Fiche de révision : Modèle quantique de l’atome

📋 Plan du Cours

1. Premiers modèles atomiques
2. Modèles planétaires et spectres
3. Limites classiques et modèle quantique
4. Principes fondateurs du modèle quantique
5. Ondes de matière et incertitude
6. Fonction d’onde et équation de Schrödinger
7. Orbitales et nombres quantiques
8. Spin, remplissage des orbitales et configurations électroniques
9. Structure atomique et quantité de matière
10. Nucléides et masses atomiques
11. Énergie nucléaire du magnésium
12. Mendeleïev et la loi de Moseley
13. Construction du tableau périodique et propriétés métalliques
14. Familles chimiques, alcalins et périodicité du rayon atomique
15. Rayon atomique
16. Constantes d’écran et modèle de Slater
17. Énergies d’ionisation
18. Affinité électronique, ionisation et tendances du rayon atomique

📅 Repères chronologiques

1. 1803Dalton propose que la matière est composée d’atomes indivisibles et que les atomes d’un même élément sont identiques, contrairement à ceux des autres éléments.
2. 1897Après la découverte de l’électron, Thomson propose le modèle du « plum pudding », où des électrons négatifs baignent dans une sphère de charge positive.
3. 1900Max Planck introduit l’idée que l’énergie se transfère par quantités discrètes égales à des multiples entiers de hνh\nuhν, appelées quanta.
4. 1905Einstein applique l’idée des quanta à la lumière pour interpréter l’effet photoélectrique et poser les bases du concept de photon.
5. 1911Rutherford décrit l’atome comme un noyau immobile autour duquel des électrons gravitent selon des trajectoires planes définies, circulaires ou elliptiques.
6. 1913Bohr postule que les électrons occupent des orbites circulaires spécifiques d’énergie quantifiée et ne rayonnent pas lorsqu’ils restent sur une orbite stable.
7. 1926Une approche fondée sur la mécanique quantique remplace les modèles atomiques classiques.

📖 1. Premiers modèles atomiques

★ À maîtriser

• Selon Dalton, les composés sont formés d’atomes de différents éléments combinés selon des rapports fixes, et les réactions chimiques réorganisent les atomes sans les créer ni les détruire.

Compléments

• Les anciens Grecs concevaient l’atome comme le niveau limite de division de la matière ; le mot signifie « insécable ».

• Le modèle de Dalton ne rend pas compte de la divisibilité des atomes en particules subatomiques, représente l’eau sous la forme HO au lieu de H₂O et ne mentionne pas les électrons ni leurs interactions.

• Le modèle de Thomson est électriquement neutre, mais il n’explique ni la stabilité des électrons ni les spectres atomiques.

📖 2. Modèles planétaires et spectres

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome hydrogénoïde : Atome ionisé qui conserve un seul électron.

★ À maîtriser

• Dans le modèle de Bohr, les transitions des électrons entre orbites expliquent les raies spectrales d’absorption ou d’émission.

Compléments

• Le modèle de Rutherford conduit à une énergie potentielle électronique dépendant continûment de la distance au noyau ; il prévoit donc une émission continue, incompatible avec les spectres observés sous forme de raies.

• Le modèle de Bohr explique correctement l’atome d’hydrogène, mais pas les spectres des atomes à plusieurs électrons.

📐 Formule - Pour un atome hydrogénoïde, la relation de Rydberg est $\frac{1}{\lambda}=R_M\left(\frac{1}{n_1^2}-\frac{1}{n_2^2}\right)$, avec $n_2>n_1\in\mathbb{N}$ et $R_M=\frac{Z^2R_\infty}{1+m_e/M}$.

• Une série de raies spectrales correspond à l’ensemble des transitions qui ramènent un électron vers un niveau principal donné.

💡 Astuce mémo

Rutherford prévoit un spectre continu ; Bohr introduit des niveaux quantifiés et explique les raies de l’hydrogène.

📖 3. Limites classiques et modèle quantique

★ À maîtriser

• La mécanique classique ne permet pas de décrire le mouvement des particules élémentaires ni le détail des spectres des atomes à plusieurs électrons.

• En mécanique quantique, la notion de trajectoire ou d’orbite de l’électron en mouvement est abandonnée au profit d’orbitales définies par des fonctions d’onde.

Compléments

• Le modèle quantique de l’atome décrit un noyau dense contenant des protons et des neutrons, entouré d’électrons occupant des orbitales atomiques.

💡 Astuce mémo

L’échec des trajectoires classiques → l’abandon des orbites au profit des fonctions d’onde.

