Fiche de révision : Modèles de l’atome et classification périodique

📋 Plan du Cours

1. Structure de l’atome et isotopes
2. Spectres et nature de la lumière
3. Modèles de Bohr et quantique
4. Nombres quantiques et orbitales
5. Configuration électronique fondamentale
6. Configurations des ions et magnétisme
7. Architecture de la classification périodique
8. Propriétés périodiques et polarisation

📖 1. Structure de l’atome et isotopes

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Édifice électriquement neutre possédant un noyau positif constitué de protons et de neutrons, autour duquel se trouvent des électrons négatifs.
• Élément chimique : Caractérisé par son numéro atomique Z, égal au nombre de protons présents dans son noyau.
• Nucléide : Caractérisé par le couple (Z, A), où Z est le nombre de protons et A le nombre total de nucléons.

📝 Points essentiels

• Le diamètre du noyau est d’environ 10^-15 m, celui de l’atome d’environ 10^-10 m, et la masse de l’atome est concentrée dans le noyau car la masse de l’électron est très inférieure à celle du proton ou du neutron.

📌 Deux isotopes possèdent le même numéro atomique Z mais des nombres de masse A différents, car seul leur nombre de neutrons varie.

💡 Astuce mémo

Noyau massif et positif, nuage électronique léger et négatif

📖 2. Spectres et nature de la lumière

📝 Points essentiels

• Un spectre d’absorption présente des raies noires sur un fond coloré, tandis qu’un spectre d’émission présente des raies colorées sur un fond noir.

• Pour un élément chimique donné, les spectres d’émission et d’absorption sont complémentaires et les radiations émises ou absorbées ont les mêmes longueurs d’onde.

• La lumière possède une dualité onde-particule : elle se comporte comme une onde ou comme un flux de photons selon les conditions expérimentales. — De Broglie, 1924

💡 Astuce mémo

Excitation → absorption, désexcitation → émission

📖 3. Modèles de Bohr et quantique

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Fonction mathématique qui décrit la probabilité de présence d’un électron dans une région de l’espace autour du noyau.

★ À maîtriser

• Dans le modèle de Bohr, une excitation fait passer un électron vers une orbite d’énergie supérieure et une désexcitation le fait revenir vers une orbite d’énergie inférieure en émettant l’écart d’énergie. — Niels Bohr, 1913

📌 Le principe d’incertitude d’Heisenberg interdit de connaître simultanément avec précision la position et la vitesse d’une particule subatomique.

Compléments

• La résolution de l’équation de Schrödinger fournit les fonctions d’onde, leurs énergies associées et les probabilités de présence des électrons.

💡 Astuce mémo

Bohr décrit des orbites, la mécanique quantique décrit des probabilités

📖 4. Nombres quantiques et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Le nombre quantique principal n définit la couche électronique, quantifie l’énergie de l’électron et peut prendre les valeurs entières de 1 à 7 pour les couches K à Q.
• Nombre quantique secondaire : Le nombre quantique secondaire l définit la sous-couche et la forme de l’orbitale, avec l = 0, 1, 2 et 3 correspondant respectivement à s, p, d et f.

📝 Points essentiels

📌 Une sous-couche caractérisée par l possède 2l+1 orbitales atomiques et le nombre quantique magnétique m peut prendre 2l+1 valeurs.

• Le spin de l’électron est une propriété intrinsèque dont le nombre quantique ms possède deux valeurs correspondant au spin up et au spin down. — Uhlenbeck et Goodsmit, 1925

💡 Astuce mémo

n → l → m → spin : couche, forme, direction, orientation

📖 5. Configuration électronique fondamentale

🔑 Notions clés & Définitions

• État fondamental : Répartition de ses électrons dans les orbitales atomiques de manière à obtenir l’énergie totale la plus basse possible.

📝 Points essentiels

• Deux électrons d’un même atome ne peuvent pas posséder les quatre mêmes nombres quantiques ; deux électrons d’une même orbitale doivent donc avoir des spins opposés.

• La règle de Klechkowski impose le remplissage des orbitales par valeurs croissantes de n+l, puis par valeur croissante de n en cas d’égalité de n+l.

• Pour des orbitales dégénérées, la configuration la plus stable place les électrons dans un maximum d’orbitales avec des spins parallèles avant leur appariement.

💡 Astuce mémo

Pauli → Klechkowski → Hund : exclusion, énergie, remplissage

📖 6. Configurations des ions et magnétisme

★ À maîtriser

• Les électrons de valence occupent les orbitales les plus énergétiques et participent aux réactions chimiques, tandis que les électrons de cœur sont plus fortement liés au noyau et n’y participent pas.

• Un atome est diamagnétique lorsque tous ses électrons sont appariés et paramagnétique lorsqu’il possède au moins un électron non apparié.

• Pour former un cation, les électrons sont retirés des orbitales les moins stabilisées, généralement celles qui ont le nombre quantique principal n le plus élevé.

Compléments

📌 Pour former un anion, les électrons sont ajoutés aux orbitales libres de plus basse énergie.

💡 Astuce mémo

Électrons appariés : diamagnétique ; célibataires : paramagnétique

📖 7. Architecture de la classification périodique

★ À maîtriser

• La classification périodique actuelle contient 18 colonnes, 7 périodes et 118 éléments, dont 92 éléments naturels allant de l’hydrogène à l’uranium. — Mendeleïev, 1869

📌 Dans la classification périodique, une période correspond au remplissage d’une couche de nombre quantique principal n, tandis qu’une famille regroupe généralement des éléments ayant le même nombre d’électrons de valence.

• Le bloc s correspond aux colonnes 1 et 2, le bloc p aux colonnes 13 à 18, le bloc d aux colonnes 3 à 12 et le bloc f aux lanthanides et aux actinides.

📌 Les métaux se situent principalement à gauche de la classification et conduisent l’électricité, tandis que les non-métaux se situent principalement à droite et sont généralement mauvais conducteurs.

Compléments

• Les métaux de transition occupent les colonnes 3 à 12, présentent souvent plusieurs valences et forment facilement des complexes.

💡 Astuce mémo

Période horizontale, famille verticale, bloc orbital

📖 8. Propriétés périodiques et polarisation

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Linus Pauling, 1954 — Aptitude relative d’un atome à attirer vers lui le doublet d’électrons qui le lie à un autre atome.
• Pouvoir polarisant : Aptitude d’une densité électronique à déformer une autre densité électronique située à proximité.
• Polarisabilité : Aptitude d’un atome à subir une déformation de son nuage électronique sous l’effet d’un champ électrique extérieur.

★ À maîtriser

📌 L’électronégativité augmente de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans une colonne de la classification périodique.

📌 Le rayon atomique diminue le long d’une période lorsque la charge nucléaire augmente et augmente le long d’une colonne lorsque le nombre de couches électroniques augmente.

Compléments

• Les électronégativités du fluor, de l’oxygène, du chlore et de l’azote valent respectivement 4,0, 3,5, 3,2 et 3,0.

📌 Le pouvoir polarisant est particulièrement élevé pour les petits cations fortement chargés, tandis que celui des anions est plus faible en raison de leurs rayons ioniques plus élevés.

📌 La polarisabilité augmente avec le volume de l’entité ou de son nuage électronique, car un grand nuage est plus facilement déformable.

💡 Astuce mémo

Petit et chargé → pouvoir polarisant élevé ; grand nuage → polarisabilité élevée

📊 Tableaux de synthèse

Types de particules et propriétés

Propriétés périodiques