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Structure de l'atome
I.
L'atome : système complexe
Il est constitué par :
Le modèle de Rutherford est donc :
Chaque élément est symbolisé par :
A : nombre de masse = nombre de
nucléons = p + n. Z : numéro atomique = nombre de
protons = nombre d’électrons. Exemples :
Des isotopes sont des éléments qui ne
différent que par leur nombre de neutrons. Pour interpréter les spectres d’émission des
atomes, il a été nécessaire d’introduire le modèle quantique ou
modèle de Bohr.
II.
LE MODELE DE BOHR
A. Présentation
A.1. Caractéristiques essentielles L’énergie d’un électron est quantifiée,
c'est à dire qu’elle ne peut prendre que certaines valeurs
déterminées, appelées également niveaux d’énergie. A chacune des valeurs possibles pour
l’énergie d’un électron correspond une
trajectoire
circulaire stable. Les changements d’énergie d’un électron ne
peuvent s’effectuer que par sauts discontinus d’un niveau à
l’autre. Ce sont des transitions, avec comme énergie
correspondante DE =
hn où h est la
constante de Planck. En absence d’une excitation extérieure,
l’électron est dans son état fondamental, le
niveau est de plus basse énergie. Sinon, il est dans un état
excité. Les développements théoriques ultérieurs
ont permis de considérer que l’état d’un électron dans un
atome est défini par 4 nombres quantiques.
A.2. Configuration électronique Les 4 nombres quantiques vont permettre
d’établir la configuration électronique d’un atome quelconque en
ne connaissant que son numéro atomique. i.
Nombre quantique principal : n Il ne peut prendre que des valeurs entières
positives. Il caractérise les différentes couches
énergétiques de l’atome, qui sont désignées par une lettre. n = 1 couche K ii. Nombre quantique secondaire : l = azimutal. Il caractérise la forme de
la trajectoire c'est à dire le type d’orbitale. iii. Nombre quantique magnétique m Il définit le nombre d’orientations du plan
de l’orbite, c'est à dire le nombre d’orbitales de chaque type Il prend des valeurs comprises entre -l et +l
Pour l = 0 m = 0 : une seule orbitale de type
s
iv. Nombre
quantique de spin l caractérise l’orientation de l’électron. Il n’a que 2 valeurs possibles :
Les 4 nombres quantiques permettent de
construire la classification périodique
Principe de Pauli Dans un atome, il ne peut y avoir plus d’un
électron décrit par un même ensemble de valeurs donné aux 4 nombres quantiques. Une case quantique contient au plus 2 e-
Par conséquent, il existe un nombre maximal
d’électrons pour chaque couche = 2n² couche K 2 e-
• des électrons (expérience de Milikan) : étude de la circulation de
gouttelettes d’huile électrisées entre les bornes d’un
condensateur.
• Noyau et nucléons : mis en évidence par l’expérience de Rutherford qui
consistait à envoyer sur une feuille d’or très mince un faisceau
de particules α émises par des
éléments radioactifs (comme le plutonium). Ces particules α ont une charge positive et une masse
égale à 4 fois la masse d’un atome d’hydrogène.
Il observa que la plupart des particules traversaient la feuille
d’or et que un petit nombre d’entre elles étaient soit fortement
déviées, soit renvoyées en arrière.
Conclusion : dans la feuille d’or, la masse est concentrée dans
des particules très éloignées les unes des autres par rapport à
leurs dimensions, et chargées positivement.
Le noyau est constitué de 2 types de particules :
• les protons :
• charge positive +e
nucléons
• masse ~ 1 dans l’échelle des masses atomiques
• les neutrons
• non chargés
• masse ~ masse du proton
Z = 6 e-
A= 12 : 6 n + 6 p.
Z = 6 e-
A = 13 : 7 n + 6 p.
n = 2 couche L
n = 3 couche M
n = 4 couche N
Il ne peut prendre que les valeurs entières comprises entre 0 et
n-1
l = 0 sous couche s
l = 1 sous couche p
l = 2 sous couche d
l = 3 sous couche f
Pour l = 1 m= -1, 0 et 1 : 3 orbitales de type p
Pour l = 2 m = -2, -1, 0, 1, 2 : 5 orbitales de type d
Pour l = 3 m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 : 7 orbitales de type f
est
la case quantique.
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 3d10 4p6
5s2 4d10 5p6
6s2 4f14 5d10 6p6
7s2 5f14 6d10 7p6
Exception : le niveau 5d se remplit
après le niveau 4f mais 5d reçoit un 1° électron par
anticipation
:
ou
:
.
couche L 8 e-
couche M 18 e-
couche N 32 e-
-
Règle de Hund
Elle précise que les électrons se placent de façon à obtenir le maximum de spin parallèles
-
Règle de Klechkowski
On remplit les différentes cases selon n+l croissant et n croissant
-
Classification périodique moderne :
Exemples :
Carbone :
numéro atomique
1s²
2s² 2p²
(règle de Hund)
Brome (halogène) : Z = 35
1s²
2s² 2p6
3s² 3p6
4s² 3d10 4p
5
| Francium : Z= 87 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10 5p6 6s² 4f14 5d10 6p6 7s1 |
Exception
: le niveau 5d se remplit après le niveau 4f mais 5d reçoit
un 1° électron par anticipation Exemples Le Lanthane : Z = 57 la couche externe est 6s² 5d1 et non : 6s² 4f1. L’Uranium Z = 92 couche externe : 7s² 6d1 5f3 et non : 7s² 5f4. |
B. Le tableau renseigne sur les propriétés des atomes
B.1. Affinité électronique Ae
C’est
l’énergie mise en jeu lorsqu’un atome capte un électron
supplémentaire
Ex :
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 : même configuration électronique que l’argon 18Ar
B.2. Energie d’ionisation Ei
C’est
l’énergie mise en jeu lorsqu’un atome cède un électron.
Ex :
: 18 e-
même configuration électronique que Cl-, Ar, Ca++
K : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p64s1
K+: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6
La formation de ces ions correspond à la facilité des atomes à fixer ou à perdre des électrons pour atteindre la configuration électronique du gaz rare le plus proche.
Ces 2 concepts ont été rassemblés pour donner la notion d’électropositivité (e+) et d’électronégativité (e-)
F est l’élément le plus électronégatif et Fr le plus électropositif
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