Fiche de révision : Atomistique et configuration électronique

📋 Plan du Cours

1. Structure et notation de l’atome
2. Nombres quantiques et orbitales
3. Principe d’exclusion de Pauli
4. Remplissage des sous-couches électroniques
5. Électrons de valence et Lewis
6. Tableau périodique et électronégativité

📖 1. Structure et notation de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Entité neutre constituée d’un noyau contenant des protons et des neutrons, entouré d’un nuage électronique.
• Isotopes : Atomes de même numéro atomique Z mais de nombres de masse A différents ; ils ont les mêmes propriétés chimiques.

★ À maîtriser

📌 Dans la notation isotopique, Z est le numéro atomique égal au nombre de protons et, pour un atome neutre, au nombre d’électrons ; A est le nombre de nucléons, et le nombre de neutrons vaut A − Z.

Compléments

• Les électrons sont chargés négativement et sont environ 1 800 fois moins lourds que les protons.

• Le nombre d’Avogadro est $N_A = 6{,}022 \times 10^{23}$ particules par mole, et la quantité de matière vérifie $n = \frac{N}{N_A}$.

📖 2. Nombres quantiques et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Représentation du volume dans lequel on a 95 % de probabilité de trouver l’électron ; elle existe même si elle ne contient aucun électron.
• Plan nodal : Plan dans lequel la probabilité de trouver un électron est nulle ; une orbitale peut comporter un ou plusieurs plans nodaux.

★ À maîtriser

📌 Le nombre quantique principal n définit la couche et le volume de l’orbitale, et l’énergie associée augmente lorsque n augmente.

• Le nombre quantique secondaire l définit la sous-couche et sa forme, vérifie $0 \leq l \leq n-1$, et correspond à s pour l = 0, p pour l = 1, d pour l = 2 et f pour l = 3.

• Le nombre quantique magnétique m définit l’orientation de l’orbitale et prend les valeurs entières de −l à +l, soit 2l + 1 orientations et orbitales dans une sous-couche.

Compléments

• Le spin s, quatrième nombre quantique intrinsèque de l’électron, vaut +1/2 ou −1/2.

📖 3. Principe d’exclusion de Pauli

★ À maîtriser

📌 Selon le principe d’exclusion de Pauli, deux électrons ne peuvent pas avoir le même état quantique.

📌 Une orbitale atomique peut contenir au maximum deux électrons, qui doivent avoir des spins opposés.

Compléments

• Une sous-couche s, qui contient une orbitale, peut accueillir au maximum 2 électrons, tandis qu’une sous-couche p, qui contient trois orbitales, peut en accueillir 6.

• Par convention, le remplissage d’une case quantique commence par un électron de spin +1/2.

💡 Astuce mémo

Même case : spins opposés ; cases différentes : pas cette contrainte.

📖 4. Remplissage des sous-couches électroniques

★ À maîtriser

• Selon la règle de Klechkowski, les sous-couches se remplissent par énergie croissante : d’abord selon n + l croissant, puis selon n croissant lorsque plusieurs sous-couches ont le même n + l.

• Pour former un cation, les électrons de la couche la plus externe sont arrachés en premier, même si l’ordre de remplissage des sous-couches était différent.

• Selon la règle de Hund, les électrons occupent d’abord un maximum d’orbitales de même énergie avec des spins parallèles avant de s’apparier.

Compléments

• Selon la règle de Klechkowski, la sous-couche 4s se remplit avant 3d et la sous-couche 5s avant 4d.

• Le chrome (Z = 24) a pour configuration électronique fondamentale [Ar] 4s¹3d⁵, la sous-couche 4s étant incomplète.

• Le cuivre (Z = 29) a pour configuration électronique fondamentale [Ar] 4s¹3d¹⁰, la sous-couche 4s étant incomplète.

• Le zinc neutre (Z = 30) a pour configuration 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰, tandis que Zn²⁺ a pour configuration 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s⁰.

📖 5. Électrons de valence et Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrons de valence : Électrons de la couche la plus externe ainsi que ceux des sous-couches de n inférieur qui ne sont pas saturées.

★ À maîtriser

📌 Les électrons de valence participent aux interactions et sont représentés dans la notation de Lewis, tandis que les autres électrons sont appelés électrons de cœur.

Compléments

• Le fluor (Z = 9), de configuration 1s²2s²2p⁵, possède 7 électrons de valence.

• Le gallium (Z = 31), de configuration [Ar] 4s²3d¹⁰4p¹, possède 3 électrons de valence.

• Dans la notation de Lewis, les électrons célibataires sont représentés seuls, les électrons appariés forment des doublets non liants et les orbitales vides correspondent à des lacunes.

📖 6. Tableau périodique et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Grandeur sans unité qui caractérise l’aptitude d’un atome à attirer des électrons et la densité électronique lors de la polarisation d’une liaison.

★ À maîtriser

• Dans le tableau périodique, les éléments sont classés par numéro atomique Z croissant en périodes (lignes) et en familles (colonnes).

• Les éléments d’une même période ont le même nombre quantique principal n, tandis que ceux d’une même colonne ont le même nombre d’électrons de valence et des propriétés chimiques voisines.

📌 Les métaux situés à gauche du tableau périodique tendent à céder des électrons pour ressembler aux gaz rares précédents, tandis que les non-métaux situés à droite tendent à capter des électrons pour ressembler aux gaz rares suivants.

• L’électronégativité augmente de gauche à droite et de bas en haut dans le tableau périodique ; le fluor est l’élément le plus électronégatif.

📌 Une liaison entre deux atomes d’électronégativités proches est covalente et plus ou moins polarisée, comme C–O (2,5 et 3,5), tandis qu’une liaison entre deux atomes d’électronégativités éloignées est ionique, comme NaCl (0,9 et 3,5).

Compléments

• La première colonne du tableau périodique correspond aux alcalins, l’avant-dernière aux halogènes et la dernière aux gaz rares, qui sont les éléments les plus stables.

💡 Astuce mémo

L’électronégativité grimpe vers le coin supérieur droit, où se trouve le fluor.

📊 Tableaux de synthèse

Tendances des éléments du tableau périodique

Type de liaison et électronégativité