Fiche de révision : Structure et propriétés des atomes

📋 Plan du Cours

1. Structure et dimensions de l’atome
2. Caractérisation et quantité de matière
3. Modèle de Bohr et niveaux d’énergie
4. Approche quantique et orbitales atomiques
5. Configuration des atomes polyélectroniques
6. Électrons de valence et notation de Lewis
7. Classification périodique et réactivité
8. Électronégativité et polarisation

📖 1. Structure et dimensions de l’atome

★ À maîtriser

• Un atome neutre comprend un noyau positif formé de protons et de neutrons, ainsi qu’un nuage électronique négatif.

• Le diamètre du noyau est d’environ 10⁻⁵ nm et celui de l’atome d’environ 0,1 nm, de sorte que le volume de l’atome est environ 10¹² fois celui du noyau.

• L’atome est presque vide, mais son noyau concentre l’écrasante majorité de sa masse.

Compléments

• Un proton et un neutron ont chacun une masse approximative de 1 u, tandis qu’un électron a une masse d’environ 5,5 × 10⁻⁴ u, soit environ 1 800 fois moins que celle du proton.

• L’unité de masse atomique u, ou dalton (Da), vaut 1,66 × 10⁻²⁴ g.

• La charge élémentaire e vaut 1,60 × 10⁻¹⁹ C.

💡 Astuce mémo

Noyau minuscule, masse concentrée ; nuage immense, atome presque vide

📖 2. Caractérisation et quantité de matière

🔑 Notions clés & Définitions

• Isotopie : Deux atomes sont isotopes s’ils ont le même numéro atomique Z et des nombres de masse A différents, donc un nombre de neutrons différent.
• Nombre de masse : Le nombre de masse A est le nombre total de nucléons, égal au nombre de protons plus le nombre de neutrons.
• Numéro atomique : Le numéro atomique Z est le nombre de protons et, dans un atome neutre, le nombre d’électrons ; il correspond à la charge du noyau exprimée en charges élémentaires.
• Mole : Une mole d’atomes X contient le nombre d’Avogadro d’atomes X, soit autant de particules qu’il y a d’atomes dans 12 g de carbone 12.

★ À maîtriser

• Le nombre d’Avogadro vaut 6,022 × 10²³ mol⁻¹.

Compléments

📐 Formule - Le nombre de neutrons est donné par $N = A - Z$.

📖 3. Modèle de Bohr et niveaux d’énergie

🔑 Notions clés & Définitions

• Système hydrogénoïde : Un système hydrogénoïde est un atome ou un ion à un seul électron, comme H, He⁺ ou Li²⁺.

★ À maîtriser

• Pour l’atome d’hydrogène, le niveau fondamental n = 1 a une énergie de −13,6 eV et correspond à la trajectoire la plus proche du noyau.

Compléments

• Dans le modèle de Bohr, l’électron est assimilé à un point matériel décrivant une trajectoire circulaire sur des couches repérées par le nombre quantique principal n.

• Dans le modèle de Bohr, l’énergie de liaison de l’électron est négative en raison de son attraction par le noyau.

• Les isotopes d’un même élément ont les mêmes propriétés chimiques, mais des propriétés physiques différentes.

• Les isotopes de l’hydrogène cités sont ¹₁H, ²₁H appelé deutérium D et ³₁H appelé tritium T, ce dernier étant radioactif.

📖 4. Approche quantique et orbitales atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Une orbitale atomique est une fonction d’onde caractérisant l’électron et la région de l’espace où sa probabilité de présence est forte ; elle correspond au volume où l’électron a 95 % de chances d’être trouvé.

• Principe d’incertitude d’Heisenberg : Le principe d’incertitude d’Heisenberg conduit à ne pas décrire précisément la position de l’électron, mais à en déterminer une probabilité de présence par la mécanique quantique.

★ À maîtriser

• En 1924, De Broglie formule la dualité onde-corpuscule selon laquelle toute particule de masse m en mouvement de vitesse v est associée à une onde de longueur d’onde λ.

📐 Formule - L’équation de Schrödinger s’écrit $H\Psi = E\Psi$, où H est l’opérateur hamiltonien, Ψ la fonction d’onde et E l’énergie associée.

📐 Formule - Pour un système hydrogénoïde, l’énergie du niveau n est $E_n\ (\mathrm{eV}) = -13{,}6\,\frac{Z^2}{n^2}$.

• L’orbitale atomique est caractérisée par les nombres quantiques n, l et m, tandis que l’électron est caractérisé par ces trois nombres et le spin s = ± ½.

• Le nombre quantique principal n est un entier non nul, définit la couche et le volume de l’orbitale ; lorsque n augmente, le volume et l’énergie de la couche augmentent.

• Le nombre quantique secondaire l vérifie 0 ≤ l ≤ n − 1 et détermine la forme de la sous-couche, notée s, p, d ou f pour l = 0, 1, 2 ou 3.

• Le nombre quantique magnétique m vérifie −l ≤ m ≤ +l, détermine l’orientation de l’orbitale et prend 2l + 1 valeurs dans une sous-couche.

