Fiche de révision : Atomistique et structure atomique

📋 Plan du Cours

1. Origines et définitions de l’atomistique
2. Constitution et notation de l’atome
3. Isotopes et radioactivité
4. Orbitales et nombres quantiques
5. Répartition et configuration électronique
6. Règle de Hund et remplissage orbitalaire
7. Valence et configuration des ions
8. Classification périodique et familles
9. Propriétés électroniques des éléments
10. Liaisons entre atomes
11. Hybridations du carbone
12. Liaisons multiples et rotation
13. Modèle et structure de Lewis

📖 1. Origines et définitions de l’atomistique

🔑 Notions clés & Définitions

• Atomistique : Philosophie selon laquelle toute la matière est produite à partir d’atomes, les plus petites choses qui ne peuvent plus subir de changement ni de division.
• Élément : Entité immatérielle caractérisée par un symbole chimique et un numéro atomique Z.
• Atome : Entité matérielle constituée d’un noyau et d’un cortège électronique.

📝 Points essentiels

• Leucippe est présenté comme le premier fondateur de l’atomistique vers 400 av. J.-C., tandis que son élève Démocrite a élargi l’hypothèse atomistique.

• L’idée que les substances peuvent se transformer a initié l’alchimie, qui a initié la chimie, laquelle englobe notamment la biochimie, la chimie clinique et la médecine moléculaire.

💡 Astuce mémo

Atomes → alchimie → chimie → chimie clinique

📖 2. Constitution et notation de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Nucléon : Particule du noyau atomique, soit un proton, soit un neutron.

★ À maîtriser

• L’atome comprend un noyau de charge positive où se concentre presque toute sa masse et un cortège d’électrons de charge négative qui se déplace rapidement autour du noyau.

• Le noyau contient des protons de charge +1,602 × 10⁻¹⁹ C et de masse 1,6726 × 10⁻²⁷ kg, ainsi que des neutrons de charge nulle et de masse 1,6749 × 10⁻²⁷ kg.

• Un noyau atomique contient Z protons et N neutrons, tandis qu’un atome neutre possède Z électrons.

📐 Formule - Le nombre de neutrons est donné par $N = A - Z$, où A est le nombre de nucléons et Z le nombre de protons.

Compléments

• La masse d’un électron est 9,1094 × 10⁻³¹ kg et sa charge est −1,602 × 10⁻¹⁹ C.

• L’atome d’oxygène ¹⁶₈O possède 8 protons, 8 neutrons et 8 électrons.

💡 Astuce mémo

Le noyau concentre la masse ; le cortège électronique porte la charge négative

📖 3. Isotopes et radioactivité

🔑 Notions clés & Définitions

• Isotopes : Atomes d’un même élément qui ont le même nombre de protons et des nombres différents de neutrons.
• Radioactivité : Émission de rayonnements qui accompagne la désintégration spontanée d’un noyau instable.

★ À maîtriser

📌 Les isotopes d’un même élément ont des masses et des nombres de neutrons différents, mais le même nombre de protons et d’électrons.

• Le carbone naturel possède deux isotopes stables, ¹²C à 98,89 % et ¹³C à 1,11 %, ainsi que les isotopes instables ¹¹C et ¹⁴C.

Compléments

• Les isotopes d’un élément réagissent de la même manière en chimie parce que les réactions impliquent les électrons et non les neutrons.

• Le radio-isotope ¹⁴C a une période de 5730 ans et sert couramment à dater des objets archéologiques.

• Le radio-isotope ¹¹C a une période de 20 minutes et est utilisé en médecine nucléaire.

📌 Un noyau dont le nombre de neutrons est très différent du nombre de protons est instable et subit une désintégration spontanée.

💡 Astuce mémo

Même Z, neutrons différents : isotopes ; noyau instable : radioactivité

📖 4. Orbitales et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Région de l’espace définie par une fonction mathématique Ψ où la probabilité de présence de l’électron est la plus grande.

