Fiche de révision : Structure électronique et tableau périodique

📋 Plan du Cours

1. Objectif et modèles atomiques
2. Limites des modèles classiques
3. Quantification de Bohr
4. Fondements de la mécanique quantique
5. Orbitales et nombres quantiques
6. Remplissage électronique
7. Noyau, isotopes et mole
8. Masse et énergie nucléaires
9. Construction du tableau périodique
10. Groupes, blocs et familles
11. Rayon et effet d’écran
12. Ionisation et électronégativité

📅 Repères chronologiques

1. 1803Dalton propose que la matière est composée d’atomes indivisibles et que les composés contiennent des éléments combinés selon des rapports fixes.
2. 1870Mendeleïev publie une classification qui classe globalement les éléments par masse atomique et regroupe les propriétés semblables dans une même colonne.
3. 1897Thomson propose le modèle du « plum pudding », dans lequel des électrons négatifs sont plongés dans une sphère de charge positive.
4. 1900Planck introduit l’idée que l’énergie est transférée par quantités discrètes multiples de hν appelées quanta. — Max Planck, 1900
5. 1911Rutherford propose un noyau central autour duquel les électrons gravitent selon un modèle planétaire.
6. 1913Bohr propose que les électrons occupent des orbites circulaires d’énergie quantifiée et ne rayonnent pas sur une orbite stable.
7. 1914La loi de Moseley établit une relation entre la fréquence des rayons X caractéristiques et le numéro atomique Z.
8. 20 mai 2019La constante d’Avogadro vaut exactement NA=6.022 140 76×1023 mol−1N_A=6.022\ 140\ 76\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}NA​=6.022 140 76×1023 mol−1 et sa définition ne dépend plus du carbone 12.

📖 1. Objectif et modèles atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Constituant élémentaire de la matière, composé d’un noyau et d’électrons qui l’entourent.

📝 Points essentiels

• Les anciens Grecs concevaient l’atome comme une particule insécable constituant la matière.

💡 Astuce mémo

Dalton → Thomson → Rutherford → Bohr

📖 2. Limites des modèles classiques

📝 Points essentiels

📌 Le modèle de Rutherford est instable selon l’électrodynamique et ne rend pas compte des raies discontinues du spectre atomique.

📌 Les transitions entre orbites quantifiées expliquent les raies spectrales d’absorption et d’émission, mais le modèle de Bohr ne décrit pas correctement les atomes à plusieurs électrons.

💡 Astuce mémo

Orbites définies chez Bohr, orbitales probabilistes dans le modèle quantique

📖 3. Quantification de Bohr

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour un atome hydrogénoïde, l’énergie du niveau n vérifie $E_n=\frac{Z^2}{n^2}E_0$ avec $E_0=-13.6\ \mathrm{eV}$.

📐 Formule — La relation de Rydberg pour une transition hydrogénoïde est $\frac{1}{\lambda}=R_M\left(\frac{1}{n_1^2}-\frac{1}{n_2^2}\right)$ avec $n_2>n_1$.

Compléments

📐 Formule — La condition de quantification de Bohr est $mvr=\frac{nh}{2\pi}$.

💡 Astuce mémo

Énergie quantifiée → transitions électroniques → raies spectrales

📖 4. Fondements de la mécanique quantique

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Région de l’espace dans laquelle la probabilité de présence d’un électron atteint généralement 90 à 95 %.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Selon de Broglie, la longueur d’onde associée à une particule de quantité de mouvement p vérifie $\lambda=\frac{h}{p}=\frac{h}{mv}$.

📐 Formule — Le principe d’indétermination de Heisenberg impose $\Delta p\,\Delta x\geq\frac{h}{4\pi}$.

💡 Astuce mémo

Position et impulsion ne peuvent pas être connues simultanément avec précision

📖 5. Orbitales et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Caractérise la couche électronique et le niveau d’énergie, avec des valeurs de 1 à 7 dans les éléments connus.
• Nombre quantique secondaire : Caractérise la sous-couche et la forme de l’orbitale, avec l compris entre 0 et n−1.
• Nombre quantique magnétique : Fixe l’orientation de l’orbitale et prend les valeurs entières de −l à +l.
• Nombre quantique de spin : Décrit l’orientation du spin électronique et vaut +1/2 ou −1/2.

💡 Astuce mémo

n-l-m-s : énergie, forme, orientation, spin

📖 6. Remplissage électronique

★ À maîtriser

• La règle de Klechkowski impose de remplir les orbitales en commençant par les niveaux d’énergie les plus bas, selon l’ordre 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.

