Fiche de révision : Atomistique et orbitales atomiques

📋 Plan du Cours

1. Structure et notation de l’atome
2. Masses, charges et ordres de grandeur
3. Théorie des quanta et photons
4. Modèle de Bohr
5. Modèle quantique de l’atome
6. Nombres quantiques
7. Géométrie des orbitales atomiques
8. Remplissage électronique
9. Classification périodique
10. Hybridation des orbitales
11. Liaisons multiples et polarité

📖 1. Structure et notation de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre de masse : Nombre total de nucléons, c’est-à-dire la somme des protons et des neutrons.
• Numéro atomique : Nombre de protons et nombre d’électrons d’un atome électriquement neutre.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Le nombre de neutrons vérifie $N=A-Z$.

📌 Des isotopes sont des nucléides ayant le même numéro atomique Z mais des nombres de masse A différents.

💡 Astuce mémo

AZX : A nucléons, Z protons, X élément

📖 2. Masses, charges et ordres de grandeur

★ À maîtriser

• Le diamètre d’un atome est de l’ordre de 1 Å, soit $10^{-10}\,\text{m}$, et sa masse est approximativement celle de son noyau.

• Le proton possède une charge de +1,6·10⁻¹⁹ C, le neutron une charge nulle et l’électron une charge de −1,6·10⁻¹⁹ C.

Compléments

• La masse d’un proton et celle d’un neutron sont environ 2000 fois supérieures à celle d’un électron.

💡 Astuce mémo

Atome massif par son noyau, volumineux par son cortège électronique

📖 3. Théorie des quanta et photons

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie des quanta : Max Planck — Affirme que l’énergie d’un objet ne prend que des valeurs discrètes.

★ À maîtriser

📐 Formule — L’énergie du photon peut s’écrire $E=h\nu=m_0c^2$.

Compléments

• La constante de Planck vaut h = 6,63·10⁻³⁴ J·s et la célérité de la lumière vaut c = 3·10⁸ m·s⁻¹.

• L’électron-volt est une unité d’énergie telle que 1 eV = 1,6·10⁻¹⁹ J, mais les formules utilisent l’énergie en joules, unité du Système international.

💡 Astuce mémo

La lumière est onde en physique classique, corpuscule en physique quantique

📖 4. Modèle de Bohr

🔑 Notions clés & Définitions

• Hydrogénoïdes : Cations ne possédant qu’un seul électron, comme Li²⁺.

📝 Points essentiels

📌 Dans le modèle de Bohr, l’état fondamental correspond à N = 1 et à l’état de plus basse énergie, les états excités correspondent à N = 2, 3, 4, …, et l’état ionisé correspond à N = ∞.

• Une transition électronique est le passage d’un électron entre deux niveaux d’énergie.

• Les séries de raies de l’hydrogène sont:

  • Lyman : transitions de n > 1 vers n = 1, dans l’ultraviolet
  • Balmer : transitions de n > 2 vers n = 2, dans le visible
  • Paschen : transitions de n > 3 vers n = 3, dans l’infrarouge

💡 Astuce mémo

Fondamental → excité → ionisé

📖 5. Modèle quantique de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Onde de De Broglie : De Broglie — Associe une longueur d’onde à toute particule en mouvement rapide, notamment à l’électron.
• Principe d’incertitude : Heisenberg — Affirme qu’il est impossible de connaître précisément et simultanément la position et la vitesse d’une particule.
• Orbitale atomique : Zone de l’espace où la probabilité de rencontrer un électron est maximale.

📝 Points essentiels

• La longueur d’onde associée à un électron dépend de la constante de Planck h, de sa masse m et de sa vitesse v selon la relation de De Broglie.

💡 Astuce mémo

Incertitude sur la trajectoire → probabilité de présence

📖 6. Nombres quantiques

★ À maîtriser

• Le nombre quantique principal n caractérise la couche électronique et le volume de l’orbitale atomique, avec n > 0 ; n = 1, 2, 3 et 4 correspondent respectivement aux couches K, L, M et N.

• Le nombre quantique secondaire ℓ vérifie 0 ≤ ℓ ≤ n − 1 et caractérise la sous-couche et la forme de l’orbitale, avec ℓ = 0 pour s, ℓ = 1 pour p, ℓ = 2 pour d et ℓ = 3 pour f.

• Le nombre quantique magnétique mℓ prend 2ℓ + 1 valeurs comprises entre −ℓ et +ℓ, ce qui donne le nombre d’orbitales d’une sous-couche.

Compléments

• Le nombre quantique de spin s vaut +1/2 ou −1/2 et distingue les deux orientations de spin de l’électron.

