Fiche de révision : Atomes et configuration électronique

📋 Plan du Cours

1. Origine et interactions électriques
2. Constituants et notation atomiques
3. Ions isotopes et quantité de matière
4. Évolution des modèles atomiques
5. Principes du modèle quantique
6. Orbitales et nombres quantiques
7. Énergie des orbitales
8. Spin de l’électron
9. Règles de configuration électronique
10. Remplissage et configurations abrégées
11. Valence et classification périodique

📖 1. Origine et interactions électriques

★ À maîtriser

📐 Formule - Dans le vide, la force entre deux charges ponctuelles vérifie $F = \frac{q q'}{4\pi\varepsilon_0 r^2}$, où r est leur distance.

📌 Deux corps portant des charges de même signe se repoussent, tandis que deux corps portant des charges de signes contraires s’attirent.

Compléments

• Le mot « atome » vient du grec « atomos », qui signifie « insécable », et la notion est attribuée à Leucippe de Millet en 420 avant J.-C.

📐 Formule - Dans le vide, l’énergie potentielle de deux charges séparées de r vérifie $E = \frac{q q'}{4\pi\varepsilon_0 r}$.

• La permittivité de l’air est très voisine de celle du vide, de sorte que la loi de Coulomb s’applique approximativement dans l’air.

💡 Astuce mémo

Même signe : répulsion ; signes contraires : attraction

📖 2. Constituants et notation atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Constituant élémentaire de la matière, formé principalement d’électrons, de protons et de neutrons.
• Élément chimique : Ensemble des atomes qui possèdent le même nombre de protons.
• Symbole nucléaire : Dans la notation $^{A}_{Z}X$, Z est le nombre de protons et le numéro atomique, A est le nombre de nucléons, et le nombre de neutrons vaut A − Z.

★ À maîtriser

📌 Une molécule est un corps simple si elle contient des atomes de même espèce et un corps composé si elle contient des atomes d’espèces différentes.

Compléments

• L’électron porte la charge −1,602 × 10⁻¹⁹ C et sa masse au repos est 0,91 × 10⁻²⁷ g.

• Le proton porte la charge +1,602 × 10⁻¹⁹ C et sa masse au repos est 1,672 × 10⁻²⁴ g.

• Le neutron est électriquement neutre et sa masse au repos est 1,674 × 10⁻²⁴ g, sensiblement égale à celle du proton.

📖 3. Ions isotopes et quantité de matière

🔑 Notions clés & Définitions

• Ion : Un ion est un atome ou un groupe ayant perdu ou gagné un ou plusieurs électrons ; la perte forme un cation positif et le gain un anion négatif.
• Isotopes : Atomes d’un élément ayant le même nombre de protons et, s’ils sont neutres, le même nombre d’électrons, mais un nombre différent de neutrons et de nucléons.
• Mole : Quantité de matière contenant autant d’entités qu’il y a d’atomes dans 12 g de carbone 12.

★ À maîtriser

• La constante d’Avogadro vaut exactement 6,022 140 76 × 10²³ mol⁻¹ par convention, soit environ 6,022 × 10²³ mol⁻¹.

Compléments

• Un ion carbone C⁺ de numéro atomique 6 possède 6 protons et 5 électrons, car il a perdu un électron.

• Les trois isotopes de l’hydrogène décrits sont :

  • ¹H, dont le noyau est un proton
  • ²H (deutérium), avec un proton et un neutron
  • ³H (tritium), avec un proton et deux neutrons

• Le carbone ¹²C représente 98,9 % d’abondance relative sur Terre, le ¹³C environ 1,11 % à abondance variable, et le ¹⁴C, présent en très faible quantité et radioactif, sert à dater des tissus biologiques.

💡 Astuce mémo

Ion : électrons modifiés ; isotope : neutrons modifiés

📖 4. Évolution des modèles atomiques

★ À maîtriser

📌 Le modèle planétaire classique prédit une perte continue d’énergie de l’électron et sa chute sur le noyau, ainsi que des fréquences d’émission continues, contrairement aux raies discrètes observées.

• Le modèle de Bohr postule que les électrons ne peuvent occuper que certaines orbites circulaires, chacune associée à une énergie déterminée.

📐 Formule - Pour l’atome d’hydrogène dans le modèle de Bohr, l’énergie de l’orbite de nombre entier n est $E = -\frac{13{,}6}{n^2}\ \text{eV}$, avec $1\ \text{eV} = 1{,}602 \times 10^{-19}\ \text{J}$.

Compléments

• En 1897, Thomson proposa un modèle où l’atome est une sphère positive contenant des électrons négatifs, comparés à des raisins dans un cake.

• En 1911, le modèle planétaire de Rutherford décrivit un noyau concentrant la masse et la charge positive, autour duquel se déplacent les électrons.

• En 1885, Balmer étudia le spectre d’émission de l’hydrogène et observa quatre raies dans le domaine visible.

• En 1924, De Broglie contribua à la nouvelle conception ondulatoire de l’électron qui conduisit au modèle quantique.

💡 Astuce mémo

Thomson, Rutherford, Bohr, puis modèle quantique

📖 5. Principes du modèle quantique

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale : Une orbitale, ou fonction propre Ψ(x, y, z), est une fonction d’onde indépendante du temps qui décrit l’état d’un électron et permet de calculer sa probabilité de présence.

★ À maîtriser

• En 1926, Heisenberg énonça qu’il est impossible de connaître simultanément avec précision la position et la quantité de mouvement d’une particule.