★ À maîtriser

📌 En mécanique quantique, l’électron est décrit par une probabilité de présence dans l’espace plutôt que par une trajectoire précise comme en mécanique classique.

• Les nombres quantiques n, l et m décrivent la fonction d’espace Ψₙ,ₗ,ₘ et donc l’orbitale atomique.

• Le nombre quantique principal n est un entier positif qui détermine la taille et l’énergie de l’orbitale ; les couches n = 1, 2, 3 et 4 sont nommées K, L, M et N.

• Le nombre quantique secondaire l prend des valeurs entières de 0 à n − 1 et détermine la sous-couche énergétique ainsi que la géométrie de l’orbitale.

Compléments

• En 1926, Schrödinger a établi une équation différentielle dont la résolution permet de déterminer les orbitales atomiques et les énergies propres des électrons.

• Le nombre quantique magnétique m prend les valeurs entières de −l à +l, soit 2l + 1 valeurs, et décrit l’orientation des orbitales.

• Le nombre quantique de spin s ne prend que les valeurs +½ et −½, représentées respectivement par une flèche vers le haut et une flèche vers le bas.

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

• Une orbitale s est sphérique et correspond à l = 0 et m = 0.

• Pour l = 1, il existe trois orbitales p, pₓ, pᵧ et p_z, de même forme et orientées selon trois axes perpendiculaires.

• Pour l = 2, il existe cinq orbitales d correspondant aux valeurs m = −2, −1, 0, 1 et 2.

📖 5. Répartition et configuration électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Configuration électronique : Répartition de ses électrons dans les orbitales atomiques des différentes couches d’énergie.

★ À maîtriser

📌 Selon la règle de stabilité, les électrons occupent les orbitales atomiques par ordre croissant d’énergie, ordre donné par la règle de Klechkowsky.

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

📌 Selon le principe de Pauli, deux électrons d’un atome diffèrent au moins par l’un de leurs quatre nombres quantiques, de sorte qu’une orbitale contient au maximum deux électrons de spins opposés.

Compléments

• Les couches n = 1, 2 et 3 peuvent contenir au maximum 2, 8 et 18 électrons respectivement.

• Les sous-couches s, p et d peuvent contenir respectivement 2, 6 et 10 électrons.

• La configuration électronique du carbone (Z = 6) est 1s² 2s² 2p².

• La configuration électronique du soufre (Z = 16) est 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

📖 6. Règle de Hund et remplissage orbitalaire

★ À maîtriser

📌 Dans une sous-couche comportant plusieurs orbitales atomiques (p, d ou f), les électrons occupent le maximum de cases quantiques avec des spins parallèles avant de s’apparier.

Compléments

• La configuration électronique du fer (Fe, Z = 26) est 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶.

📖 7. Valence et configuration des ions

🔑 Notions clés & Définitions

• Couche de valence : La couche électronique externe d’un atome, caractérisée le plus souvent par le nombre quantique principal n le plus élevé.
• Ion : Un atome qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons.

★ À maîtriser

📌 Un atome qui perd un ou plusieurs électrons devient un ion positif appelé cation, tandis qu’un atome qui gagne un ou plusieurs électrons devient un ion négatif appelé anion.

Compléments

• Les électrons de valence sont ceux de nombre quantique principal n égal à nval, ainsi que ceux de nombre quantique principal inférieur appartenant à des sous-couches incomplètes en cours de remplissage.

• Les électrons de valence jouent un rôle principal dans les propriétés chimiques et peuvent être utilisés par l’atome pour former des ions ou des liaisons.

💡 Astuce mémo

La perte d’électrons forme un cation ; le gain forme un anion.

📖 8. Classification périodique et familles

★ À maîtriser

• La classification périodique actuelle classe les éléments selon leur numéro atomique Z.

• Les éléments d’une même période ont la même valeur du nombre quantique principal n pour leurs couches occupées.

• Les éléments d’une même colonne ont généralement la même structure électronique externe et présentent souvent des propriétés chimiques ou physiques voisines.

