Fiche de révision : Atomistique et structure électronique

📋 Plan du Cours

1. Constituants et composition du noyau
2. Électrons et ions atomiques
3. Masse atomique et quantité de matière
4. Énergie et spectres de l’hydrogène
5. Systèmes atomiques hydrogénoïdes
6. Orbitales et nombres quantiques
7. Règles de remplissage électronique
8. Configuration électronique des atomes
9. Organisation du tableau périodique
10. Familles et blocs périodiques
11. Tendances périodiques des éléments
12. Électronégativité et polarisation

📖 1. Constituants et composition du noyau

🔑 Notions clés & Définitions

• Isotopes : Nucléides d’un même élément qui ont le même nombre de protons mais des nombres de neutrons différents.
• Nucléons : Protons et neutrons constituant le noyau.
• Nucléide : Noyau caractérisé par ses nombres de masse A et de charge Z.

★ À maîtriser

📐 Formule - Le nombre de masse vérifie $A = Z + N$, où Z est le nombre de protons et N le nombre de neutrons.

📌 Le nombre Z, appelé nombre de charge ou numéro atomique, donne le nombre de protons et caractérise l’élément chimique, tandis que A, nombre de masse, donne le nombre total de nucléons.

Compléments

• Les isotopes du carbone cités sont :

  • le carbone 12
  • le carbone 13
  • le carbone 14

• Certains noyaux instables se décomposent spontanément en d’autres noyaux : ce phénomène est appelé radioactivité.

📖 2. Électrons et ions atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Cation : Un cation est un ion dont le nombre d’électrons est inférieur au nombre de protons du noyau ; son déficit électronique q vérifie $q = Z - N_e$.
• Anion : Un anion est un ion dont le nombre d’électrons est supérieur au nombre de protons du noyau ; son excès électronique q vérifie $q = N_e - Z$.

★ À maîtriser

• Les protons et les électrons portent des charges de même valeur absolue et de signes opposés, tandis que les neutrons sont électriquement neutres.

📌 Un atome neutre possède autant d’électrons que de protons dans son noyau.

Compléments

• Les protons et les neutrons sont environ 2 000 fois plus lourds que les électrons, si bien que la masse d’un atome est approximativement celle de son noyau.

• L’ion $\mathrm{Fe}^{3+}$ possède 26 protons et 23 électrons.

💡 Astuce mémo

Déficit d’électrons : cation positif ; excès : anion négatif.

📖 3. Masse atomique et quantité de matière

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : Une mole est une quantité de matière contenant exactement $6{,}022\,140\,76 \times 10^{23}$ entités.
• Unité de masse atomique unifiée : L’unité de masse atomique unifiée u est définie comme le douzième de la masse d’un atome de carbone 12 et vaut environ $1{,}660\,538 \times 10^{-27}\ \mathrm{kg}$.
• Masse molaire : Masse d’une mole d’entités et s’exprime usuellement en g·mol⁻¹.

★ À maîtriser

• Depuis le 20 mai 2019, la constante d’Avogadro est fixée exactement à $N_A = 6{,}022\,140\,76 \times 10^{23}\ \mathrm{mol}^{-1}$.

📐 Formule - La quantité de matière d’un échantillon vérifie $n = \frac{m}{M}$, avec m en grammes et M en g·mol⁻¹.

📐 Formule - La concentration molaire vérifie $C = \frac{n}{V}$, avec n en moles et V en litres.

Compléments

• Le litre correspond à $10^3\ \mathrm{mL}$ et à $10^3\ \mathrm{cm^3}$.

• La masse molaire atomique naturelle du chlore est calculée à partir de 75,77 % de chlore 35 et 24,23 % de chlore 37, en négligeant le chlore 36 présent à moins de 0,01 %, et vaut 35,48 g·mol⁻¹.

📖 4. Énergie et spectres de l’hydrogène

🔑 Notions clés & Définitions

• Quantification de l’énergie : Dans un système quantique confiné comme un électron dans un atome, seules certaines valeurs précises de l’énergie sont accessibles.

★ À maîtriser

📌 L’état fondamental est l’état de plus basse énergie, tandis que les états d’énergie supérieure sont des états excités.

📐 Formule - Pour l’atome d’hydrogène, l’énergie du niveau de nombre quantique n est $E_n = -\frac{Ry}{n^2}$, où $Ry \approx 2{,}1799 \times 10^{-18}\ \mathrm{J} = 13{,}6\ \mathrm{eV}$.

• Lors d’une transition entre deux niveaux d’énergie, le système absorbe ou émet un photon dont l’énergie est égale à la valeur absolue de l’écart énergétique.

Compléments

• La densité de probabilité de présence associée à une fonction d’onde ψ est donnée par $|\psi|^2$.

• Pour l’atome d’hydrogène, les niveaux liés ont une énergie négative par rapport au zéro conventionnel correspondant à un électron immobile et isolé.

