Fiche de révision : Atomistique et structure de l’atome

📋 Plan du Cours

1. Constitution et représentation de l’atome
2. Masse atomique et quantité de matière
3. Modèles de Rutherford et de Bohr
4. Transitions et spectre de l’hydrogène
5. Orbitales et nombres quantiques
6. Configurations électroniques et électrons

📖 1. Constitution et représentation de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Constitué d’un noyau composé de protons et de neutrons, autour duquel gravitent un ou plusieurs électrons.

• Isotopes : Des isotopes sont des atomes ayant le même nombre de protons $Z$ mais des nombres de neutrons différents ; ils correspondent au même élément chimique.

★ À maîtriser

• Le diamètre d’un atome est de l’ordre de 1 angström, soit $10^{-10}\,\text{m}$ ou 0,1 nm.

📐 Formule - Le nombre de masse est la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons : $A=N+Z$.

• Le numéro atomique $Z$ correspond au nombre de protons du noyau.

• Un atome neutre possède autant d’électrons que de protons, soit $Z$ électrons.

Compléments

• L’atome présente une structure lacunaire : les électrons gravitent dans le vide entre le noyau et la périphérie de l’atome.

• L’électron porte la charge $-1{,}602\times10^{-19}\,\text{C}$ et sa masse est $9{,}109\times10^{-31}\,\text{kg}$.

• Le proton porte la charge $+1{,}602\times10^{-19}\,\text{C}$ et sa masse est $1{,}673\times10^{-27}\,\text{kg}$.

• Le neutron est électriquement neutre et sa masse est $1{,}675\times10^{-27}\,\text{kg}$.

• La quasi-totalité de la masse atomique est concentrée dans le noyau, chargé positivement.

📖 2. Masse atomique et quantité de matière

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : Quantité de matière correspondant au nombre d’atomes contenus dans 12 grammes de l’isotope 12 du carbone.
• Masse molaire : Masse d’une mole d’un corps, exprimée en g/mol.

📝 Points essentiels

• La mole représente la quantité de matière d’un atome, d’une molécule ou d’un composé.

📐 Formule - La masse molaire de l’eau se calcule par $M(\mathrm{H_2O})=2M(\mathrm{H})+M(\mathrm{O})=18{,}01\,\text{g/mol}$.

📖 3. Modèles de Rutherford et de Bohr

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Le nombre quantique principal $n$ est un entier supérieur ou égal à 1 qui désigne le niveau d’énergie.

★ À maîtriser

• Le modèle de Rutherford est un modèle planétaire classique dans lequel les électrons négatifs tournent autour du noyau positif sous l’effet de l’attraction électrostatique.

• Le modèle de Rutherford ne donne pas satisfaction pour décrire l’atome.

📌 Dans le modèle de Bohr, seules certaines orbites stables sont permises et elles correspondent à des niveaux d’énergie discrets.

📐 Formule - Lors d’un changement d’orbite dans le modèle de Bohr, l’énergie du photon absorbé ou émis correspond à la différence entre les deux niveaux : $\Delta E=h\nu$.

Compléments

• Pour l’atome d’hydrogène, le modèle de Rutherford permet de calculer le rayon de l’orbite de l’électron et son énergie totale de liaison au noyau.

• En 1913, Niels Bohr propose un modèle atomique combinant des principes classiques et des principes de la physique moderne, notamment l’énergie rayonnée transportée par photons.

📌 Dans le modèle de Bohr, un électron ne rayonne pas d’énergie tant qu’il reste sur son orbite.

📐 Formule - Dans le modèle de Bohr pour l’hydrogène, le rayon de l’orbite de rang $n$ vérifie $r_n=0{,}529\times n^2\,\text{Å}$.

💡 Astuce mémo

Rutherford décrit des orbites classiques ; Bohr ne permet que des orbites à énergie discrète.

📖 4. Transitions et spectre de l’hydrogène

🔑 Notions clés & Définitions

• Émission atomique : Transition de l’électron d’un niveau d’énergie supérieur vers un niveau inférieur, accompagnée de l’émission d’un photon.
• Spectre d’émission : Ensemble des séries de raies correspondant aux transitions entre les différents niveaux d’énergie de l’atome d’hydrogène.