Compléments

• Dès 1869, Mendeleïev proposa un tableau de classement des éléments chimiques.

• La classification périodique est divisée en quatre blocs selon la structure électronique externe : les blocs s, d, p et f.

• Les métaux alcalins occupent la première colonne, ont une couche externe de configuration ns¹ et forment facilement des cations en perdant un électron de valence.

• Les halogènes occupent l’avant-dernière colonne, ont une couche externe de configuration ns²np⁵ et forment facilement des anions en captant un électron.

• Les gaz nobles occupent la dernière colonne, ont une couche externe de configuration ns²np⁶, sauf l’hélium dont la configuration est 1s², et sont très stables et peu réactifs.

📖 9. Propriétés électroniques des éléments

🔑 Notions clés & Définitions

• Potentiel d’ionisation : L’énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome, ce qui produit un cation.
• Affinité électronique : L’énergie qui se dégage lorsqu’un électron est ajouté à un atome, ce qui produit un anion.
• Électronégativité : La tendance d’un atome à prendre des électrons en présence d’un autre atome.

★ À maîtriser

• Les propriétés physiques et chimiques d’un élément sont liées au nombre d’électrons et à la configuration de sa couche de valence.

Compléments

• L’électronégativité d’un élément peut être calculée selon plusieurs échelles, et l’échelle de Pauling est la plus utilisée en chimie.

📖 10. Liaisons entre atomes

★ À maîtriser

• Les liaisons chimiques sont dues aux réarrangements des électrons de valence des atomes.

📌 Dans une liaison ionique, un ou plusieurs électrons changent de propriétaire entre deux atomes ; dans une liaison covalente, deux atomes partagent deux électrons lorsque leurs électronégativités sont élevées et comparables.

Compléments

• Les électrons impliqués dans les liaisons chimiques sont des électrons de valence, notamment ceux de la couche de valence qui ne sont pas appariés.

• Lorsque deux atomes s’approchent, leurs nuages électroniques peuvent : se repousser si les couches sont complètes, échanger des électrons, partager des électrons

💡 Astuce mémo

Transfert d’électrons : liaison ionique ; partage : liaison covalente.

📖 11. Hybridations du carbone

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation des orbitales atomiques : Une réorganisation des orbitales d’un même atome qui se produit en même temps que la formation de liaisons.

★ À maîtriser

• Le carbone peut avoir trois types d’hybridation :

  • sp³
  • sp²
  • sp

• Un carbone hybridé sp³ possède quatre liaisons σ et une géométrie tétraédrique, avec un angle de 109°28′.

• Un carbone hybridé sp² possède trois liaisons σ et une liaison π, avec une géométrie plane et des angles de 120°.

• Un carbone hybridé sp possède deux liaisons σ et deux liaisons π, avec une géométrie linéaire et un angle de 180°.

Compléments

• Dans le méthane CH₄, le carbone hybridé sp³ forme quatre liaisons covalentes σ, chacune entre une orbitale 1s de l’hydrogène et une orbitale sp³ du carbone.

📖 12. Liaisons multiples et rotation

★ À maîtriser

• Une liaison double comprend une liaison σ et une liaison π, cette dernière étant perpendiculaire au plan contenant la liaison σ.

• Une liaison triple comprend une liaison σ et deux liaisons π perpendiculaires au plan contenant la liaison σ.

Compléments

• Dans les liaisons doubles et triples, les orbitales π empêchent la rotation autour de la liaison σ.

📖 13. Modèle et structure de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : La mise en commun d’une ou plusieurs paires d’électrons de valence par deux atomes ; ces paires sont appelées doublets liants.

★ À maîtriser

• La représentation de Lewis représente par un tiret tous les doublets d’électrons de valence d’une molécule, qu’ils soient liants ou non liants.

Compléments

• Dans Cl₂, chaque atome de chlore contribue à la formation d’un doublet liant entre les deux atomes, tandis que ses autres doublets sont non liants.

📊 Tableaux de synthèse

Géométrie des hybridations du carbone