📐 Formule - L’énergie du photon vérifie $\varepsilon_{ph} = h\nu = \frac{hc}{\lambda}$, où h est la constante de Planck, $h = 6{,}63 \times 10^{-34}\ \mathrm{J\,s}$. - Planck-Einstein, 1900-1905

• Les séries de raies de l’hydrogène sont :
  • Lyman pour les transitions vers n_f = 1, dans l’ultraviolet
  • Balmer vers n_f = 2, dans le visible
  • Paschen vers n_f = 3, dans l’infrarouge

📖 5. Systèmes atomiques hydrogénoïdes

🔑 Notions clés & Définitions

• Système hydrogénoïde : Système atomique constitué d’un noyau et d’un seul électron.

★ À maîtriser

📐 Formule - L’énergie d’un ion hydrogénoïde de numéro atomique Z au niveau n est $E_n = -\frac{Ry Z^2}{n^2}$, avec $n \in \mathbb{N}^*$ et $Ry = 13{,}6\ \mathrm{eV}$.

Compléments

• Un ion hydrogénoïde est obtenu en retirant des électrons à un atome de numéro atomique Z jusqu’à ce qu’il ne lui reste qu’un seul électron ; il porte une charge positive.

📖 6. Orbitales et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Zone de l’espace associée à la fonction d’onde d’un électron ; sa représentation correspond généralement à la région où la probabilité de présence est de 95 %.
• Nombre quantique de spin : Caractérise le spin de l’électron et prend les valeurs +½ ou −½.

★ À maîtriser

• Le nombre quantique principal n est un entier positif, détermine le niveau et le volume de l’orbitale, et augmente avec l’éloignement moyen de l’électron au noyau.

• Pour une valeur donnée de n, le nombre quantique secondaire l prend les valeurs entières de 0 à n−1 et détermine la forme de l’orbitale.

• Pour une valeur donnée de l, le nombre quantique magnétique m_l prend les valeurs entières de −l à +l, soit 2l+1 orientations orbitalaires.

• Une orbitale caractérisée par (n, l, m_l) peut contenir au maximum deux électrons de spins opposés.

Compléments

📌 La couleur d’une région dessinée d’une orbitale indique le signe de la fonction d’onde, tandis que la probabilité de présence dépend du carré de son amplitude.

• Les valeurs l = 0, 1, 2 et 3 correspondent respectivement aux orbitales s, p, d et f.

• En l’absence de champ magnétique, les orbitales de mêmes n et l mais de valeurs différentes de m_l ont la même énergie.

• Les orbitales s sont sphériques et leur rayon de probabilité maximale augmente avec n.

• Les orbitales p ont deux lobes de signes opposés, sont orientées selon trois directions perpendiculaires et possèdent un plan nodal où la probabilité de présence est nulle.

📌 Un électron célibataire occupe seul une orbitale, tandis qu’une paire d’électrons appariés dans une même orbitale possède des spins opposés et un spin global nul.

📖 7. Règles de remplissage électronique

★ À maîtriser

• À l’état fondamental, les électrons occupent les niveaux et sous-niveaux par énergie croissante, sous réserve des exceptions de remplissage.

• Selon le principe d’exclusion de Pauli, deux électrons d’un même atome ne peuvent avoir leurs quatre nombres quantiques identiques ; une orbitale contient au plus deux électrons de spins opposés.

• Selon la règle de Hund, les électrons occupent d’abord séparément les orbitales de même énergie avec des spins identiques, puis ils s’apparient une fois chaque orbitale occupée.

Compléments

• Le nombre de cases quantiques du niveau principal n est $n^2$ et sa capacité maximale en électrons est $2n^2$.

• Les capacités maximales des niveaux n = 1, 2, 3 et 4 sont respectivement 2, 8, 18 et 32 électrons.

📖 8. Configuration électronique des atomes

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrons de valence : Ceux du niveau n le plus grand, auxquels s’ajoutent les électrons des sous-niveaux (n−1)d et (n−2)f lorsqu’ils ne sont pas complètement remplis.
• Électrons de cœur : Les électrons situés entre le noyau et les électrons de valence ; ils ne participent pas à la liaison chimique.

★ À maîtriser

📌 La règle de Klechkowski classe le remplissage par valeur croissante de n + l ; en cas d’égalité, le sous-niveau de n le plus petit se remplit en premier.

• L’ordre de remplissage indiqué par la règle de Klechkowski est 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f et 6d.

Compléments

• Le chrome (Z = 24) et le molybdène (Z = 42) ont une configuration externe ns¹ (n−1)d⁵, tandis que le cuivre (Z = 29), l’argent (Z = 47) et l’or (Z = 79) ont une configuration externe ns¹ (n−1)d¹⁰.

📌 Après avoir déterminé le remplissage par la règle de Klechkowski, une configuration électronique s’écrit en classant les sous-niveaux par énergie croissante.

📌 Un état fondamental place les électrons dans les orbitales de plus basse énergie, tandis qu’un état excité comporte des électrons promus dans des orbitales vacantes de plus haute énergie après un apport d’énergie externe.

