Fiche de révision : Évolution et structure de l’atome

📋 Plan du Cours

1. Évolution des modèles atomiques
2. Démocrite et Dalton
3. Électron et noyau atomique
4. Limites du modèle planétaire
5. Lumière et quantification énergétique
6. Spectres et modèle de Bohr
7. Nombres quantiques et orbitales
8. Configurations et composition atomiques
9. Modèle ondulatoire de l’électron
10. Particules et notation nucléaire

📅 Repères chronologiques

1. ~ - 400 av JCDémocrite propose une conceptualisation atomique de la matière.
2. 1803John Dalton formule une théorie atomique de la matière. — J. DALTON, 1803
3. 1897J. J. Thomson propose son modèle après la découverte de l’électron. — J.J. Thomson, 1897

📖 1. Évolution des modèles atomiques

📝 Points essentiels

• Un nouveau modèle scientifique est requis lorsque des faits ou des mesures ne sont pas expliqués par le modèle admis, afin de les englober, de le compléter ou de l’affiner.

💡 Astuce mémo

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

📖 2. Démocrite et Dalton

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Démocrite d’Abdère, 460 – 370 av JC — Petite particule considérée par Démocrite comme insécable, dans une matière constituée d’atomes et de vide.
• 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 particulières et que les atomes peuvent se combiner pour former des molécules.

📝 Points essentiels

• Selon Dalton, une réaction chimique est un réarrangement des atomes présents dans les corps initiaux selon une distribution différente. — John DALTON, 1803

💡 Astuce mémo

Démocrite conceptualise l’atome ; Dalton l’intègre aux réactions chimiques

📖 3. Électron et noyau atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Thomson : Le modèle de Thomson représente les électrons comme des particules pouvant circuler dans un nuage ou gel de matière positive.
• Noyau atomique : Ernest Rutherford, 1911 — Région lourde et chargée positivement qui repousse les particules alpha positives.

📝 Points essentiels

• Thomson a découvert l’électron et les isotopes grâce notamment au spectromètre de masse. — J.J. Thomson, 1897

• Dans l’expérience de la feuille d’or, des particules alpha positives sont envoyées sur une feuille d’or et leur trajectoire est observée sur un écran fluorescent. — Ernest Rutherford, 1911

• Les faibles déviations observées par Rutherford montrent qu’un atome est constitué à 99,99 % de vide. — Ernest Rutherford, 1911

💡 Astuce mémo

Un noyau solaire chargé positivement entouré d’électrons

📖 4. Limites du modèle planétaire

📝 Points essentiels

📐 Formule — Dans le modèle planétaire, l’énergie totale de l’électron vérifie $E_T=E_c+E_p=-\frac{e^2}{8\pi\varepsilon_0}\frac{1}{r}$. — Ernest Rutherford, 1911

📌 Un électron chargé en mouvement circulaire devrait rayonner, perdre de l’énergie et voir son rayon orbital diminuer jusqu’à tomber sur le noyau.

💡 Astuce mémo

Électron accéléré → rayonnement → perte d’énergie → chute sur le noyau

📖 5. Lumière et quantification énergétique

🔑 Notions clés & Définitions

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

📝 Points essentiels

📐 Formule — Dans le vide, la lumière se propage à la célérité $c=300\,000\ \mathrm{km\cdot s^{-1}}$. — James Clerk MAXWELL, Fin du XIXème siècle

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

📌 Selon Planck, les échanges d’énergie entre la matière et le rayonnement ne se produisent que par multiples entiers d’une quantité minimale d’énergie. — Max PLANCK, 1900

💡 Astuce mémo

Lumière onde pour Maxwell, photons pour Einstein

📖 6. Spectres et modèle de Bohr

🔑 Notions clés & Définitions

• Postulats de Bohr : Niels BORH, 1913 — Les postulats de Bohr imposent certaines orbites permises, sur lesquelles l’électron est stable et ne rayonne pas, tandis qu’une transition entre orbites s’accompagne d’une absorption ou d’une émission d’énergie.

