Fiche de révision : Atomistique et configurations électroniques

📋 Plan du Cours

1. Constituants et structure du noyau
2. Électrons, ions et quantité de matière
3. Fondements de la structure quantique
4. Niveaux d’énergie de l’hydrogène
5. Spectroscopie et systèmes hydrogénoïdes
6. Orbitales et nombres quantiques
7. Configurations et électrons de valence
8. Origine de la classification périodique
9. Configuration électronique et tableau
10. Familles et configurations abrégées
11. Tendances périodiques des éléments
12. Ionisation et affinité électronique
13. Électronégativité et réactivité

📖 1. Constituants et structure du noyau

🔑 Notions clés & Définitions

• Nucléons : Les protons et les neutrons constituant le noyau atomique.
• Numéro atomique : Le nombre de protons du noyau et caractérise l’élément chimique.
• Isotopes : Des nucléides d’un même élément qui possèdent le même nombre de protons mais des nombres de neutrons différents.

★ À maîtriser

📐 Formule — Les nombres de masse, de charge et de neutrons vérifient $A=Z+N$.

Compléments

• La radioactivité est la décomposition spontanée de noyaux instables en d’autres noyaux.

💡 Astuce mémo

Z identifie l’élément, A compte les nucléons

📖 2. Électrons, ions et quantité de matière

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : Une mole est un ensemble contenant exactement $6{,}022\ 140\ 76\times10^{23}$ entités.
• Masse molaire : La masse d’une mole d’une entité et s’exprime usuellement en g·mol⁻¹.

★ À maîtriser

📌 Un cation possède moins d’électrons que de protons et est chargé positivement, tandis qu’un anion possède plus d’électrons que de protons et est chargé négativement.

📐 Formule — Pour un cation de charge q+, le nombre d’électrons vérifie $N_e=Z-q$, tandis que pour un anion de charge q-, il vérifie $N_e=Z+q$.

📐 Formule — Le nombre de moles d’un échantillon vérifie $n=\frac{m}{M}$ et sa concentration vérifie $C=\frac{n}{V}$.

Compléments

• La masse molaire atomique naturelle du chlore est calculée à partir de 75,77 % de chlore 35 et 24,23 % de chlore 37, ce qui donne 35,48 g·mol⁻¹.

💡 Astuce mémo

Excès ou déficit d’électrons → anion ou cation

📖 3. Fondements de la structure quantique

🔑 Notions clés & Définitions

• Quantification de l’énergie : Le fait qu’un système atomique confiné ne peut posséder que certaines valeurs précises d’énergie.
• Fonction d’onde : Une fonction mathématique de la position qui permet de calculer des grandeurs observables et la densité de probabilité de présence d’une particule.
• Orbitale atomique : La zone de l’espace associée à la fonction d’onde d’un électron dans un atome.

📝 Points essentiels

📌 L’état fondamental est l’état de plus basse énergie, tandis qu’un état excité possède une énergie supérieure.

📐 Formule — La densité de probabilité de présence est donnée par $\rho(\mathbf r)=|\psi(\mathbf r)|^2$.

💡 Astuce mémo

État fondamental stable, état excité énergétique

📖 4. Niveaux d’énergie de l’hydrogène

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour l’atome d’hydrogène, l’énergie du niveau n est $E_n=-\frac{Ry}{n^2}$, avec $Ry\approx2{,}1799\times10^{-18}\ \mathrm J=13{,}6\ \mathrm{eV}$.

📌 L’état fondamental de l’hydrogène correspond à n=1, tandis que les niveaux n>1 sont des états excités.

• L’ionisation de l’hydrogène se produit lorsque n tend vers l’infini et que l’électron devient libre, selon H → H⁺ + e⁻.

Compléments

• Au-dessus du niveau zéro, l’énergie de l’électron n’est plus quantifiée et devient une énergie cinétique d’électron isolé.

💡 Astuce mémo

Absorption → excitation → émission → retour

📖 5. Spectroscopie et systèmes hydrogénoïdes

🔑 Notions clés & Définitions

• Ion hydrogénoïde : Un système atomique constitué d’un noyau et d’un seul électron.

★ À maîtriser

📐 Formule — L’énergie d’un photon vérifie $\varepsilon_{ph}=h\nu=\frac{hc}{\lambda}$, où h est la constante de Planck.

📐 Formule — Lors d’une transition entre deux niveaux, l’énergie du photon vérifie $\varepsilon_{ph}=|E_f-E_i|$.

