Fiche de révision : Atomistique et classification périodique

📋 Plan du Cours

1. Premiers modèles atomiques
2. Lumière et quantification énergétique
3. Des orbites aux orbitales atomiques
4. Nombres quantiques et orbitales
5. Composition et isotopes de l’atome
6. Configuration électronique des atomes
7. Lewis et électrons de valence
8. Organisation du tableau périodique
9. Familles, ions et propriétés chimiques
10. Électronégativité des éléments

📖 1. Premiers modèles atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Thomson : JOSEPH JOHN THOMSON, 1897 - Compare l’atome à un « plum pudding » : des électrons gravitent dans une substance positive, mais ce modèle n’explique pas correctement les raies spectrales de certains éléments.

★ À maîtriser

• Selon la théorie de John Dalton (1803), les atomes sont indivisibles par nature, possèdent des propriétés particulières dont une masse propre et se représentent par des symboles chimiques.

• Selon Dalton, une réaction chimique réarrange les atomes des corps initiaux en une distribution différente. - John Dalton, 1803

Compléments

• Démocrite d’Abdère, vers 400 av. J.-C., décrit un univers constitué d’atomes et de vide, où la matière est faite de particules insécables.

• Joseph John Thomson découvre l’électron, les isotopes et le spectromètre de masse en 1897.

💡 Astuce mémo

Dalton imagine l’atome indivisible, Thomson y introduit les électrons.

📖 2. Lumière et quantification énergétique

🔑 Notions clés & Définitions

• Photon : A. Einstein, 1905 - Grain d’énergie lumineuse sans masse.

★ À maîtriser

📐 Formule - La fréquence et la longueur d’onde d’une lumière dans le vide vérifient $c = \lambda \nu$. - J. Maxwell, fin XIXe s

📐 Formule - L’énergie d’un photon vérifie $E = h\nu = \frac{hc}{\lambda}$. - A. Einstein, 1905

📌 Selon M. Planck (1900), l’absorption ou l’émission d’énergie se fait par multiples entiers d’une quantité minimale appelée quantum.

• Le spectre d’émission de l’hydrogène est discontinu et comporte quatre raies fines et intenses dans le visible, ainsi que d’autres raies regroupées en séries.

Compléments

• J. Maxwell décrit la lumière comme un faisceau d’ondes électromagnétiques associant des oscillations des champs électrique et magnétique, se propageant dans le vide à 300 000 km·s⁻¹.

💡 Astuce mémo

Maxwell décrit l’onde, Einstein le photon.

📖 3. Des orbites aux orbitales atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Bohr : Le modèle de Bohr (1913) n’autorise que certaines orbites circulaires, pour lesquelles le moment cinétique de l’électron est un multiple de $\frac{h}{2\pi}$.
• Principe d’incertitude : Selon W. Heisenberg, la position exacte de l’électron ne peut pas être connue ; seule sa probabilité de présence dans une région de l’espace peut être donnée.
• Fonction d’onde : Décrit l’amplitude de l’onde associée à l’électron, et son carré Ψ² représente la densité de probabilité de présence.
• Modèle de Bohr-Sommerfeld : Le modèle de Bohr-Sommerfeld (1913) complète les orbites de Bohr par des trajectoires elliptiques et introduit les nombres quantiques ℓ, m et s en plus de n.

📝 Points essentiels

📌 Dans le modèle de Bohr, un électron sur une orbite stationnaire est stable et ne rayonne pas.

• Dans le modèle de Bohr, l’électron absorbe un quantum égal à l’écart entre deux niveaux pour être excité, puis émet un photon lorsqu’il revient vers l’état fondamental.

💡 Astuce mémo

Bohr quantifie les orbites, Sommerfeld les ellipse, Schrödinger décrit des probabilités.

📖 4. Nombres quantiques et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Entier supérieur ou égal à 1 qui caractérise la couche électronique et la taille de l’orbitale.
• Nombre quantique secondaire : Le nombre quantique secondaire ℓ est un entier tel que $0 \leq \ell \leq n-1$ et caractérise la sous-couche et la forme de ses orbitales.
• Nombre quantique magnétique : Le nombre quantique magnétique m caractérise la direction de l’orbitale et prend les valeurs entières de −ℓ à +ℓ.

★ À maîtriser

• Une sous-couche s comporte 1 orbitale, p en comporte 3, d en comporte 5 et f en comporte 7.

📌 Deux électrons d’un même atome ne peuvent avoir les quatre nombres quantiques identiques ; une orbitale peut donc contenir deux électrons de spins opposés.

Compléments

• Le nombre quantique de spin s caractérise le sens de rotation de l’électron et vaut +1/2 ou −1/2.

📖 5. Composition et isotopes de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Numéro atomique : Correspond au nombre de protons du noyau et, dans un atome neutre, au nombre d’électrons.
• Nombre de masse : Nombre total de nucléons du noyau, égal à la somme du nombre de protons Z et du nombre de neutrons N.

★ À maîtriser

📌 Des isotopes sont des atomes de même numéro atomique Z mais de nombres de masse A différents, comme ¹¹C, ¹²C et ¹³C.

