Fiche de révision : Atomistique et structure électronique

📋 Plan du Cours

1. Constituants et isotopes de l’atome
2. Masses atomiques et moléculaires
3. Histoire du concept atomique
4. Modèles classiques de l’atome
5. Quantification et spectres atomiques
6. Dualité et incertitude quantiques
7. Orbitales et nombres quantiques
8. Remplissage électronique et périodicité
9. Propriétés périodiques des éléments
10. Électronégativité et polarisabilité

📅 Repères chronologiques

1. 1789Lavoisier recense 33 éléments connus et énonce que « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ». — Antoine Laurent Lavoisier, 1789
2. 1869Dmitri Mendéléev établit une classification fondée sur 63 éléments connus.
3. 1911Rutherford décrit l’atome comme un noyau positif concentrant la masse et entouré d’électrons négatifs. — Ernest RUTHERFORD, 1911

📖 1. Constituants et isotopes de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Numéro atomique : Nombre de protons du noyau et caractérise un élément déterminé.
• Nombre de masse : Nombre total de nucléons, égal à la somme des protons Z et des neutrons N.

• Isotopes : Atomes d’un même élément ayant le même nombre de protons mais un nombre de neutrons différent.

📝 Points essentiels

• Les isotopes d’un même élément ont des comportements chimiques quasi identiques.

• Les isotopes naturels de l’hydrogène sont:

  • le protium
  • le deutérium
  • le tritium

💡 Astuce mémo

Z fixe les protons, tandis que N varie entre isotopes

📖 2. Masses atomiques et moléculaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Masse atomique relative : Rapport de sa masse atomique au douzième de la masse atomique du carbone 12, soit une unité de masse atomique ou 1 g/mol.

★ À maîtriser

• Les masses atomiques relatives ne sont jamais entières parce qu’elles sont des moyennes pondérées des masses isotopiques et qu’un défaut de masse apparaît lors de la formation du noyau.

📐 Formule — Le nombre d’Avogadro vaut $N_A = 6{,}022 \times 10^{23}\ \mathrm{mol}^{-1}$.

📌 La masse moléculaire est la somme des masses atomiques des atomes constituants, car l’énergie des liaisons chimiques est faible et la masse se conserve en pratique.

Compléments

• La masse d’un ion est, en excellente approximation, égale à celle de l’atome correspondant, car la masse de l’électron est négligeable devant celle d’un nucléon.

💡 Astuce mémo

Isotopes et défaut de masse → masses atomiques non entières

📖 3. Histoire du concept atomique

★ À maîtriser

• Leucippe de Milet introduit vers 450 av. J.-C. l’idée que la matière est composée de particules insécables appelées atomes.

• Démocrite affirme que la matière est discontinue, composée d’atomes indivisibles séparés par du vide, et que les atomes diffèrent par leur forme, leur mouvement et leur taille relative.

Compléments

• Aristote considère que toute matière est constituée de:
  • terre
  • air
  • eau
  • feu

💡 Astuce mémo

Leucippe → Démocrite → Aristote → Lavoisier → Dalton → Mendeleïev

📖 4. Modèles classiques de l’atome

★ À maîtriser

• Le modèle de Rutherford ne rend pas compte: de l’émission de rayonnement par un électron accéléré, de la périodicité des propriétés, de l’effet photoélectrique, du caractère discontinu des spectres

Compléments

• Les découvertes majeures concernent:
  • l’électron par Thomson en 1897
  • le proton par Rutherford en 1919
  • le neutron par Chadwick en 1932

📌 Dans le modèle de Rutherford, une orbite stable résulte de l’équilibre entre la force électrostatique et la force centrifuge, la force gravitationnelle étant également considérée.

💡 Astuce mémo

Thomson → Rutherford → Bohr → Schrödinger

📖 5. Quantification et spectres atomiques

★ À maîtriser

📐 Formule — La quantification de l’énergie impose que les échanges d’énergie vérifient $\Delta E = n h \nu$, où n est un entier. — Max PLANCK, 1900

📐 Formule — L’énergie d’un photon vaut $E = h\nu$ et l’énergie minimale d’extraction photoélectrique vérifie $E_0 = h\nu_0$. — Albert EINSTEIN, 1905

• Dans le spectre de l’hydrogène, les raies d’émission sont regroupées en séries caractérisées par un nombre entier inférieur j et un nombre entier supérieur i.

Compléments

• La relation de Rydberg décrit les raies de l’hydrogène avec des nombres entiers i > j et une constante RH = 109.677,581 cm⁻¹.

• Les séries de l’hydrogène sont:
  • Lyman pour j = 1
  • Balmer pour j = 2
  • Paschen pour j = 3
  • Brackett pour j = 4
  • Pfund pour j = 5

💡 Astuce mémo

Quantification de l’énergie → transitions électroniques → raies spectrales

📖 6. Dualité et incertitude quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Dualité onde-corpuscule : Louis DE BROGLIE, 1924 — Affirme que tout corpuscule en mouvement est associé à une onde, tandis que la lumière présente un caractère ondulatoire lors de sa propagation et corpusculaire lors des échanges d’énergie.
• Principe d’incertitude : Werner HEISENBERG, 1925 — Affirme qu’il est théoriquement impossible de déterminer simultanément la quantité de mouvement et la position d’un corpuscule en mouvement.