• Les spectres atomiques présentent des raies discrètes parce que les différences d’énergie entre niveaux atomiques sont quantifiées.

• Les séries de Lyman, Balmer et Paschen correspondent respectivement aux niveaux finaux n_f=1, n_f=2 et n_f=3 et apparaissent dans l’ultraviolet, le visible et l’infrarouge.

📐 Formule — L’énergie d’un ion hydrogénoïde de numéro atomique Z au niveau n est $E_n=-\frac{Ry\,Z^2}{n^2}$.

Compléments

📐 Formule — Pour une transition atomique, la longueur d’onde vérifie $\frac{1}{\lambda}=\frac{|E_f-E_i|}{hc}$.

💡 Astuce mémo

Lyman UV, Balmer visible, Paschen IR

📖 6. Orbitales et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombres quantiques : Les trois nombres quantiques n, l et m_l définissent une orbitale atomique, tandis que le nombre de spin m_s distingue les deux électrons possibles dans cette orbitale.

📝 Points essentiels

• Le nombre quantique principal n est un entier positif qui augmente avec le volume de l’orbitale et l’éloignement moyen de l’électron au noyau.

• Pour une valeur de n, le nombre quantique secondaire vérifie $0\le l\le n-1$ et détermine la forme s, p, d ou f de l’orbitale.

• Pour une valeur de l, le nombre quantique magnétique vérifie $-l\le m_l\le l$ et définit les orientations possibles de l’orbitale.

• Une orbitale s possède une symétrie sphérique, tandis qu’une orbitale p possède deux lobes opposés séparés par un plan nodal.

📌 Une orbitale peut contenir au maximum deux électrons de spins opposés, m_s=+1/2 et m_s=-1/2.

💡 Astuce mémo

Une orbitale comme une zone nuageuse à 95 % de probabilité

📖 7. Configurations et électrons de valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrons de valence : Les électrons les plus externes, comprenant ceux du plus grand n et ceux des sous-niveaux (n−1)d et (n−2)f incomplets.

★ À maîtriser

📌 À l’état fondamental, les électrons occupent les orbitales selon l’ordre de remplissage de Klechkowski, croissant avec n+l puis avec n en cas d’égalité.

• 🔄 L’ordre de remplissage est:

  1. 1s
  2. 2s
  3. 2p
  4. 3s
  5. 3p
  6. 4s
  7. 3d
  8. 4p
  9. 5s
  10. 4d

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

• La règle de Hund impose que les orbitales de même énergie soient d’abord occupées chacune par un électron de spin parallèle avant l’appariement.

• Les électrons de valence participent aux liaisons chimiques et aux ionisations, tandis que les électrons de cœur sont plus proches du noyau et ne participent pas à la liaison chimique.

Compléments

• Les exceptions classiques de configuration sont Cr et Mo en ns¹(n−1)d⁵, ainsi que Cu, Ag et Au en ns¹(n−1)d¹⁰.

💡 Astuce mémo

Klechkowski → Pauli → Hund → valence

📖 8. Origine de la classification périodique

★ À maîtriser

• En 1869, Mendeleïev a proposé de laisser des cases vides dans la classification périodique afin d’anticiper l’existence d’éléments encore inconnus.

Compléments

• La découverte ultérieure du gallium et du germanium a permis de compléter les cases situées sous l’aluminium et sous le silicium.

• Le technétium Tc et le prométhium Pm ne possèdent que des isotopes radioactifs et ont disparu de la nature terrestre à cause de la décomposition de leurs noyaux.

• Le technétium et le prométhium ne possèdent que des isotopes radioactifs et ont disparu de la Terre à l’état naturel, mais peuvent être synthétisés par radioactivité artificielle.

💡 Astuce mémo

Décalages observés → cases vides de Mendeleïev → découvertes d’éléments

📖 9. Configuration électronique et tableau

★ À maîtriser

📌 Les éléments d’une même famille possèdent une configuration électronique identique sur leurs niveaux de valence, à la valeur de n maximale près, ce qui explique leurs propriétés chimiques analogues.

• 🔄 Le remplissage suit l’ordre suivant:

  1. 4s
  2. 3d
  3. 4p
  4. 5s
  5. 4d
  6. 5p

• Les sous-niveaux d et f peuvent chacun accueillir 10 et 14 électrons, ce qui explique respectivement l’apparition de 10 colonnes du bloc d et de 14 colonnes du bloc f.