★ À maîtriser

• Les séries de raies comprennent :

  • la série de Lyman
  • la série de Balmer
  • la série de Paschen

• L’état fondamental correspond à $n=1$ ; les états excités correspondent à $n=2{,}3{,}4{,}5{,}6{,}7$, tandis que l’état d’ionisation est distinct.

Compléments

• Une transition électronique représentée par une flèche correspond à une raie du spectre.

💡 Astuce mémo

Passage vers un niveau inférieur → émission d’un photon.

📖 5. Orbitales et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Décrit la localisation la plus probable d’un électron dans l’atome à partir de l’onde stationnaire qui lui est associée.

• Nombre quantique principal : Le nombre quantique principal $n$ définit l’énergie de l’électron et le niveau d’énergie auquel appartiennent les orbitales atomiques.
• Nombre quantique secondaire : Le nombre quantique secondaire définit le nom du sous-niveau d’énergie et la forme géométrique des orbitales atomiques associées.

★ À maîtriser

• Une orbitale atomique est définie par un triplet de nombres quantiques.

• Une case quantique peut contenir au maximum 2 électrons.

Compléments

• Les expériences de diffraction montrent que l’électron possède des caractéristiques ondulatoires.

• Le nombre quantique magnétique prend des valeurs entières, y compris zéro, et définit les cases quantiques associées à une sous-couche.

• La couche $n=2$ contient une orbitale $2s$ et trois orbitales $2p$ de même énergie, et peut accueillir au maximum 8 électrons.

📖 6. Configurations électroniques et électrons

🔑 Notions clés & Définitions

• Configuration électronique : Répartition des $Z$ électrons de l’atome dans les différentes couches et sous-couches d’énergie.
• Électrons de valence : Électrons les moins liés énergétiquement au noyau et les plus faciles à mobiliser pour former des ions ou des liaisons.
• Électrons de cœur : Électrons les plus liés énergétiquement au noyau et qui ne participent pas à la formation d’ions ou de molécules, sauf pour $^1\mathrm{H}$ et $^2\mathrm{He}$.

★ À maîtriser

• L’état fondamental correspond à la configuration de plus basse énergie, tandis que les autres configurations décrivent des états excités.

• Selon le principe de stabilité, les orbitales atomiques se remplissent par ordre croissant d’énergie, dans la limite des places disponibles.

• La règle de Klechkowski indique le classement des orbitales atomiques par ordre croissant d’énergie et doit être suivie pour établir leur remplissage.

• Les électrons de valence sont ceux qui possèdent la valeur de $n$ la plus élevée dans la configuration électronique ; une orbitale de $n_{\max}-1$ non saturée est aussi une orbitale de valence.

• 🔄 Pour établir la configuration électronique d’un ion :

  1. Déterminer la configuration électronique de l’atome neutre.
  2. Repérer les électrons de valence de l’atome neutre.
  3. Pour un cation, retirer des électrons de valence.
  4. Pour un anion, ajouter des électrons dans les orbitales de valence.

Compléments

• L’énergie électronique de l’atome est la somme des énergies de tous ses électrons.

• Le principe d’exclusion de Pauli fait partie des quatre règles générales de remplissage des orbitales atomiques.

• La règle de Hund fait partie des quatre règles générales de remplissage des orbitales atomiques.

• Lors de la formation d’un cation, les premiers électrons arrachés sont ceux de la couche d’énergie la plus élevée, donc de plus grand $n$.

• La configuration électronique de l’azote neutre est $1s^2\,2s^2\,2p^3$ ; ses orbitales de valence sont $2s$ et $2p$.

• Dans la représentation en cases quantiques des électrons de valence, les électrons de cœur ne sont pas représentés car leurs cases quantiques sont toutes saturées.

• Les configurations du chrome et du cuivre sont des exceptions au remplissage simple : le cours indique que les orbitales $d$ du chrome sont particulièrement stables lorsqu’elles sont remplies à 50 %, et celles du cuivre lorsqu’elles sont remplies à 100 %.