📝 Points essentiels

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

• Les séries spectrales de l’hydrogène sont:

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

📌 Dans la relation de Ritz-Rydberg, une série spectrale correspond à une valeur fixe de q : q=1 pour Lyman, q=2 pour Balmer et q=3 pour Paschen.

📐 Formule — Pour l’atome d’hydrogène, le modèle de Bohr donne une énergie électronique totale proportionnelle à $-\frac{1}{n^2}$. — Niels BORH, 1913

💡 Astuce mémo

Absorption → excitation → transition → émission

📖 7. Nombres quantiques et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombres quantiques : Arnold SOMMERFELD, 1913 — Un électron est défini par quatre nombres quantiques n, l, m et s.

★ À maîtriser

📌 Pour une valeur donnée de n, le nombre quantique l prend les valeurs entières comprises entre 0 et n−1.

• Le nombre quantique de spin s peut prendre les valeurs +1/2 ou −1/2. — Uhlenbeck et Goudsmit, 1925

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

• Une sous-couche s possède une orbitale, une sous-couche p trois orbitales, une sous-couche d cinq orbitales et une sous-couche f sept orbitales.

Compléments

📌 Le nombre quantique magnétique m prend les valeurs entières comprises entre −l et +l et définit une direction de la trajectoire.

💡 Astuce mémo

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

📖 8. Configurations et composition atomiques

📝 Points essentiels

• 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 impose de remplir un maximum d’orbitales de même sous-couche avec des électrons célibataires avant de les compléter par un second électron de spin opposé.

• La règle de Klechkowski ordonne les orbitales par énergie croissante selon la somme n+l ; à somme égale, l’orbitale de plus petit n est la moins énergétique. — Kletchkovski

💡 Astuce mémo

Aufbau → Pauli → Hund → Klechkowski

📖 9. Modèle ondulatoire de l’électron

🔑 Notions clés & Définitions

• Principe d’incertitude : Werner HEISENBERG, 1927 — Principe qui implique qu’il est impossible de connaître exactement à la fois la position et le mouvement de l’électron.
• Dualité onde-corpuscule : Louis de BROGLIE, 1924 — La dualité onde-corpuscule signifie que l’électron possède à la fois des propriétés ondulatoires et corpusculaires.
• Fonction d’onde : La fonction d’onde Ψ(x,y,z) décrit l’état ondulatoire de l’électron, tandis que Ψ² représente la densité de probabilité de présence.

★ À maîtriser

📐 Formule — La probabilité de trouver l’électron dans un volume infinitésimal dV est donnée par $dP=\Psi^2dV$.

📌 Un triplet {n,l,m} définit simultanément une énergie permise et un état de l’atome dont Ψ² donne la répartition spatiale probable de l’électron.

Compléments

📐 Formule — L’équation de Schrödinger s’écrit sous forme réduite $\hat{H}\Psi=E\Psi$.

• Une orbitale 1s est sphérique, centrée sur le noyau et caractérisée par un rayon de Bohr de 0,529 Å, soit 52,9 pm.

• Les trois orbitales np sont des orbitales en forme de sablier orientées selon les axes cartésiens et notées npx, npy et npz.

💡 Astuce mémo

Orb ite précise abandonnée ; probabilité de présence conservée

📖 10. Particules et notation nucléaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Numéro atomique : Nombre de protons du noyau qui caractérise l’élément chimique.
• Nombre de masse : Somme du nombre de protons et du nombre de neutrons, la masse des électrons étant négligeable.
• Isotopes : Atomes ayant le même numéro atomique Z mais des nombres de masse A différents.
• Anion : Ion qui possède plus d’électrons que de protons et porte une charge négative.
• Cation : Ion qui possède moins d’électrons que de protons et porte une charge positive.

★ À maîtriser

• Dans un atome neutre, le nombre d’électrons est égal au nombre de protons.

Compléments

• La charge élémentaire vaut 1,602×10⁻¹⁹ coulomb et la masse du proton est environ 1836 fois celle de l’électron.

💡 Astuce mémo

Z identifie l’élément ; A distingue les isotopes

📊 Tableaux de synthèse

Comparaison des modèles atomiques

Particules de l’atome