Fiche de révision : Structure atomique et configuration électronique

📋 Plan du Cours

1. Origine et classification des éléments
2. Charges et interactions électriques
3. Constitution et notation des atomes
4. Ions, isotopes et quantité de matière
5. Modèles historiques de l’atome
6. Modèle quantique et orbitales
7. Nombres quantiques et niveaux d’énergie
8. Spin de l’électron
9. Règles de remplissage électronique
10. Configurations électroniques et valence
11. Classification périodique

📅 Repères chronologiques

1. 1897Thomson proposa un modèle où l’atome est une sphère de substance positive contenant des électrons négatifs, appelé « pudding de Thomson ».
2. 1911L’expérience de Rutherford conduisit au modèle planétaire, où un noyau concentrant masse et charge positive est entouré d’électrons en mouvement.
3. 1924De Broglie contribua à la nouvelle conception ondulatoire de l’électron qui conduisit au modèle quantique.
4. 1932Chadwick mit en évidence l’existence du neutron, une particule neutre de masse sensiblement égale à celle du proton.

📖 1. Origine et classification des éléments

★ À maîtriser

• Dimitri Mendeleïev classa les éléments dans un tableau en 1869, qui servit ensuite à ordonner les atomes selon leur numéro atomique.

Compléments

• Le mot « atome » vient du grec « atomos », qui signifie « insécable », et la notion fut créée par Leucippe de Millet en 420 avant J.-C.

• La doctrine antique décrivait la matière comme constituée de corpuscules en mouvement éternel, insécables, invisibles et pleins.

📖 2. Charges et interactions électriques

★ À maîtriser

📌 Deux corps portant des charges de même signe se repoussent, tandis que deux corps portant des charges de signes contraires s’attirent.

📐 Formule - Dans le vide, la force électrique entre deux charges est donnée par $F = \frac{q q'}{4\pi\varepsilon_0 r^2}$, où r est leur distance et ε₀ la permittivité du vide.

Compléments

• La charge électrique s’exprime en coulombs.

• La force d’interaction électrique diminue lorsque la distance entre les charges augmente.

📐 Formule - Dans un milieu de permittivité εm, l’énergie potentielle entre deux charges séparées par r est $E = \frac{q q'}{4\pi\varepsilon_m r}$.

• La permittivité de l’air est très voisine de ε₀, de sorte que la loi de Coulomb s’y applique aux atomes et aux molécules.

💡 Astuce mémo

Même signe : répulsion ; signes contraires : attraction.

📖 3. Constitution et notation des atomes

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : L’atome est un constituant élémentaire de la matière, dont les particules principales sont l’électron, le proton et le neutron.
• Élément chimique : Un élément chimique est un ensemble d’atomes comportant le même nombre de protons.

★ À maîtriser

📌 Une substance est composée de molécules identiques ; un corps est simple si ses molécules contiennent une seule espèce d’atomes et composé si elles en contiennent plusieurs.

• Pour un noyau de symbole $^{A}_{Z}X$, A est le nombre de nucléons, Z est le nombre de protons et le nombre de neutrons vaut A − Z.

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

Compléments

• L’électron porte la charge −1,602 × 10⁻¹⁹ C et a une masse au repos de 0,91 × 10⁻²⁷ g.

• Le proton porte la charge +1,602 × 10⁻¹⁹ C et a une masse au repos de 1,672 × 10⁻²⁴ g.

• Le neutron est électriquement neutre et a une masse au repos de 1,674 × 10⁻²⁴ g, sensiblement égale à celle du proton.

📖 4. Ions, isotopes et quantité de matière

🔑 Notions clés & Définitions

• Ion : Un ion est un élément qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons ; la perte forme un cation positif et le gain forme un anion négatif.
• Isotopes : Les isotopes d’un élément ont le même nombre de protons et d’électrons, mais des nombres de neutrons et de nucléons différents.
• Mole : Une mole est une quantité de matière contenant autant de particules qu’il y a d’atomes dans 12 g de nucléide ¹²C.