📖 9. Organisation du tableau périodique

★ À maîtriser

• Dans une même famille du tableau périodique, les éléments ont des propriétés chimiques analogues et une configuration électronique de valence identique à la valeur de n maximal près.

• Les éléments sont rangés par numéro atomique Z croissant, tandis que les périodes se terminent généralement lorsque le sous-niveau np est saturé par six électrons.

Compléments

• En 1869, Mendeleïev laisse des cases vides dans sa classification pour des éléments qu’il suppose encore inconnus ; la découverte ultérieure du gallium et du germanium complète notamment des cases sous l’aluminium et le silicium.

• La valeur la plus élevée de n dans la configuration électronique d’un élément indique sa période dans le tableau périodique.

• La classification périodique comporte 18 colonnes dans sa représentation principale, avec les blocs s, d et p ; les 14 colonnes du bloc f sont généralement représentées séparément en bas du tableau.

📌 La règle de Sanderson considère un élément comme métallique si le nombre de ses électrons de valence s et p est inférieur ou égal au numéro de sa période, sauf pour H et He.

📖 10. Familles et blocs périodiques

★ À maîtriser

• Les blocs du tableau correspondent au remplissage des sous-niveaux de valence : le bloc s couvre les deux premières colonnes, le bloc d les sous-niveaux d, le bloc p les sous-niveaux p et le bloc f les sous-niveaux f.

• Les familles principales et leurs configurations de valence sont :

  • Alcalins : ns¹.
  • Alcalino-terreux : ns².
  • Halogènes : ns²np⁵.
  • Gaz nobles : ns²np⁶.

Compléments

• Les éléments des colonnes 1 à 8 des blocs s et p possèdent respectivement de 1 à 8 électrons de valence.

• Les métaux de transition occupent le bloc d, mais les conventions récentes en excluent le zinc, le cadmium et le mercure, de configuration ns²(n−1)d¹⁰.

• Les deux lignes du bloc f regroupent les lanthanides et les actinides ; parmi ces derniers, seuls ceux dont le numéro atomique est supérieur à celui de l’uranium sont appelés transuraniens.

• L’hélium, de configuration 1s², est placé avec les gaz nobles en raison de son inertie chimique, bien que sa configuration ne soit pas ns²np⁶.

📖 11. Tendances périodiques des éléments

🔑 Notions clés & Définitions

• Première ionisation : La réaction qui arrache à un atome gazeux un électron de valence d’énergie la plus élevée ; l’énergie d’ionisation est toujours positive.
• Affinité électronique : L’énergie libérée lorsqu’un électron se fixe à un atome neutre en phase gazeuse ; elle est comptée positivement par convention.

★ À maîtriser

• Le rayon atomique augmente lorsqu’on descend dans une colonne, car le nombre quantique principal maximal augmente et le nuage électronique devient plus volumineux.

• Le rayon atomique diminue généralement de gauche à droite dans une période, car la charge nucléaire augmente alors que les électrons ajoutés restent dans des niveaux de même n maximal.

• L’énergie de première ionisation varie globalement à l’inverse du rayon atomique : elle diminue en descendant dans une colonne et augmente de gauche à droite dans une période.

Compléments

• Les énergies successives de première, deuxième et troisième ionisation augmentent, car arracher un électron à un ion positif est progressivement plus difficile.

• L’affinité électronique diminue en descendant dans une colonne ; au sein d’une période, elle est particulièrement élevée dans les colonnes 16 et 17.

• O²⁻, F⁻ et Na⁺ sont isoélectroniques : ils possèdent tous la configuration électronique 1s² 2s² 2p⁶, identique à celle du néon.

💡 Astuce mémo

Rayon plus petit → attraction nucléaire plus forte → ionisation plus difficile.

📖 12. Électronégativité et polarisation

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : La tendance d’un atome à attirer à lui les électrons d’une liaison chimique.

★ À maîtriser

• L’électronégativité augmente de gauche à droite dans une période et diminue lorsqu’on descend dans une colonne; le fluor est l’élément le plus électronégatif et le césium le moins électronégatif.

Compléments

📐 Formule - Selon Mulliken, l’électronégativité d’un atome est la demi-somme de son énergie de première ionisation et de son affinité électronique : $\chi = \frac{E_{i,1}+A}{2}$.

• L’échelle empirique de Pauling prend le fluor comme référence d’électronégativité égale à 4 et se fonde sur les énergies de liaison des molécules A–A, B–B et A–B.

• La différence d’électronégativité entre le césium (χ = 0,8) et le fluor (χ = 4) favorise le transfert de l’électron du césium vers le fluor, formant Cs⁺ et F⁻.

• Dans une liaison chimique, l’atome le plus électronégatif attire les électrons de liaison et acquiert une charge partiellement négative, ce qui polarise la liaison vers lui.

• Les éléments électropositifs sont réducteurs parce qu’ils donnent facilement des électrons, tandis que les éléments très électronégatifs sont oxydants parce qu’ils captent facilement des électrons.

💡 Astuce mémo

Césium donne, fluor attire.