📖 4. Principes fondateurs du modèle quantique

★ À maîtriser

📌 La règle de Hund (années 1920) prévoit que, dans des orbitales de même énergie, les électrons occupent d’abord séparément les orbitales avec des spins parallèles avant de s’apparier, ce qui maximise la multiplicité.

• En 1924, De Broglie associe à toute particule de matière, notamment à l’électron, une onde appelée onde de matière.

📌 Le principe d’exclusion de Pauli (1925) interdit à deux électrons d’un même atome de posséder le même ensemble de nombres quantiques.

Compléments

• La règle de Hund explique la stabilité particulière de certains remplissages électroniques et la configuration de la couche de valence.

• Le principe d’exclusion organise les électrons dans les orbitales selon quatre nombres quantiques, n, l, m et s, et explique la structure des couches électroniques ainsi que la diversité des propriétés chimiques.

📖 5. Ondes de matière et incertitude

★ À maîtriser

📌 Le principe d’indétermination de Heisenberg (1927) affirme qu’il est impossible de mesurer simultanément et avec précision la position et la quantité de mouvement d’un électron.

📌 Plus la position d’une particule est déterminée précisément, plus son impulsion devient incertaine, et réciproquement.

📐 Formule - L’incertitude sur la quantité de mouvement et celle sur la position vérifient $\Delta p\,\Delta x \geq \frac{h}{4\pi}$, où h est la constante de Planck.

Compléments

📐 Formule - Comme $\Delta p=m\Delta v$, les incertitudes sur la vitesse et la position vérifient $\Delta v\,\Delta x \geq \frac{h}{4m\pi}$.

• Le principe d’indétermination met fin à la notion classique de trajectoire de l’électron et justifie une description probabiliste comportant des incertitudes intrinsèques.

💡 Astuce mémo

Position précise ↔ impulsion incertaine

📖 6. Fonction d’onde et équation de Schrödinger

🔑 Notions clés & Définitions

• Fonction d’onde : Description probabiliste de la localisation de l’électron, déterminée par l’équation de Schrödinger et fondée sur les idées de De Broglie et de Bohr.
• Orbitale atomique : Fonction d’onde associée à un nombre quantique n et représentant un domaine de l’espace où la probabilité de présence de l’électron atteint un niveau donné, usuellement 90 à 95 %.

★ À maîtriser

📐 Formule - Dans le cas unidimensionnel, l’équation de Schrödinger s’écrit $-\frac{\hbar^2}{2m}\frac{d^2\psi}{dx^2}+V\psi=E\psi$, où V est l’énergie potentielle et $\hbar=\frac{h}{2\pi}=1.05459\times10^{-34}\,\mathrm{J\,s}$ est la constante de Planck réduite.

Compléments

• L’équation de Schrödinger est une équation différentielle du deuxième ordre et, dans le cas d’une particule libre où V = 0, sa résolution est présentée comme simple.

• Le nombre de solutions de l’équation de Schrödinger est infini en général, mais seules certaines solutions sont admissibles; les solutions sont aisément calculables pour les atomes hydrogénoïdes et extrêmement ardues pour les atomes polynucléaires.

• La fonction d’onde ψ représente une distribution de densité de probabilité de trouver un électron en un point P(x, y, z) et, dans la description présentée, ne dépend pas du temps.

📖 7. Orbitales et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Caractérise la couche électronique et quantifie son énergie; les niveaux d’énergie autorisés sont discrets et une variation continue est interdite.
• Nombre quantique secondaire : Caractérise la sous-couche, décrit la forme de l’orbitale et quantifie le moment cinétique; ses valeurs vérifient $l\in[0,n-1]$.

• Nombre quantique magnétique : Caractérise l’orbitale définie par l et fixe son orientation dans un champ magnétique; ses valeurs vont de −l à +l.

★ À maîtriser

• Les quatre nombres quantiques caractérisent l’orbitale et l’électron :
  • n, nombre quantique principal, caractérise le niveau d’énergie
  • l, nombre quantique secondaire, caractérise la forme de l’orbitale
  • m, nombre quantique magnétique, fixe l’orientation de l’orbitale
  • s, nombre quantique de spin, caractérise l’orientation du spin de l’électron

Compléments

• Le nombre quantique principal n commence à 1 et sa valeur maximale connue dans le cours est 7; le dernier élément chimique connu y est indiqué comme étant de période n = 7 et de numéro atomique A = 118.

