Fiche de révision : Atomistique et structure électronique

📋 Plan du Cours

1. Constitution et identité des atomes
2. Organisation du tableau périodique
3. Modèle de Bohr et niveaux d’énergie
4. Énergie et transitions électroniques
5. Nombres quantiques et orbitales
6. Règles de configuration électronique
7. Configuration et blocs périodiques
8. Propriétés chimiques et oxydoréduction

📖 1. Constitution et identité des atomes

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Constitué d’un noyau contenant des protons et des neutrons, autour duquel se trouvent des électrons.
• Élément chimique : Défini par son numéro atomique Z ; l’identité d’un nucléide dépend aussi de son nombre de masse A.
• Isotopes : Des nucléides ayant le même nombre de protons Z, mais des nombres de masse A différents.

📝 Points essentiels

• Le numéro atomique Z donne le nombre de protons, tandis que le nombre de masse A donne le nombre de nucléons.

📌 Un cation est un ion positif formé par perte d’électrons, tandis qu’un anion est un ion négatif formé par gain d’électrons.

💡 Astuce mémo

Même Z, même élément ; A différent, isotope différent

📖 2. Organisation du tableau périodique

★ À maîtriser

• Le tableau périodique actuel compte 18 colonnes et 7 lignes principales, auxquelles s’ajoutent 2 lignes.

📌 Les éléments d’une même colonne du tableau périodique ont des propriétés chimiques équivalentes et constituent une famille.

• Les familles nommées dans le tableau sont les alcalins en colonne 1, les alcalino-terreux en colonne 2, les métaux de transition dans les colonnes 3 à 12, la famille du bore en colonne 13, les cristallogènes en colonne 14, les pnictogènes en colonne 15, les chalcogènes en colonne 16, les halogènes en colonne 17 et les gaz nobles en colonne 18.

Compléments

• Mendeleïev a établi le premier tableau périodique en classant les éléments par masses atomiques croissantes et propriétés chimiques équivalentes.

📖 3. Modèle de Bohr et niveaux d’énergie

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Bohr : Dans ce modèle, l’électron se déplace sur une orbite circulaire autour du noyau, et chaque couche est repérée par un nombre quantique n.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour l’atome d’hydrogène, l’énergie de la couche n vérifie $E_n=-2{,}179\times10^{-18}\frac{1}{n^2}\ \mathrm{J}=-13{,}6\frac{1}{n^2}\ \mathrm{eV}$.

• Pour l’hydrogène, l’état fondamental correspond à n = 1 et à une énergie de −13,6 eV ; les niveaux d’énergie supérieurs sont des états excités quantifiés.

Compléments

• L’état d’ionisation correspond à l’arrachement de l’électron de l’atome d’hydrogène et à la formation de H⁺.

📖 4. Énergie et transitions électroniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : L’énergie à fournir à un atome dans son état fondamental pour lui arracher un électron et l’envoyer à l’infini.
• Hydrogénoïdes : Des ions ne contenant qu’un électron, comme He⁺, Li²⁺ et Be³⁺.

★ À maîtriser

📐 Formule - L’énergie d’un photon vérifie $E_a=h\nu=\frac{hc}{\lambda}$, où h est la constante de Planck, ν la fréquence, c la vitesse de la lumière et λ la longueur d’onde.

📐 Formule - Pour une transition entre deux niveaux n₁ et n₂, l’écart d’énergie est donné par $E_{n_2}-E_{n_1}=\frac{hc}{\lambda_e}$ avec n₂ > n₁.

📐 Formule - Pour l’hydrogène, l’énergie d’ionisation depuis l’état fondamental vaut $E_i=0-(-13{,}6)=13{,}6\ \mathrm{eV}$.

📐 Formule - Pour un hydrogénoïde de numéro atomique Z, l’énergie d’un niveau n vaut $E_n=-13{,}6\frac{Z^2}{n^2}\ \mathrm{eV}$.