• Le principe d’exclusion de Pauli limite à deux le nombre d’électrons dans une case quantique et impose des spins opposés.

• La règle de Hund impose de remplir séparément les orbitales dégénérées avant d’apparier les électrons, en privilégiant les spins parallèles.

Compléments

📌 Un atome est diamagnétique lorsque tous ses électrons sont appariés et paramagnétique lorsqu’il possède des électrons non appariés.

💡 Astuce mémo

Klechkowski, Pauli, Hund : KPH

📖 7. Noyau, isotopes et mole

🔑 Notions clés & Définitions

• Numéro atomique : Nombre de protons du noyau et, pour un atome neutre, nombre d’électrons.
• Nombre de masse : Somme du nombre de protons et du nombre de neutrons contenus dans le noyau.

📝 Points essentiels

📌 Des isotopes sont des nucléides d’un même élément ayant le même numéro atomique mais des nombres de neutrons différents.

💡 Astuce mémo

Z distingue l’élément, A compte les nucléons

📖 8. Masse et énergie nucléaires

★ À maîtriser

📐 Formule — L’unité de masse atomique vaut $u=1.660\ 539\ 068\ 92\times10^{-27}\ \mathrm{kg}$.

📐 Formule — La masse d’un nucléide vérifie $M_{atome}=Z M_p+N M_n+Z M_e-\frac{E_n}{c^2}$.

📐 Formule — La relation d’Einstein convertit le défaut de masse en énergie selon $E=mc^2$.

Compléments

• Pour l’isotope ²⁴Mg, le défaut de masse vaut 0.20304 u et l’énergie de liaison nucléaire vaut environ 189.4 MeV.

💡 Astuce mémo

Défaut de masse → énergie de cohésion nucléaire

📖 9. Construction du tableau périodique

★ À maîtriser

• Mendeleïev laisse des cases vides pour des éléments encore inconnus et prédit que leurs propriétés seront confirmées par de futures découvertes.

Compléments

📐 Formule — La loi de Moseley s’écrit $\nu=A(Z-\sigma)^2$, où A et σ dépendent de la série de rayons X étudiée.

💡 Astuce mémo

Mendeleïev classe par masse, Moseley par numéro atomique

📖 10. Groupes, blocs et familles

🔑 Notions clés & Définitions

• Bloc électronique : Les quatre blocs du tableau périodique sont les blocs s, p, d et f, définis par la sous-couche en cours de remplissage.

📝 Points essentiels

• Le tableau périodique moderne classe les éléments par numéro atomique croissant, en sept périodes et dix-huit groupes.

📌 Les éléments d’un même groupe possèdent une configuration électronique externe semblable et des propriétés chimiques proches.

• Les familles principales comprennent:
  • les alcalins du groupe 1
  • les alcalino-terreux du groupe 2
  • les halogènes du groupe 17
  • les gaz rares du groupe 18

📌 Les métaux perdent facilement des électrons et forment des cations, tandis que les non-métaux captent des électrons et forment des anions.

💡 Astuce mémo

Le tableau se lit en blocs s, p, d et f

📖 11. Rayon et effet d’écran

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon atomique : Délimite le volume dans lequel s’exerce principalement l’attraction électrostatique du noyau.

★ À maîtriser

📌 Le rayon atomique diminue quand le numéro de groupe augmente et augmente quand la période augmente.

📐 Formule — Dans le modèle de Slater, la charge nucléaire effective est $Z^*=Z-\sigma$.

Compléments

📐 Formule — Selon le modèle de Pauling, le rayon atomique peut être estimé par $R=\frac{n^{*2}}{Z-\sigma}r_H$ avec $r_H=52.9\ \mathrm{pm}$.

💡 Astuce mémo

Écran accru → charge effective réduite → rayon augmenté

📖 12. Ionisation et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : Énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome gazeux dans son état fondamental.
• Affinité électronique : Énergie libérée ou fournie lorsqu’un atome neutre capte un électron pour former un anion.
• Électronégativité : Mesure la capacité d’un atome à attirer les électrons dans une liaison chimique.

📝 Points essentiels

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

📌 Une liaison covalente est apolaire si Δχ≤0.4, polaire si 0.4≤Δχ≤1.7 et ionique si Δχ≥1.7.

💡 Astuce mémo

Ionisation : perdre un électron ; affinité : en gagner un

📊 Tableaux de synthèse

Comparaison des modèles atomiques

Tendances périodiques