💡 Astuce mémo

n couche → ℓ sous-couche → mℓ orbitale → s spin

📖 7. Géométrie des orbitales atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Coque nodale : Zone de l’espace autour du noyau où la probabilité de présence de l’électron est nulle.

★ À maîtriser

• Les orbitales de type s ont une géométrie sphérique et une orbitale ns possède n − 1 coques nodales.

• Les orbitales p possèdent deux lobes de signes opposés séparés par un plan nodal et existent selon trois orientations : px, py et pz.

Compléments

📌 Pour l’hydrogène et les hydrogénoïdes, toutes les sous-couches d’une même couche ont la même énergie, tandis que les autres atomes présentent une levée de dégénérescence.

💡 Astuce mémo

Orbitales s sphériques, orbitales p à deux lobes séparés par un plan nodal

📖 8. Remplissage électronique

★ À maîtriser

• La règle de Klechkowski remplit les sous-couches par énergie croissante selon les valeurs croissantes de n + ℓ ; à valeur n + ℓ égale, la sous-couche de n le plus faible est remplie en premier.

• L’ordre de remplissage usuel est 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s puis 5f.

📌 Le principe d’exclusion de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques ; une orbitale contient donc au maximum deux électrons de spins antiparallèles.

📌 La règle de Hund impose que, dans des orbitales de même énergie, les électrons occupent d’abord les orbitales avec un maximum de spins parallèles avant l’appariement.

Compléments

• Le cobalt, de numéro atomique Z = 27, possède la configuration électronique 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁷ ; sa couche de valence comprend 4s et 3d.

📌 Les exceptions à Klechkowski concernent notamment Cr, Cu, Mo, Ag et Au, car une sous-couche d à moitié ou totalement remplie apporte un gain de stabilité ; le tungstène W respecte la règle.

💡 Astuce mémo

Klechkowski → Pauli → Hund

📖 9. Classification périodique

★ À maîtriser

• Les éléments sont classés par numéro atomique Z croissant dans un tableau organisé en quatre blocs : s, p, d et f.

• Les familles principales comprennent les alcalins ns¹, les alcalino-terreux ns², les métaux de transition ns¹ ou ns²(n−1)d¹ à ¹⁰, les halogènes ns²np⁵ et les gaz rares à couche de valence saturée.

📌 Pour atteindre la stabilité d’un gaz rare, un atome peut gagner des électrons s’il lui en manque ou en perdre s’il en possède un en trop ; dans le bloc d, les électrons s sont arrachés avant les électrons d.

• Dans une période, de gauche à droite, le rayon atomique diminue tandis que les énergies d’ionisation, l’affinité électronique et l’électronégativité augmentent.

• Le rayon vérifie, pour un même élément, r_an ion > r_atome > r_cation ; plus un cation est chargé, plus il est petit, et plus un anion est chargé, plus il est grand.

Compléments

• L’électronégativité de Pauling est maximale pour le fluor avec 4 et minimale pour le césium avec 0,7.

💡 Astuce mémo

Dans une période le rayon diminue, dans une famille il augmente

📖 10. Hybridation des orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation : Combinaison linéaire d’orbitales atomiques d’un atome pour former de nouvelles orbitales décrivant les liaisons et les angles d’une molécule polyatomique.

★ À maîtriser

• L’hybridation sp est linéaire à 180°, sp² est trigonale plane à 120°, sp³ est tétraédrique à 109°28′, sp³d est une bipyramide trigonale et sp³d² est un octaèdre à 90°.

Compléments

• Le nombre d’orbitales hybrides obtenues est égal au nombre d’orbitales atomiques pures initiales, mais leur niveau d’énergie est différent.

• Pour le carbone, l’électronégativité augmente avec la proportion d’orbitales s selon χ(sp³) = 2,5 < χ(sp²) = 2,8 < χ(sp) = 3,1.

💡 Astuce mémo

sp → sp² → sp³ → sp³d → sp³d²

📖 11. Liaisons multiples et polarité

★ À maîtriser

• Une liaison double contient une liaison σ et une liaison π, tandis qu’une liaison triple contient une liaison σ et deux liaisons π.

📌 L’augmentation de l’ordre de liaison diminue la distance interatomique et une liaison π empêche la rotation autour de l’axe internucléaire.

Compléments

• Une liaison double résulte d’un recouvrement axial d’orbitales sp² pour la liaison σ et d’un recouvrement latéral d’orbitales p non hybridées pour la liaison π.

📌 L’hydrogène n’est jamais hybridé et, pour un atome lié à un carbone sp², un atome porteur d’au moins un doublet non liant est sp².

💡 Astuce mémo

Une liaison double contient σ + π, une triple contient σ + 2π

📊 Tableaux de synthèse

Nombres quantiques et orbitales

Hybridation et géométrie