📌 En mécanique quantique, l’électron n’a pas de position précise et sa localisation est décrite par une probabilité de présence, contrairement à une trajectoire déterminée.

• Dans le modèle quantique, l’énergie de l’électron reste quantifiée, mais les orbites circulaires stables du modèle de Bohr sont remplacées par une description probabiliste.

Compléments

• L’équation de Schrödinger comporte une partie associée au déplacement de la particule et une partie associée à l’énergie potentielle des interactions électron-noyau et électron-électron.

💡 Astuce mémo

Orbites précises de Bohr ≠ probabilité de présence quantique

📖 6. Orbitales et nombres quantiques

★ À maîtriser

• Chaque orbitale est associée à une énergie et définit une région de l’espace où l’électron se trouve le plus souvent.

📌 Le principe d’exclusion de Pauli limite à deux le nombre d’électrons par orbitale.

• Les orbitales sont déterminées par les nombres quantiques n, l et mₗ, qui ne prennent que des valeurs entières autorisées.

📌 Le nombre quantique principal n est un entier positif et l prend les valeurs entières de 0 à n − 1.

Compléments

📌 Le nombre quantique magnétique mₗ prend les valeurs entières de −l à +l, soit 2l + 1 valeurs pour une valeur donnée de l.

• Les sous-couches correspondent à l = 0, 1, 2, 3 et 4 pour s, p, d, f et g respectivement.

📖 7. Énergie des orbitales

★ À maîtriser

📌 Dans un atome polyélectronique, l’énergie dépend de n et de l, tandis que dans un atome hydrogénoïde elle dépend uniquement de n.

📌 La configuration électronique de l’état fondamental occupe les orbitales de plus basse énergie avant les orbitales de plus haute énergie.

Compléments

• Dans un atome polyélectronique, les trois orbitales p d’une même sous-couche ont la même énergie, et à partir de n = 3 les cinq orbitales d sont dégénérées.

• Pour un atome hydrogénoïde, les sous-couches d’une même couche ont la même énergie, par exemple 2s et 2p ou 3s, 3p et 3d.

💡 Astuce mémo

Atome polyélectronique : n et l ; hydrogénoïde : n seul

📖 8. Spin de l’électron

🔑 Notions clés & Définitions

• Spin : Moment magnétique intrinsèque de l’électron, qui peut avoir deux orientations dans un champ magnétique.

★ À maîtriser

• Le nombre quantique de spin mₛ prend les valeurs +1/2 ou −1/2.

Compléments

• L’expérience de Stern et Guerlach, en 1921, montre qu’un faisceau d’atomes d’hydrogène traversant un champ magnétique inhomogène se divise en deux faisceaux.

📖 9. Règles de configuration électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Configuration électronique : Répartition des électrons d’un atome entre les couches et sous-couches disponibles dans son état fondamental.

★ À maîtriser

• Le principe de stabilité impose de placer chaque électron dans le niveau disponible de plus basse énergie afin de minimiser l’énergie totale à l’état fondamental.

• Selon le principe d’exclusion de Pauli, deux électrons d’un même atome ne peuvent avoir leurs quatre nombres quantiques identiques ; une orbitale contient au maximum deux électrons de spins opposés.

• Selon la règle de Hund, des orbitales de même énergie se remplissent d’abord avec le maximum d’électrons non appariés répartis dans des orbitales distinctes.

Compléments

• La configuration électronique de l’hélium, de numéro atomique 2, est 1s².

• Pour le carbone, la configuration est 1s² 2s² 2p² et, selon la règle de Hund, les deux électrons 2p occupent deux orbitales différentes.

💡 Astuce mémo

SPH : stabilité, Pauli, Hund

📖 10. Remplissage et configurations abrégées

★ À maîtriser

📌 La règle de Klechkowsky ordonne le remplissage par somme croissante n + l ; en cas d’égalité, l’orbitale de plus petit n est remplie en premier.

• Les orbitales ns se remplissent avant les orbitales (n−1)d, mais les électrons ns sont arrachés en premier lors de la formation d’un cation de métal de transition.

Compléments

• Le potassium (Z = 19) a pour configuration 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹, car 4s est remplie avant 3d.

• Le chrome (Z = 24) a pour configuration abrégée [Ar] 3d⁵ 4s¹, plutôt que [Ar] 3d⁴ 4s².

• L’écriture abrégée d’une configuration remplace les couches internes par le symbole entre crochets d’un gaz rare correspondant, comme [Ar] 4s¹ pour le potassium ou [He] 2s¹ pour le lithium.

💡 Astuce mémo

Ordre croissant de n + l, puis plus petit n

📖 11. Valence et classification périodique

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitales de valence : Orbitales qui peuvent jouer un rôle dans la formation des liaisons chimiques.

★ À maîtriser

• Pour les éléments autres que les métaux de transition, les orbitales de valence sont celles de la couche de plus grand n, qu’elles soient occupées ou vides.

• Dans la classification périodique, chaque période correspond au remplissage d’une couche, pour n de 1 à 7.

• Dans la classification périodique, les éléments d’un même groupe ont une configuration électronique externe semblable, associée à leurs propriétés chimiques.

Compléments

• Les orbitales de valence des métaux de transition comprennent :
  • une orbitale s
  • trois orbitales p
  • cinq orbitales d

💡 Astuce mémo

Période : couche remplie ; groupe : configuration externe semblable