• Les couches électroniques sont désignées par des lettres majuscules : n = 1 correspond à K, n = 2 à L, n = 3 à M, n = 7 à Q et n = 8 à R.

• Les correspondances entre l et le nom de sous-couche sont l = 0 pour s, 1 pour p, 2 pour d, 3 pour f, 4 pour g, 5 pour h, 6 pour j et 7 pour k.

• Pour l = 0, m = 0 donne une case quantique, correspondant à une orbitale s pouvant contenir au maximum 2 électrons.

• Pour l = 1, les valeurs m = −1, 0, 1 donnent 3 cases quantiques, correspondant à une orbitale p pouvant contenir au maximum 6 électrons.

📌 Une case quantique peut être vide, contenir un électron ou contenir au maximum deux électrons.

📖 8. Spin, remplissage des orbitales et configurations électroniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique de spin : Le nombre quantique de spin $m_s$ indique la projection du spin intrinsèque de l’électron sur un axe de quantification et prend les valeurs $+\frac{1}{2}$ ou $-\frac{1}{2}$.
• Configuration électronique : Répartition de ses électrons dans les orbitales atomiques.

★ À maîtriser

• Selon la règle de Klechkowski, le remplissage électronique suit l’ordre croissant des énergies orbitalaires, en commençant par l’orbitale de plus basse énergie.

• Selon la règle d’exclusion de Pauli, une case quantique contient au maximum deux électrons, qui doivent avoir des spins opposés.

• Selon la règle de Hund, les cases d’une même orbitale sont d’abord occupées chacune par un électron avant que les électrons ne s’apparient.

Compléments

• Un électron de spin $+\frac{1}{2}$ est représenté par ↑, tandis qu’un électron de spin $-\frac{1}{2}$ est représenté par ↓.

📌 Un atome dont tous les électrons sont appariés est diamagnétique, tandis qu’un atome ayant des électrons non appariés est paramagnétique.

• Les électrons de la couche externe sont appelés électrons de valence et déterminent la réactivité de l’élément.

• La connaissance du nombre atomique $Z$ permet de déterminer la configuration électronique d’un atome en appliquant les règles de remplissage des orbitales.

• Les configurations électroniques des gaz rares sont He : $1s^2$ ; Ne : [He] $2s^22p^6$ ; Ar : [Ne] $3s^23p^6$ ; Kr : [Ar] $4s^23d^{10}4p^6$ ; Xe : [Kr] $5s^24d^{10}5p^6$ ; Rn : [Xe] $6s^24f^{14}5d^{10}6p^6$ ; Og : [Rn] $7s^25f^{14}6d^{10}7p^6$.

• Une configuration électronique simplifiée s’écrit en utilisant le gaz rare précédent comme cœur, par exemple Mg : [Ne] $3s^2$, Zn : [Ar] $3d^{10}4s^2$ et Te : [Kr] $4d^{10}5s^25p^4$.

📖 9. Structure atomique et quantité de matière

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Constituant élémentaire de la matière, formé d’un noyau central entouré d’un nuage d’électrons.
• Numéro atomique : Le numéro atomique $Z$ est le nombre de protons d’un atome et, pour un atome neutre, le nombre d’électrons.
• Nombre de masse : Le nombre de masse $A$ est la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons d’un atome.
• Mole : La mole est l’unité de quantité de matière exprimée en nombre d’atomes ou de groupements d’atomes.

📝 Points essentiels

• Le noyau atomique est constitué de protons chargés positivement et de neutrons neutres, dont les masses sont comparables.

• Les électrons forment un nuage autour du noyau et sont retenus dans leurs orbitales par des forces d’attraction électrostatique.

📖 10. Nucléides et masses atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Nucléide : Un nucléide est une classe d’atomes ayant le même nombre de protons, le même nombre de masse et le même état d’énergie nucléaire.
• Élément chimique : Un élément chimique est l’ensemble des nucléides et des isotopes ayant le même numéro atomique.

★ À maîtriser

📌 Des isotopes sont des nucléides d’un même élément ayant le même numéro atomique mais des nombres de neutrons différents ; des isotones ont le même nombre de neutrons ; des isobares ont le même nombre de masse mais des numéros atomiques différents.

• La masse d’un atome n’est pas exactement égale à la somme des masses de ses nucléons et de ses électrons, car une perte de masse est convertie en énergie de cohésion nucléaire.

📐 Formule - La conversion de la perte de masse en énergie de cohésion suit la relation d’Einstein $E=mc^2$.