★ À maîtriser

• La constante d’Avogadro, notée Nₐ, vaut par convention 6,022 140 76 × 10²³ mol⁻¹, soit environ 6,022 × 10²³ mol⁻¹.

Compléments

• L’ion C⁺ possède 6 protons et 5 électrons, car l’atome de carbone a perdu un électron.

• L’hydrogène possède trois isotopes stables : l’hydrogène ¹H, le deutérium ²H (D) avec un neutron et le tritium ³H (T) avec deux neutrons.

• Le carbone ¹²C représente 98,9 % du carbone terrestre et le carbone ¹³C environ 1,11 % à abondance variable ; le carbone ¹⁴C est présent en très faible quantité et est radioactif.

• Le carbone ¹⁴C radioactif est utilisé pour la datation radiométrique des tissus biologiques.

💡 Astuce mémo

L’ion change d’électrons ; l’isotope change de neutrons.

📖 5. Modèles historiques de l’atome

★ À maîtriser

📌 Le modèle de Rutherford prévoit des fréquences d’émission continues, tandis que les spectres atomiques observés présentent des raies fines de fréquences déterminées, spécifiques de chaque atome.

📌 Bohr postula que les électrons ne peuvent occuper que certaines orbites circulaires, auxquelles correspondent des énergies permises quantifiées.

Compléments

• Le modèle classique de Rutherford prédit qu’un électron en orbite émettrait continuellement un rayonnement, perdrait de l’énergie et finirait par s’écraser sur le noyau.

• En 1885, Balmer étudia le spectre d’émission de l’hydrogène et observa quatre raies visibles, rouge, verte, bleue et violette.

📐 Formule - Pour l’hydrogène, l’énergie totale d’une orbite circulaire de nombre entier n vaut $E = -\frac{13{,}6}{n^2}\ \text{eV}$, avec $1\ \text{eV} = 1{,}602 \times 10^{-19}\ \text{J}$.

• La théorie de Bohr n’explique pas les spectres des atomes plus lourds que l’hydrogène ni les modifications du spectre de l’hydrogène dans un champ électrique ou magnétique.

💡 Astuce mémo

Cake de Thomson → planète de Rutherford → orbites quantifiées de Bohr → probabilité quantique.

📖 6. Modèle quantique et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Probabilité de présence : La probabilité de présence décrit la position possible d’un électron, qui n’a pas de position précise dans le modèle quantique.
• Orbitale : Une orbitale, ou fonction propre Ψ, est une fonction d’onde associée à un état électronique et définissant une région de l’espace où l’électron se trouve le plus souvent.

★ À maîtriser

• En 1926, Heisenberg énonça le principe selon lequel on ne peut connaître simultanément avec précision la position d’une particule et sa quantité de mouvement.

• Dans le modèle quantique, l’électron est décrit par son énergie et sa probabilité de présence, tandis que l’énergie ne peut prendre que certaines valeurs.

📌 Une orbitale ne peut contenir plus de deux électrons.

Compléments

• L’équation de Schrödinger comprend une partie liée au déplacement de la particule et une partie liée à l’énergie potentielle des interactions électron-noyau et électron-électron.

• Les solutions de l’équation de Schrödinger déterminent les énergies accessibles aux électrons et les fonctions d’onde associées à ces états.

• Les fonctions d’onde Ψ(x, y, z) dépendent des coordonnées spatiales et sont indépendantes du temps ; elles n’ont pas de signification physique directe, mais permettent de calculer la probabilité de présence.

📖 7. Nombres quantiques et niveaux d’énergie

★ À maîtriser

• Les orbitales sont déterminées par trois nombres quantiques entiers n, l et ml.

• Le nombre quantique principal n est un entier positif qui peut prendre les valeurs 1, 2, 3 et suivantes, correspondant aux couches K, L, M, N et suivantes.

• Pour une valeur de n, le nombre quantique azimutal l est un entier de 0 à n − 1.

• Pour une valeur de l, le nombre quantique magnétique ml est un entier compris entre −l et +l, inclus.

Compléments

• Les sous-couches s, p, d, f et g correspondent respectivement aux valeurs l = 0, 1, 2, 3 et 4.

