Fiche de révision : Évolution du modèle atomique

📋 Plan du Cours

1. Évolution des modèles atomiques
2. Atome indivisible et théorie atomique
3. Électron et noyau atomique
4. Lumière et quantification énergétique
5. Spectres et modèle de Bohr
6. Nombres quantiques et orbitales
7. Modèle ondulatoire de l’électron
8. Remplissage électronique
9. Composition et notation atomiques

📅 Repères chronologiques

1. vers 400 av. J.-C.Démocrite propose une conceptualisation de l’atome
2. 1803John Dalton formule une théorie atomique — J. DALTON, 1803
3. 1897J. J. Thomson découvre l’électron et les isotopes, puis son modèle est remplacé car il ne rend pas compte des principales raies spectrales — J.J. Thomson, 1897
4. 1913Bohr propose que seules certaines orbites électroniques soient permises et que l’électron ne rayonne pas sur une orbite stationnaire — Niels BORH, 1913

📖 1. Évolution des modèles atomiques

📝 Points essentiels

• Un modèle scientifique est construit à partir d’observations et de mesures, mathématise le problème, englobe les cas particuliers, permet des prédictions puis est validé ou remplacé lorsque de nouveaux faits ne sont pas expliqués.

💡 Astuce mémo

Démocrite → Dalton → Thomson → Rutherford → Bohr → modèle ondulatoire

📖 2. Atome indivisible et théorie atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Démocrite d’Abdère, 460 – 370 av JC — Petite particule considérée comme insécable, du grec ancien ἄτομος, et la matière possède ainsi une structure discontinue.
• Théorie atomique de Dalton : John DALTON, 1803 — La théorie atomique de Dalton affirme que la matière est constituée d’atomes insécables, que chaque type d’atome possède des propriétés et un symbole propres, et que les réactions chimiques sont des réarrangements d’atomes.

📝 Points essentiels

• Dans la théorie de Dalton, les atomes peuvent se combiner avec des atomes différents pour former des molécules.

💡 Astuce mémo

Atome insécable de Démocrite, atomes combinables de Dalton

📖 3. Électron et noyau atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Thomson : sir Joseph John Thomson, 1897 — Représente des électrons libres de se déplacer dans une substance positive diffuse, selon une analogie de pudding aux prunes.

📝 Points essentiels

• L’expérience de la feuille d’or consiste à bombarder une feuille d’or par des particules alpha émises par le radium et à observer leur devenir sur un écran fluorescent. — Ernest Rutherford, 1911

• L’expérience de Rutherford montre que les faibles déviations des particules alpha impliquent qu’un atome est constitué à 99,99 % de vide.

• Le modèle planétaire de Rutherford place les électrons autour d’un noyau lourd chargé positivement, comme les planètes autour du Soleil. — Ernest Rutherford, 1911

💡 Astuce mémo

Un noyau solaire chargé positivement entouré d’électrons planétaires

📖 4. Lumière et quantification énergétique

🔑 Notions clés & Définitions

• Photon : Albert EINSTEIN, 1905 — Grain d’énergie sans masse qui transporte l’énergie lumineuse.

📝 Points essentiels

📐 Formule — L’énergie d’un photon vérifie $E=h\nu=\frac{hc}{\lambda}$. — Albert EINSTEIN, 1905

• La lumière est une onde électromagnétique caractérisée par une fréquence ν et se propageant dans le vide à environ 300 000 km·s⁻¹. — James Clerk MAXWELL, Fin du XIXème siècle

📐 Formule — Selon Planck, les échanges d’énergie entre matière et rayonnement vérifient $\Delta E=a\times h\nu$, où a est un entier positif. — Max PLANCK, 1900

💡 Astuce mémo

Lumière : onde électromagnétique et grains d’énergie

📖 5. Spectres et modèle de Bohr

★ À maîtriser

• Un gaz pur à faible pression soumis à une différence de potentiel suffisante émet des raies fines et intenses formant un spectre discontinu caractéristique du gaz.