Compléments

• Un noyau contient Z protons de charge +e et N = A − Z neutrons de charge nulle, tandis que les électrons portent chacun la charge −e.

• La taille du nuage électronique est de l’ordre de 10⁻¹⁰ m et celle du noyau de l’ordre de 10⁻¹⁵ m.

• La masse d’un atome est équivalente à celle de son noyau, car la masse d’un électron est 1836 fois plus faible que celle d’un proton.

💡 Astuce mémo

Même Z, isotopes différents par A.

📖 6. Configuration électronique des atomes

★ À maîtriser

• Le principe d’Aufbau place les électrons dans les orbitales de plus basse énergie afin d’atteindre l’état fondamental, le plus stable.

• Selon la règle de Klechkowsky, les sous-couches se remplissent par ordre croissant de n + ℓ, puis, à n + ℓ égal, par ordre croissant de n.

• Selon la règle de Hund, les électrons occupent d’abord un maximum d’orbitales d’une sous-couche avant de s’apparier avec des spins opposés.

• Le principe d’exclusion de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques.

Compléments

• L’ordre de remplissage des sous-couches indiqué est 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s.

• La configuration électronique fondamentale du fer de numéro atomique 26 est 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶.

• Le chrome (Z = 24) a pour configuration [Ar] 4s¹ 3d⁵ et le cuivre (Z = 29) [Ar] 4s¹ 3d¹⁰, car une sous-couche demi-remplie ou totalement saturée leur confère une certaine stabilité.

💡 Astuce mémo

A-P-H-K : Aufbau, Pauli, Hund, Klechkowsky.

📖 7. Lewis et électrons de valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Couche de valence : Couche occupée de plus grand n ; ses électrons participent aux liaisons et influencent fortement les propriétés chimiques de l’atome.

★ À maîtriser

• Dans le schéma de Lewis, le symbole de l’élément représente le noyau et les électrons internes, tandis que seuls les électrons de valence sont représentés autour du symbole.

• L’état de valence s’obtient en rompant le doublet ns² de la couche externe et en répartissant ses électrons dans les cases np vides ; la valence est alors le nombre d’électrons célibataires du schéma de Lewis.

Compléments

• Dans un schéma de Lewis, un électron célibataire est représenté par un point, un doublet par un trait et une case quantique vide par une lacune électronique.

• Le carbone possède une valence de 4.

📖 8. Organisation du tableau périodique

🔑 Notions clés & Définitions

• Période : Ligne du tableau périodique où les éléments ont leurs électrons périphériques sur la même couche n.
• Famille chimique : Colonne du tableau périodique dont les éléments ont une configuration électronique externe identique, la même valence et des propriétés chimiques similaires.

★ À maîtriser

📌 Dans le tableau périodique, les éléments sont rangés par numéro atomique Z croissant.

📌 À période identique, le rayon atomique diminue lorsque le nombre de protons augmente, car les électrons sont davantage attirés.

Compléments

• Le tableau périodique comporte quatre blocs, s, p, d et f, définis par la nature du niveau en cours de remplissage.

💡 Astuce mémo

La période indique la couche, la famille la configuration externe.

📖 9. Familles, ions et propriétés chimiques

★ À maîtriser

• Les alcalins de la colonne 1, sauf l’hydrogène, ont une configuration ns¹ et une valence de 1, tandis que les alcalino-terreux de la colonne 2 ont ns² et une valence de 2.

• Dans le bloc p, les colonnes 13 à 18 ont respectivement les configurations ns²np¹ à ns²np⁶ et les valences 3, 4, 3, 2, 1 et 0 ; la colonne 18 correspond aux gaz rares.

• Les métaux, situés principalement à gauche et au centre du tableau, conduisent la chaleur et l’électricité et donnent des cations ; les non-métaux, situés en haut à droite, sont isolants et donnent des anions.

📌 Les éléments des blocs s et p tendent à perdre ou gagner des électrons pour adopter la configuration électronique du gaz rare le plus proche, tandis que les éléments des blocs d et f peuvent perdre un nombre variable d’électrons.

Compléments

• Les éléments de transition occupent les colonnes 3 à 12 à partir de la quatrième période et ont une configuration ns²(n−1)dˣ avec 1 ≤ x ≤ 10.

• Les lanthanides et les actinides occupent le bloc f entre les colonnes 2 et 3 à partir de la sixième période ; les lanthanides sont indiqués entre La et Yb et les actinides entre Ac et Lr.

📌 Selon la règle de Sanderson, un élément X est métallique si le nombre d’électrons a de sa couche de rang n le plus élevé est inférieur ou égal au numéro b de sa période.

📖 10. Électronégativité des éléments

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Tendance d’un élément à attirer un ou plusieurs électrons.

★ À maîtriser

• Sur l’échelle relative de Pauling, le fluor reçoit la valeur d’électronégativité 4 et le césium la valeur 0,7.

Compléments

• Les métaux sont faiblement électronégatifs, tandis que les halogènes sont très électronégatifs.

💡 Astuce mémo

Échelle de Pauling : du fluor à 4 au césium à 0,7.

📊 Tableaux de synthèse

Repères des modèles atomiques