📌 La valeur de n la plus grande dans la configuration électronique d’un élément indique la période à laquelle il appartient.

Compléments

• La première période contient 2 éléments, les deuxième et troisième périodes en contiennent 8, et la quatrième période en contient 18.

📌 La règle de Sanderson considère un élément comme métallique si le nombre d’électrons de valence sur les niveaux s et p est inférieur ou égal au numéro de sa période, sauf pour l’hydrogène et l’hélium.

💡 Astuce mémo

s → d → p, avec f rejeté en bas

📖 10. Familles et configurations abrégées

🔑 Notions clés & Définitions

• Gaz nobles : les éléments de la dix-huitième colonne, caractérisés par une configuration de valence ns2 np6 et une très faible réactivité chimique

★ À maîtriser

• Les alcalins appartiennent à la première famille et possèdent une configuration électronique de valence ns1.

• Les halogènes appartiennent à la dix-septième colonne et possèdent une configuration électronique de valence ns2 np5.

• Pour écrire une configuration électronique abrégée, on prend le gaz noble précédant l’élément puis on ajoute les électrons manquants.

Compléments

• Le bloc d regroupe les métaux de transition, tandis que les deux lignes du bloc f regroupent les lanthanides et les actinides.

💡 Astuce mémo

Gaz nobles stables, alcalins donneurs, halogènes capteurs

📖 11. Tendances périodiques des éléments

🔑 Notions clés & Définitions

• Première ionisation : la réaction au cours de laquelle on arrache à un atome gazeux son électron de valence d’énergie la plus élevée
• Affinité électronique : l’énergie libérée lorsqu’un électron se fixe à un atome neutre en phase gazeuse

★ À maîtriser

📌 Le rayon atomique augmente lorsque l’on descend dans une colonne et diminue lorsque l’on avance de gauche à droite dans une période.

📌 L’énergie de première ionisation diminue en descendant dans une colonne et augmente globalement de gauche à droite dans une période.

Compléments

• Les énergies successives d’ionisation augmentent, car il devient progressivement plus difficile d’éloigner un électron d’un ion de charge positive croissante.

💡 Astuce mémo

Rayon grand en bas à gauche, électronégativité grande en haut à droite

📖 12. Ionisation et affinité électronique

★ À maîtriser

📌 Les espèces O2-, F- et Na+ sont isoélectroniques, car elles possèdent toutes la configuration électronique 1s2 2s2 2p6.

📌 Les atomes des blocs s et p tendent à atteindre la configuration électronique stable du gaz noble le plus proche lorsqu’ils s’ionisent, captent des électrons ou forment des liaisons.

• Les alcalins tendent à perdre un électron pour former X+, les alcalino-terreux deux électrons pour former X2+, et les halogènes à capter un électron pour former X-.

Compléments

• Les éléments de la colonne de l’oxygène tendent à gagner deux électrons pour former des anions X2-.

💡 Astuce mémo

Ionisation : arracher ; affinité : capter

📖 13. Électronégativité et réactivité

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : quantifie la tendance d’un atome à attirer vers lui un électron ou à céder un de ses électrons à un autre atome

★ À maîtriser

📌 L’électronégativité diminue en descendant dans une colonne et augmente de gauche à droite dans une période.

📌 Les éléments électropositifs sont réducteurs parce qu’ils donnent facilement des électrons, tandis que les éléments très électronégatifs sont oxydants parce qu’ils les captent facilement.

• Une grande différence d’électronégativité entre le césium, de valeur 0,8, et le fluor, de valeur 4, entraîne le transfert total de l’électron du césium vers le fluor et la formation de Cs+ et F-.

Compléments

• Le césium est l’élément le moins électronégatif et le fluor est l’élément le plus électronégatif selon les tendances indiquées dans le cours.

📐 Formule — Selon Mulliken, l’électronégativité est la demi-somme de l’énergie de première ionisation et de l’affinité électronique : $\chi = \frac{E_i + E_A}{2}$.

📐 Formule — Selon l’échelle de Pauling, la différence d’électronégativité entre A et B vérifie $\Delta\chi_{AB}=0{,}102\left(E_{AB}-\sqrt{E_{AA}E_{BB}}\right)^{1/2}$ lorsque les énergies de liaison sont exprimées en kJ·mol−1.

💡 Astuce mémo

Grande différence d’électronégativité → transfert ou polarisation de la liaison

📊 Tableaux de synthèse

Tendances périodiques