• La relation de Ritz-Rydberg décrit les raies du spectre de l’hydrogène avec une constante de Rydberg et deux entiers positifs p et q tels que p>q.

Compléments

• Les séries spectrales de l’hydrogène sont:

  • Lyman
  • Balmer
  • Paschen
  • Brackett
  • Pfund
  • Humphreys

• Dans le spectre d’émission de l’hydrogène, q=1 correspond à Lyman, q=2 à Balmer et q=3 à Paschen.

💡 Astuce mémo

Quantification des niveaux → raies spectrales discontinues

📖 6. Nombres quantiques et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombres quantiques : Arnold SOMMERFELD, 1913 — Dans le modèle de Bohr-Sommerfeld, un électron est défini par quatre nombres quantiques n, l, m et s, et deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir les quatre identiques.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour l’atome d’hydrogène, l’énergie électronique totale selon Bohr dépend du nombre quantique principal n selon $E_{Totale}=-\frac{e^4m}{8\varepsilon_0^2h^3c}\times\frac{1}{n^2}$.

• Le nombre quantique principal n définit la couche et l’énergie, tandis que le nombre azimutal l définit la sous-couche et sa forme avec 0≤l≤n−1.

Compléments

• Le nombre quantique magnétique m est un entier compris entre −l et +l et définit une direction de la trajectoire.

💡 Astuce mémo

n-l-m-s : couche, forme, direction, spin

📖 7. Modèle ondulatoire de l’électron

🔑 Notions clés & Définitions

• Principe d’incertitude : Werner HEISENBERG, 1927 — Implique qu’il est impossible de connaître exactement la position de l’électron, mais seulement sa probabilité de présence autour du noyau.
• Dualité onde-corpuscule : Louis de BLOGLIE, 1924 — Signifie que l’électron possède simultanément des propriétés ondulatoires et corpusculaires.

★ À maîtriser

📐 Formule — Le carré de la fonction d’onde représente la densité de probabilité et la probabilité dans un volume infinitésimal vérifie $dP=\Psi^2dV$. — Erwin SCHODINGER

• Un triplet {n,l,m} définit à la fois une énergie permise et une orbitale, dont Ψ² donne la répartition spatiale probable de l’électron.

Compléments

📐 Formule — L’équation de Schrödinger s’écrit sous forme réduite $\hat{H}\Psi=E\Psi$, où Ĥ est l’opérateur hamiltonien. — Erwin SCHODINGER

💡 Astuce mémo

Orbites définies de Bohr ≠ probabilité de présence quantique

📖 8. Remplissage électronique

★ À maîtriser

• Une orbitale s est sphérique, une orbitale p possède trois orientations en forme de sablier, et une orbitale d possède cinq orientations.

• Une orbitale atomique peut contenir au maximum deux électrons de spins opposés.

📌 Le principe d’exclusion de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir les mêmes nombres quantiques.

Compléments

• Les orbitales de type 1s sont sphériques avec un maximum de densité et un rayon de Bohr de 0,529 Å, soit 52,9 pm.

💡 Astuce mémo

Aufbau → Pauli → Hund → Klechkowski

📖 9. Composition et notation atomiques

★ À maîtriser

• Le principe d’Aufbau place les électrons dans les orbitales de plus basse énergie afin d’obtenir l’état fondamental le plus stable.

• La règle de Hund fait occuper aux électrons un maximum d’orbitales d’une même sous-couche avant leur appariement avec un spin opposé.

• La règle de Klechkowski classe les orbitales par énergie croissante selon la somme n+l ; à somme égale, l’orbitale de plus petit n possède l’énergie la plus faible. — Kletchkovski

Compléments

• La construction d’une configuration électronique consiste à suivre l’ordre énergétique des orbitales, à attribuer leur capacité électronique puis à s’arrêter lorsque tous les électrons disponibles sont placés.

💡 Astuce mémo

Z caractérise l’élément, A distingue les isotopes

📊 Tableaux de synthèse

Comparaison des modèles atomiques