Compléments

📐 Formule - L’énergie nécessaire pour passer du niveau n−1 au niveau n vérifie $E_a=E_n-E_{n-1}=h\nu_a=\frac{hc}{\lambda_a}$.

• L’énergie d’ionisation et la longueur d’onde associée sont inversement proportionnelles dans les exemples étudiés.

💡 Astuce mémo

Apport d’énergie → transition vers un niveau supérieur ; émission lors d’une transition descendante

📖 5. Nombres quantiques et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie quantique : Décrit l’électron par une probabilité de présence dans une région de l’espace autour du noyau, plutôt que par une orbite déterminée.
• Orbitale atomique : Décrite par la fonction d’onde associée aux nombres quantiques n, l et mₗ.
• Fonction d’onde : Une fonction mathématique qui décrit en trois dimensions une région de l’espace où l’on a des chances de trouver l’électron.

★ À maîtriser

• Le nombre quantique principal n indique la couche de l’électron et appartient aux entiers naturels non nuls.

• Le nombre quantique secondaire l détermine la forme de l’orbitale et prend les valeurs entières de 0 à n−1 ; l = 0, 1, 2 et 3 correspondent respectivement aux sous-couches s, p, d et f.

• Le nombre quantique magnétique mₗ détermine l’orientation de l’orbitale dans l’espace et prend les valeurs entières de −l à +l.

• Le nombre quantique de spin mₛ prend les valeurs +1/2 ou −1/2, et chaque orbitale atomique peut accueillir au maximum deux électrons.

Compléments

• Les sous-couches s, p, d et f contiennent respectivement 1, 3, 5 et 7 orbitales atomiques.

📖 6. Règles de configuration électronique

★ À maîtriser

📌 La règle de Klechkowski classe les orbitales par valeurs croissantes de n+l et, en cas d’égalité, place d’abord l’orbitale de plus petit n.

• Pour une sous-couche possédant plusieurs orbitales, la règle de Hund répartit d’abord les électrons séparément dans les orbitales avec des spins mₛ = +1/2.

📌 Le principe d’exclusion de Pauli interdit à deux électrons d’avoir simultanément les quatre mêmes nombres quantiques.

Compléments

• La configuration électronique fondamentale de l’atome possédant 15 électrons est 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.

💡 Astuce mémo

KHP : Klechkowski, Hund, Pauli

📖 7. Configuration et blocs périodiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrons de valence : Les électrons de la couche en cours de remplissage.

★ À maîtriser

• Le numéro de la période correspond au nombre quantique principal n de la couche en cours de remplissage.

• Le bloc s occupe deux colonnes parce qu’une orbitale s peut contenir au maximum deux électrons.

• Le bloc p occupe six colonnes parce qu’une sous-couche p peut contenir au maximum six électrons.

Compléments

• Les éléments des deux premières colonnes ont leurs électrons de valence dans des orbitales de type s.

• La configuration électronique de l’atome de fer, de numéro atomique 26, est 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶.

📖 8. Propriétés chimiques et oxydoréduction

🔑 Notions clés & Définitions

• Polarisabilité : La capacité d’un nuage électronique à se déformer sous l’effet d’un champ électrique.
• Degré d’oxydation : Le nombre d’électrons qu’un élément peut capter ou céder.

★ À maîtriser

📌 Plus un atome est petit et électronégatif, moins il est polarisable et plus il est dur ; un atome plus polarisable est qualifié de mou.

📌 Un oxydant capte des électrons, tandis qu’un réducteur cède des électrons.

Compléments

• Tous les éléments des blocs s, d et f sont des métaux.

• Capter un électron correspond à un degré d’oxydation −I et en capter deux à −II ; céder un électron correspond à I et en céder deux à II.

• Dans une même colonne, les électrons sont plus éloignés du noyau lorsqu’ils occupent une couche supérieure, ce qui réduit l’énergie à fournir pour arracher un électron.

💡 Astuce mémo

Capter des électrons : oxydant ; céder des électrons : réducteur