Compléments

📐 Formule - Depuis 2022, l’unité de masse atomique vaut $u=\frac{1}{N_A\times 10^3}=1.66053906892\times10^{-27}\,\mathrm{kg}$.

📐 Formule - La masse d’un atome est exprimée par $M_{\text{atome}}=Z M_p+N M_n+Z M_e-\frac{E_n}{c^2}$, où $E_n$ est l’énergie de cohésion du noyau.

• La masse molaire d’un élément est la moyenne pondérée des masses physiques de ses isotopes naturels ; celle du magnésium est donnée comme égale à 24.305 g·mol⁻¹.

📖 11. Énergie nucléaire du magnésium

📝 Points essentiels

• L’énergie dégagée par une mole de magnésium 24 est $E = 3.0344 \times 10^{-11} \times N_A = 1.82736 \times 10^{13}\,\mathrm{J}$.

📖 12. Mendeleïev et la loi de Moseley

★ À maîtriser

• En 1869, Mendeleïev publie une table classant globalement les éléments par masse atomique, avec les éléments aux propriétés semblables regroupés dans une même famille.

• Pour préserver les familles chimiques, Mendeleïev inverse l’ordre de certains éléments et laisse des cases vides, en postulant que des éléments encore inconnus leur correspondent.

📐 Formule - La loi empirique de Moseley s’écrit $\nu = \frac{c}{\lambda} = A(Z-\sigma)^2$, où A et la constante d’écran σ dépendent de la série de rayons X considérée.

📌 Après la loi de Moseley, le classement des éléments par masse atomique est remplacé par leur classement par numéro atomique croissant Z.

Compléments

• Au XIXe siècle, environ soixante éléments étaient connus et les chimistes avaient observé des familles d’éléments aux propriétés chimiques semblables, comme les halogènes et les métaux alcalins.

• Les cases vides prévues par Mendeleïev correspondaient à des éléments découverts ultérieurement, notamment le gallium en 1875, le scandium en 1879, le polonium en 1898 et le germanium en 1886.

• La loi de Moseley a permis de répertorier les éléments encore inconnus ; le rhénium est présenté comme le dernier élément naturel découvert, en 1925.

📐 Formule - Le modèle de Bohr relie la loi de Moseley à $\nu = \frac{c}{\lambda} = cR_{\infty}(Z-\sigma)^2\left(\frac{1}{n_1^2}-\frac{1}{n_2^2}\right)$, avec $n_2>n_1$.

💡 Astuce mémo

Le classement par numéro atomique relie la place de l’élément à sa configuration électronique.

📖 13. Construction du tableau périodique et propriétés métalliques

🔑 Notions clés & Définitions

• Bloc F : Regroupe les éléments dont la couche f est incomplète.

★ À maîtriser

📌 La classification périodique doit placer les éléments d’une même période sur une même ligne et ceux ayant la même couche de valence dans une même colonne.

• Le tableau périodique actuel comporte 7 lignes et 18 colonnes.

• Les éléments d’un même groupe ont la même configuration électronique externe, appelée configuration de valence.

📌 Les métaux perdent facilement des électrons pour former des cations et leurs oxydes sont basiques, tandis que les non-métaux captent facilement des électrons pour former des anions et leurs oxydes sont acides ; les métalloïdes ont un comportement intermédiaire.

• Le caractère métallique associe les propriétés suivantes : une faible énergie d’ionisation, la formation de cations et des oxydes basiques, une liaison métallique, le lustre métallique, une forte conductivité électrique et thermique, la malléabilité et la ductilité à l’état solide, une température d’ébullition élevée

• Le bloc F se trouve en bas du tableau périodique et comprend les lanthanides et les actinides.

Compléments

• Les lanthanides et les actinides sont extraits du tableau principal et représentés en dessous de celui-ci.

• L’IUPAC préconise de désigner les groupes du tableau périodique par les nombres de 1 à 18, plutôt que par les anciennes désignations de sous-groupes A et B, qui variaient selon les systèmes européen et américain.

• Le numéro d’un groupe correspond à la somme des électrons des couches s, p et d.

• Le bloc s occupe la gauche du tableau, dans les groupes 1 et 2, et comprend des éléments dont les électrons de valence occupent l’orbitale s, à l’exception de l’hydrogène qui n’est pas un métal alcalin.

• Le bloc p se situe à droite du tableau, dans les groupes 13 à 18, et correspond au remplissage de l’orbitale p ; il comprend des métaux, des métalloïdes et des non-métaux.

