les orbitales 2px, 2py et 2pz sont dégénérées.

💡 Astuce mémo

Des couches K, L, M entourent le noyau comme des étages

📖 5. Règles de remplissage électronique

★ À maîtriser

• Le remplissage électronique suit la règle de Klechkowski, le principe d’exclusion de Pauli et la règle de Hund.

• La règle de Klechkowski classe les orbitales par énergie croissante afin de remplir d’abord les niveaux les plus bas.

• Le principe d’exclusion de Pauli impose qu’une orbitale contienne au maximum deux électrons de spins opposés.

• La règle de Hund impose, pour des orbitales dégénérées, l’occupation du nombre maximal d’orbitales avec un spin total maximal.

Compléments

📐 Formule — Le spin total des électrons s’écrit $S = \sum_i^n m_s^i$.

💡 Astuce mémo

Klechkowski → Pauli → Hund

📖 6. Configurations des ions

🔑 Notions clés & Définitions

• Espèces isoélectroniques : Espèces possédant le même nombre d’électrons ; Ne, F− et Na+ sont isoélectroniques.

📝 Points essentiels

• L’ion F− possède la configuration électronique 1s²2s²2p⁶, identique à celle du gaz rare Ne.

💡 Astuce mémo

Le cation perd, l’anion gagne des électrons

📖 7. Électrons de cœur et de valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrons de cœur : Les plus proches du noyau, fortement liés à celui-ci, et pouvant être représentés par la configuration électronique du gaz rare précédent.
• Électrons de valence : Électrons périphériques faiblement liés au noyau qui participent à la formation des liaisons.

📝 Points essentiels

• Le soufre possède la configuration électronique [Ne] 3s² 3p⁴ ; ses électrons de valence sont ceux des orbitales 3s et 3p.

💡 Astuce mémo

Cœur fortement lié, valence engagée dans les liaisons

📖 8. Blocs et familles électroniques

📝 Points essentiels

📌 Les éléments d’une même colonne ont la même configuration électronique de valence et des propriétés chimiques similaires.

• Le bloc s comprend les colonnes 1 et 2, le bloc p les colonnes 13 à 18, le bloc d les colonnes 3 à 12 et le bloc f les lanthanides et les actinides.

📌 Les alcalins ont une configuration de valence ns¹, les alcalino-terreux ns², les halogènes ns²np⁵ et les gaz rares ns²np⁶.

💡 Astuce mémo

s-p-d-f : les quatre blocs électroniques

📖 9. Caractère métallique et rayons

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon de Van der Waals : Moitié de la distance minimale à laquelle deux atomes d’un même élément peuvent se rapprocher sans se lier.
• Rayon covalent : Moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes liés du même élément.

📝 Points essentiels

📌 Selon la règle de Sanderson, si le nombre N d’électrons de valence vérifie N ≤ n, l’élément est un métal, tandis que si N > n, il est un non-métal.

📌 Le rayon atomique diminue du premier au dernier élément d’une période et augmente avec Z dans une même colonne.

💡 Astuce mémo

Charge nucléaire effective ↑ → rayon atomique ↓

📖 10. Ionisation affinité et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : Énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome isolé gazeux.
• Affinité électronique : Énergie récupérée lorsqu’un électron se fixe sur un atome X selon la réaction X + e− → X−.
• Électronégativité : Capacité plus ou moins grande d’un atome à attirer vers lui le doublet de la liaison dans laquelle il est impliqué.

★ À maîtriser

📌 L’énergie d’ionisation augmente du premier au dernier élément d’une période et diminue avec Z dans une même colonne.

📌 L’électronégativité augmente de gauche à droite sur une période et diminue de haut en bas dans une colonne ; les éléments les plus électronégatifs sont en haut à droite du tableau.

Compléments

📌 Les énergies d’ionisation successives d’un même élément augmentent progressivement.

• Les éléments des colonnes 2, 12 et 18 ont une affinité électronique nulle, car leurs sous-couches ns², nd¹⁰ ou np⁶ sont complètement saturées.

💡 Astuce mémo

Ionisation arrache, affinité capte, électronégativité attire

📊 Tableaux de synthèse

Évolution des propriétés périodiques