Compléments

• Lors d’une excitation électronique, l’électron passe à un niveau supérieur en recevant une énergie ΔE, puis une radiation électromagnétique est associée à l’écart d’énergie entre niveaux.

• Une orbitale s a une symétrie sphérique, tandis qu’une orbitale p présente une symétrie axiale et un plan nodal.

• Un plan nodal est une zone où la probabilité de présence de l’électron est nulle.

• La fonction d’onde Ψ n’a pas de sens physique direct, tandis que son carré Ψ² représente la probabilité de présence de l’électron dans un volume.

💡 Astuce mémo

L’orbitale est la maison probabiliste de l’électron

📖 5. Configuration des atomes polyélectroniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Configuration électronique : La configuration électronique d’un atome indique la répartition de ses électrons dans les orbitales atomiques.

★ À maîtriser

📌 Dans un atome polyélectronique, la répulsion entre électrons empêche une résolution analytique exacte de l’équation de Schrödinger ; les électrons sont alors traités approximativement comme indépendants dans des orbitales atomiques.

📌 Selon le principe d’exclusion de Pauli, deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir les quatre mêmes nombres quantiques n, l, m et s.

• Une orbitale contient au maximum deux électrons de spins opposés ; les sous-couches s, p et d peuvent donc contenir respectivement 2, 6 et 10 électrons.

• Selon la règle de Hund, les électrons occupent d’abord le maximum d’orbitales de même énergie avec des spins parallèles avant de s’apparier.

• Selon la règle de Klechkowski, les sous-couches se remplissent par énergie croissante, selon n + l croissant puis, à n + l égal, selon n croissant.

• Pour former un cation, on retire d’abord les électrons de la couche de plus grand n, notamment ceux de 4s avant ceux de 3d.

• Pour Z ≤ 30, les sous-couches 4s et 3d sont proches en énergie et les configurations de Cu et Cr sont des exceptions : Cu vaut [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ et Cr vaut [Ar] 4s¹ 3d⁵.

Compléments

• Une couche de nombre quantique principal n peut contenir au maximum $2n^2$ électrons.

• L’ordre de remplissage indiqué est 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p puis 6s.

• Les configurations exceptionnelles de Cu et Cr sont stabilisées lorsque la sous-couche d est pleine ou à moitié pleine.

📖 6. Électrons de valence et notation de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrons de valence : Les électrons de valence sont les électrons les plus énergétiques de la configuration en cours de remplissage et participent à la formation des liaisons et aux réactions chimiques.

• Notation de Lewis : La notation de Lewis représente les électrons de valence à l’état fondamental : un électron célibataire est figuré par un point et deux électrons appariés par deux points ou un doublet.

📝 Points essentiels

• Les électrons qui ne sont pas des électrons de valence sont appelés électrons de cœur.

• L’oxygène a la configuration [He] 2s² 2p⁴, avec 2 électrons de cœur et 6 électrons de valence.

• Le fer neutre a la configuration [Ar] 4s² 3d⁶ et 8 électrons de valence, tandis que Fe²⁺ a la configuration [Ar] 3d⁶ 4s⁰ et 6 électrons de valence.

• Pour le sélénium, de numéro atomique 34, la configuration [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ donne 6 électrons de valence, et non 16.

📖 7. Classification périodique et réactivité

🔑 Notions clés & Définitions

• Période : Une période est une ligne du tableau périodique regroupant les éléments ayant le même nombre quantique principal n.
• Famille chimique : Une famille chimique est une colonne du tableau périodique dont les éléments ont le même nombre d’électrons de valence, une représentation de Lewis identique et des propriétés chimiques voisines.

★ À maîtriser

• Dans la classification périodique, les éléments sont rangés par numéro atomique Z croissant, de gauche à droite puis de haut en bas.

• Les gaz rares de la dernière colonne sont très stables parce que leur couche de valence est saturée.

📌 Les métaux situés à gauche tendent à céder des électrons pour atteindre la configuration électronique du gaz rare précédent, tandis que les non-métaux situés à droite tendent à capter des électrons pour atteindre celle du gaz rare suivant.

Compléments

• La classification périodique comporte 118 éléments différents.

• Onze éléments représentent 99,9 % du corps humain, tandis que treize autres y sont présents en quantité infime.

💡 Astuce mémo

À gauche, les métaux cèdent ; à droite, les non-métaux captent

📖 8. Électronégativité et polarisation

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : L’électronégativité est une grandeur sans unité qui caractérise l’aptitude d’un élément à gagner des électrons ou à attirer la densité électronique d’une liaison.

★ À maîtriser

• Plus l’électronégativité est forte, plus l’élément conserve ses électrons, possède un potentiel d’ionisation élevé et attire les électrons de ses voisins.

Compléments

• Les valeurs numériques de l’électronégativité ne sont pas à apprendre par cœur.

💡 Astuce mémo

Électronégativité accrue → attraction renforcée des électrons voisins

📊 Tableaux de synthèse

Période et famille périodiques