★ À maîtriser

• Le modèle de Bohr devient insuffisant parce qu’il représente l’électron comme un corpuscule localisé sur une orbite définie, ce qui est incompatible avec la dualité onde-corpuscule et le principe d’incertitude.

Compléments

• La dualité ondulatoire des électrons proposée par De Broglie a été démontrée expérimentalement par Davisson et Germer en 1927. — Davisson & Germer

💡 Astuce mémo

Onde-corpuscule et position-quantité de mouvement sont indissociables

📖 7. Orbitales et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale : Ensemble des points de l’espace où la probabilité de trouver un électron n’est pas nulle.
• Nombre quantique principal : Caractérise une couche électronique, détermine majoritairement son énergie et peut prendre en pratique les valeurs entières de 1 à 7.

★ À maîtriser

📐 Formule — Le carré du module de la fonction d’onde normalisée donne la densité de probabilité de présence : $P = |\psi|^2\,dV$.

📌 Pour une valeur donnée de n, le nombre quantique azimutal l vérifie 0 ≤ l ≤ n − 1 et caractérise la forme de l’orbitale.

Compléments

📌 Le nombre quantique magnétique ml vérifie −l ≤ ml ≤ +l et caractérise l’orientation des orbitales.

📌 Le nombre quantique de spin ms ne peut prendre que les valeurs −½ ou +½.

💡 Astuce mémo

n définit la couche, l la forme, ml l’orientation, ms le spin

📖 8. Remplissage électronique et périodicité

📝 Points essentiels

• Le principe d’exclusion de Pauli autorise au maximum deux électrons dans une même orbitale, à condition que leurs spins soient opposés.

• À l’état fondamental, chaque électron occupe le niveau électronique disponible d’énergie la plus basse.

• La règle de Hund interdit qu’un électron rejoigne une orbitale déjà occupée s’il existe une orbitale vide de même énergie.

• Une couche de nombre quantique principal n contient n² orbitales et peut accueillir au maximum 2n² électrons.

• Dans une même période, la structure électronique externe se répète lorsque le nombre atomique augmente, ce qui explique la périodicité des propriétés des éléments.

💡 Astuce mémo

Pauli → énergie croissante → Hund

📖 9. Propriétés périodiques des éléments

🔑 Notions clés & Définitions

• Potentiel d’ionisation : Énergie nécessaire pour arracher l’électron le plus faiblement lié d’un atome isolé gazeux à l’état fondamental.
• Affinité électronique : Énergie dégagée ou absorbée lors de l’addition d’un électron à un atome isolé gazeux à l’état fondamental.

★ À maîtriser

• La charge nucléaire effective est la charge réelle du noyau diminuée d’une charge fictive représentant l’effet d’écran des électrons internes.

Compléments

• Plus un atome est gros, plus l’attraction exercée sur ses électrons périphériques est faible et plus son potentiel d’ionisation diminue.

• Pour l’oxygène, l’addition du premier électron a une affinité électronique AE₁ = −141 kJ/mol, tandis que l’addition du second électron a AE₂ = +744 kJ/mol.

💡 Astuce mémo

Le potentiel d’ionisation arrache un électron, l’affinité électronique en ajoute un

📖 10. Électronégativité et polarisabilité

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Tendance d’un atome à attirer des électrons lorsqu’il est combiné dans un composé.
• Polarisabilité : Mesure la facilité avec laquelle le nuage électronique d’un atome se déforme sous l’action d’un champ électrique.

★ À maîtriser

• Les liaisons covalentes associent généralement des éléments d’électronégativités semblables, tandis que les liaisons ioniques associent des éléments d’électronégativités très différentes.

• La polarisabilité augmente dans un groupe avec le nombre d’électrons et diminue dans une période des groupes principaux lorsque la charge nucléaire effective augmente.

• Dans le tableau périodique, la charge nucléaire effective, le potentiel d’ionisation et l’électronégativité évoluent dans le même sens, tandis que le rayon atomique et la polarisabilité évoluent en sens contraire.

Compléments

• Selon Mulliken, l’électronégativité est la moyenne du premier potentiel d’ionisation et de l’affinité électronique, exprimés en eV. — Robert Sanderson MULLIKEN

• Dans l’échelle de Pauling, on fixe arbitrairement l’électronégativité du fluor à 4 pour calculer celle d’autres atomes. — Linus Carl PAULING

💡 Astuce mémo

Charge nucléaire effective accrue → électronégativité accrue mais polarisabilité réduite

📊 Tableaux de synthèse

Nombres quantiques

Propriétés périodiques