• Le bloc d occupe le centre du tableau, dans les groupes 3 à 12, et regroupe les métaux de transition associés au remplissage de l’orbitale d.

• Les métaux de transition présentent des états d’oxydation variables, comme Fe²⁺/Fe³⁺ et V⁵⁺.

• Les composés de métaux de transition sont souvent colorés et peuvent être utilisés comme catalyseurs, notamment le nickel et le platine.

• Dans le bloc F, l’orbitale f se remplit et peut contenir jusqu’à 14 électrons.

💡 Astuce mémo

Métaux : ils cèdent des électrons ; non-métaux : ils en captent.

📖 14. Familles chimiques, alcalins et périodicité du rayon atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Famille d’éléments chimiques : Ensemble d’éléments aux propriétés semblables, généralement disposés dans la même colonne du tableau périodique.
• Métaux pauvres : Éléments de transition dont les propriétés métalliques sont les moins marquées; cette famille commence avec l’aluminium et traverse le bloc p en diagonale jusqu’au polonium.
• Métalloïdes : Éléments du bloc p dont les propriétés sont intermédiaires entre celles des métaux et des non-métaux.
• Rayon atomique : Délimite le volume dans lequel s’exerce l’attraction électrostatique du noyau; les autres propriétés des éléments lui sont reliées d’une manière ou d’une autre.
• Énergie d’ionisation : Énergie nécessaire pour arracher un électron externe de la couche de valence.

★ À maîtriser

• Les éléments de transition comprennent les groupes 3 à 12 et ont une couche de valence de configuration dˣs².

• Les gaz rares, historiquement appelés gaz nobles, ont une couche de valence complète et n’ont pas tendance à s’allier avec d’autres éléments chimiques.

• La périodicité des propriétés chimiques découle de la répétition de motifs dans les configurations électroniques, et les éléments d’un même groupe partagent la configuration de leur couche de valence.

Compléments

• Les alcalino-terreux appartiennent au groupe 2, au bloc s, et ont une couche de valence s² ainsi qu’un caractère métallique très prononcé.

• Dans les éléments de transition, le caractère métallique diminue progressivement lorsque le numéro de groupe augmente; certains auteurs classent ainsi le groupe 12, dont le zinc, parmi les métaux pauvres.

• Les désignations des métaux pauvres comprennent aussi « post transition », mais aucune n’est actuellement validée par l’IUPAC.

• Les non-métaux sont parfois désignés par l’acronyme CHNOPS, auquel s’ajoute le sélénium, et constituent les éléments chimiques majoritaires des organismes biologiques.

• Les halogènes appartiennent au groupe 17 et sont très électronégatifs.

📖 15. Rayon atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Contraction des lanthanides : La contraction des lanthanides est la diminution progressive du rayon atomique lorsque le numéro atomique augmente dans la série des lanthanides, car les électrons supplémentaires occupent la sous-couche interne 4f et écrantent imparfaitement l’augmentation de la charge nucléaire.

★ À maîtriser

• À l’état condensé, le rayon atomique est défini comme la distance séparant deux atomes voisins, tandis que dans une molécule il correspond au rayon covalent de l’élément.

• Le rayon atomique diminue lorsque le numéro de groupe augmente et augmente lorsque la période augmente; ses variations sont discontinues aux changements de période.

Compléments

• Pour un atome isolé à l’état gazeux, le rayon atomique est relié à la densité radiale de l’orbitale atomique des électrons de valence; les valeurs expérimentales s’étendent de 30 à 300 pm.

• Le rayon atomique détermine le nombre de liaisons qu’un atome peut former dans une molécule et, dans un solide, les relations de coordination et la compacité de la structure.

• La similitude des rayons atomiques des éléments du bloc d favorise la formation de nombreux alliages, comme les aciers.

• Dans les groupes p, l’augmentation de la charge positive renforce l’attraction de la couche externe tandis que l’effet d’écran des couches internes reste relativement constant, ce qui réduit le rayon atomique.

📐 Formule - D’après Pauling, le rayon atomique ou ionique s’estime par $R = \frac{n^{*2}}{Z-\sigma}r_H$, où n* est le nombre quantique principal corrigé, Z le numéro atomique, σ la constante d’écran de Slater pour les électrons de valence et rH = 52,9 pm le rayon atomique de l’hydrogène.

💡 Astuce mémo

L’effet d’écran affaiblit l’attraction du noyau et augmente le rayon.