• Pour une sous-couche de nombre quantique azimutal l, le nombre d’orbitales est $2l + 1$.

• Le nombre quantique magnétique ml détermine l’orientation de l’orbitale dans l’espace ; les orbitales 2p peuvent être représentées par 2px, 2py et 2pz.

• Pour un atome polyélectronique, l’énergie d’une orbitale dépend des nombres quantiques n et l, et les orbitales 2p de même énergie sont dégénérées.

• Dans un atome hydrogénoïde à un électron, l’énergie dépend uniquement de n ; les sous-couches 2s et 2p ont donc la même énergie, comme 3s, 3p et 3d.

📖 8. Spin de l’électron

🔑 Notions clés & Définitions

• Spin : Le spin est le moment magnétique intrinsèque de l’électron, qui peut prendre deux orientations dans un champ magnétique.

★ À maîtriser

• Le nombre quantique de spin ms prend les valeurs +1/2 ou −1/2.

Compléments

• L’expérience de Stern et Guerlach en 1921 montra qu’un faisceau d’atomes d’hydrogène traversant un champ magnétique se divise en deux faisceaux.

📖 9. Règles de remplissage électronique

★ À maîtriser

• Selon le principe de stabilité, l’état fondamental correspond à l’arrangement électronique dont la somme des énergies est minimale.

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

• Selon la règle de Hund, parmi des orbitales dégénérées disponibles, l’état le plus stable utilise le nombre maximum d’orbitales.

Compléments

• Les électrons sont indiscernables et peuvent s’interchanger ; le nombre attribué à une sous-couche décrit une occupation moyenne plutôt que des électrons individuellement identifiables.

💡 Astuce mémo

SPH : Stabilité, Pauli, Hund.

📖 10. Configurations électroniques et valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitales de valence : Les orbitales de valence sont les orbitales qui jouent un rôle dans la formation des liaisons.

★ À maîtriser

• La configuration électronique décrit la répartition des électrons dans les couches et sous-couches disponibles à l’état fondamental.

📌 La règle de Klechkowsky ordonne le remplissage par somme croissante n + l ; à somme égale, l’orbitale de plus petit n est utilisée en premier.

Compléments

• Les configurations fondamentales de l’hélium, du lithium et du carbone sont respectivement 1s², 1s² 2s¹ et 1s² 2s² 2p² ; pour le carbone, la règle de Hund répartit les deux électrons 2p dans deux orbitales distinctes.

• La couche L est saturée à Z = 10 pour le néon, et le remplissage de la couche M commence à Z = 11 pour le sodium et atteint Z = 18 pour l’argon.

• Pour le potassium Z = 19, l’orbitale 4s se remplit avant 3d et la configuration se termine par 4s¹ ; pour le scandium Z = 21, elle comprend 4s² puis 3d¹.

📌 Dans les éléments de transition, les électrons ns sont arrachés avant les électrons (n − 1)d lors de la formation d’un cation.

• Le chrome (Z = 24) a pour configuration exceptionnelle [Ar] 3d⁵ 4s¹ plutôt que [Ar] 3d⁴ 4s², et le cours cite aussi Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au ainsi que quelques lanthanides et actinides parmi les exceptions.

• Une configuration électronique peut être abrégée en remplaçant les couches internes par le symbole entre crochets du gaz rare correspondant, comme [Ar] 4s¹ pour le potassium ou [He] 2s¹ pour le lithium.

• Pour les éléments autres que les métaux de transition, les orbitales de valence sont celles dont le nombre quantique principal est le plus élevé, qu’elles soient occupées ou vides.

• Pour les métaux de transition, les orbitales de valence comprennent ns, np et (n − 1)d, soit neuf orbitales susceptibles de participer aux liaisons.

📖 11. Classification périodique

★ À maîtriser

• Dans la classification périodique, chaque période correspond au remplissage d’une couche et les périodes correspondent à n = 1 à 7.

• Dans la classification périodique, les éléments d’un même groupe ont une configuration électronique externe similaire, liée à leurs propriétés chimiques.

Compléments

• Les éléments sont classés selon leur numéro atomique, égal à leur nombre de protons.