📖 16. Constantes d’écran et modèle de Slater

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Slater : Étend le modèle de Bohr aux atomes polyélectroniques et propose une méthode simple pour calculer les énergies des électrons en tenant compte de leurs interactions.
• Constante d’écran : Tient compte des interactions entre les électrons d’une même couche et de celles avec les électrons des couches inférieures ; elle est identique pour les électrons d’une même couche.

★ À maîtriser

📐 Formule - La charge effective vérifie $Z^{*}=Z-\sigma$.

Compléments

• Les valeurs de n∗ associées aux nombres quantiques principaux n = 1 à 7 sont respectivement 1 ; 2 ; 3 ; 3,7 ; 4,0 ; 4,2 ; 4,3.

📐 Formule - Dans le modèle de Slater, l’énergie d’un électron est donnée par $E_n=\frac{Z^{*2}}{n^2}E_0$, avec $E_0=-13.6\,\mathrm{eV}$.

• Pour cinq électrons en 4d, le calcul illustré donne σ = 37,4 et donc $Z^{*}=Z-37.4$.

📖 17. Énergies d’ionisation

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : L’énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome gazeux dans son état fondamental.

★ À maîtriser

• L’énergie d’ionisation augmente généralement avec le numéro du groupe et diminue avec le numéro de période.

Compléments

📐 Formule - La première ionisation correspond à la réaction $\mathrm{Cd}\rightarrow\mathrm{Cd}^{+}+e^{-}$, et son énergie est la différence entre l’énergie de l’état ionisé et celle de l’état neutre : $EI=E_{\mathrm{Cd}^{+}}-E_{\mathrm{Cd}}$.

• Pour calculer l’énergie de première ionisation du cadmium, on soustrait l’énergie totale de l’atome neutre à celle de l’ion Cd⁺ ; les couches inchangées s’annulent, et il suffit de comparer les contributions de la couche 5s5p.

• L’application au cadmium donne une énergie de première ionisation calculée de 8,6 eV, contre 9,0 eV mesurés, soit une différence inférieure à 5 %.

• L’énergie d’ionisation des lanthanides reste relativement constante, car les électrons supplémentaires ne changent pas la configuration externe.

💡 Astuce mémo

Arracher un électron forme A⁺ ; capter un électron forme A⁻.

📖 18. Affinité électronique, ionisation et tendances du rayon atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Affinité électronique : L’énergie libérée ou fournie lorsqu’un atome neutre capte un électron selon la réaction $A+e^{-}\rightarrow A^{-}$.

★ À maîtriser

📌 L’affinité électronique correspond au gain d’un électron et forme un ion négatif, tandis que l’ionisation correspond à une perte d’électron et forme un ion positif.

• L’électronégativité, notée χ, mesure la capacité d’un atome à attirer les électrons dans une liaison chimique.

📌 Une liaison covalente est apolaire si Δχ ≤ 0,4, polaire si 0,4 ≤ Δχ ≤ 1,7, et ionique si Δχ ≥ 1,7.

• Plus la charge effective Z_eff est faible, moins les électrons sont liés au noyau et plus le rayon atomique est grand.

• L’électronégativité augmente de gauche à droite et du bas vers le haut dans le tableau périodique ; le fluor est l’élément le plus électronégatif du tableau.

Compléments

• L’affinité électronique varie en sens opposé à l’énergie d’ionisation ; elle est très faible chez les éléments métalliques, tandis que les non-métaux tendent à capter des électrons.

• Dans une liaison covalente polaire, l’atome le plus électronégatif attire davantage les électrons de liaison et porte une charge relative −δ, tandis que l’autre porte +δ.

📐 Formule - Les trois relations d’électronégativité présentées sont $\Delta\chi_{AB}=0.102\times\sqrt{E_{AB}-\sqrt{E_{AA}\times E_{BB}}}$, $\chi=0.317\times\frac{A_e+EI}{2}$ et $\chi=\frac{Z_{\mathrm{eff}}}{r_{\mathrm{cov}}^{2}}$.

📐 Formule - La relation de Pauling pour estimer le caractère ionique est $I_{AB}=100\left(1-e^{-\Delta\chi^{2}/4}\right)$, tandis que la relation de Haney et Smith est $I_{AB}=16\Delta\chi+3.5\Delta\chi^{2}$.

• L’échelle de Pauling est la plus utilisée grâce à la disponibilité des données expérimentales, bien qu’elle dépende des liaisons chimiques, contrairement aux échelles de Mulliken et d’Allred et Rochow fondées sur des propriétés atomiques.

📊 Tableaux de synthèse

Évolution des modèles atomiques

Métaux, non-métaux et métalloïdes