Structure atomique et modèles quantiques

Atomistique – Les Fondamentaux de la Chimie

Ce cours aborde les concepts fondamentaux de l'atomistique, essentiels pour comprendre la structure de la matière en chimie et en médecine. Il couvre la structure de l'atome, les modèles atomiques historiques, le rayonnement électromagnétique, et la description quantique de l'électron.

L'Atome et ses Constituants

L'atome est l'unité de base de la matière, électriquement neutre.

• Taille : Environ $1 \text{ Angstrom} (10^{-10} \text{ m})$.
• Composition : Il n'est pas une entité unique mais composé d'un noyau et d'un nuage électronique.

Le Noyau Atomique

• Taille : Environ $10^{-14} \text{ m}$.
• Composition : Contient des nucléons (protons et neutrons).
• Masse : Concentre 99,75% de la masse de l'atome.

Les Particules Subatomiques

Les caractéristiques principales des constituants de l'atome sont les suivantes :

• Charge élémentaire (e) : $1,6 \times 10^{-19} \text{ C}$.
• Unité de masse atomique (u) : $1,66055 \times 10^{-27} \text{ kg}$.

Représentation d'un Atome

Un atome est représenté par : $^A_Z X$

• X : Symbole chimique de l'élément.
• Z : Numéro atomique, représente le nombre de protons et la charge du noyau. Il caractérise l'élément.
• A : Nombre de masse, représente le nombre total de nucléons (protons + neutrons) dans le noyau.
• Le nombre de neutrons est $N = A - Z$.

Les Ions et les Molécules

• Ion : Atome ayant perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Il porte une charge électrique $q$.
  • Cation : Ion positif (perte d'électrons).
  • Anion : Ion négatif (gain d'électrons).
• Molécule : Assemblage électriquement neutre d'atomes ou d'ions.

Évolution des Théories Atomiques

La compréhension de l'atome a évolué au fil des siècles :

1. Démocrite (V^e siècle av. J.-C.) : Matière constituée de particules indivisibles.
2. Dalton (1803) : Atomes indivisibles, composés comme combinaisons d'atomes.
   • Point positif : Différents types de matière = différents types d'atomes.
   • Point négatif : Atome considéré comme une entité unique.
3. Thomson (1904) : Modèle du "plum pudding". Atome = sphère positive avec électrons négatifs incorporés.
   • Point positif : Introduction des électrons.
   • Point négatif : Pas de noyau.
4. Rutherford (1911) : Expérience de la feuille d'or. Atome = noyau positif central et électrons en mouvement autour.
   • Point positif : Introduction du noyau chargé positivement.
   • Point négatif : N'explique pas pourquoi les électrons ne s'écrasent pas sur le noyau.
5. Bohr (1913) : Modèle planétaire. Électrons en orbites circulaires définies.
   • Point positif : Explique les spectres d'émission atomique.
   • Point négatif : Les électrons devraient irradier de l'énergie et s'effondrer.
6. Schrödinger (1926) : Modèle quantique. Électron comme nuage de probabilité (fonction d'onde $\Psi$).
   • Précision : L'emplacement de l'électron n'est pas précis, mais sa probabilité de présence est définie dans des orbitales atomiques.

Rayonnement Électromagnétique et Quantum

L'étude de l'interaction lumière-matière est cruciale en atomistique.

Le Spectre de Raies

• Chaque atome émet et absorbe des rayonnements électromagnétiques à des longueurs d'ondes spécifiques.
• Un spectre de raies est discontinu et caractéristique de chaque élément, agissant comme une "empreinte digitale".

Nature de la Lumière

• Modèle ondulatoire : La lumière se propage sous forme d'une onde électromagnétique (champ électrique et magnétique orthogonaux), caractérisée par une longueur d'onde ($\lambda$).
• Modèle particulaire (Photon) : La lumière est un flux de photons (quanta d'énergie). Un photon n'a ni charge ni masse et son énergie $E$ est émise ou absorbée par paquets.

Formule de Planck

Elle relie l'énergie d'un photon à sa fréquence ou sa longueur d'onde.

• $E$ : Énergie du photon (en Joules, J).
• $h$ : Constante de Planck ($6,624 \times 10^{-34} \text{ J.s}$).
• $\nu$ : Fréquence de l'onde (en Hertz, Hz).
• $c$ : Vitesse de la lumière dans le vide ($3 \times 10^8 \text{ m/s}$).
• $\lambda$ : Longueur d'onde (en mètres, m).
• $\tilde{\nu}$ : Nombre d'onde ($1/\lambda$).

Le Modèle de Bohr

Le modèle de Bohr, bien que dépassé pour les atomes complexes, est une étape clé pour comprendre la quantification de l'énergie des électrons.

Principes

• Le modèle de Bohr décrit un noyau central et des électrons en orbites circulaires.
• L'énergie des électrons est quantifiée, c'est-à-dire qu'elle ne peut prendre que des valeurs discrètes.
• À l'état fondamental, l'atome est stable et les électrons occupent les niveaux d'énergie les plus bas.

Forces Agissant sur l'Électron (dans son modèle)

• Force électrostatique (de Coulomb) : Attraction de l'électron vers le noyau. $F_{Coulomb} = \frac{1}{4\pi\varepsilon_0} \frac{e^2}{r^2}$.
• Force centrifuge : Due au mouvement de l'électron, elle compense la force de Coulomb. $F_{centrifuge} = \frac{m_e v^2}{r}$.
• L'équilibre de ces forces permet à l'électron de rester en orbite sans s'écraser.

Postulats de Bohr

• Les électrons se déplacent sur des orbites circulaires spécifiques appelées "états stationnaires", chacune associée à une énergie définie.
• Le passage d'un électron d'un état stationnaire à un autre implique un échange d'énergie (absorption ou émission d'un photon).

Absorption et Émission de Photons

• État fondamental : L'atome est stable, ses électrons occupent les couches d'énergie les plus basses (K, L, M...).
• Absorption : Lorsqu'un atome reçoit un photon d'énergie adéquate ($E_{photon} = E_m - E_l$), un électron peut passer à une couche d'énergie supérieure. L'atome est alors à l'état excité.
• Émission : Un atome excité cherche à revenir à son état fondamental en émettant un photon dont l'énergie correspond à la différence d'énergie entre les couches. Si la $\lambda$ est dans le visible, il y a émission de lumière.

Diagramme Énergétique de Bohr

• Le diagramme montre les niveaux d'énergie discrets ($E_n$) que les électrons peuvent occuper.
• L'énergie est négative et tend vers 0 (électron à l'infini ou ionisé) quand $n \to \infty$.

L'Atome d'Hydrogène

L'atome le plus simple ($Z=1, A=1$) sert de référence pour le modèle de Bohr. Composé d'un proton (noyau) et d'un électron.

Énergie de l'Électron dans l'Atome d'Hydrogène

L'énergie totale de l'électron est la somme de son énergie cinétique et de son énergie potentielle électrostatique.

En utilisant l'équilibre des forces et d'autres hypothèses quantiques, l'énergie de l'électron pour une couche $n$ est donnée par :

Où $E_0$ est l'énergie d'ionisation de l'atome d'hydrogène (énergie nécessaire pour arracher l'électron).

• $E_0 = 2,18 \times 10^{-18} \text{ J}$ ou $13,6 \text{ eV}$.
• Ainsi, $E_n = -\frac{2,18 \times 10^{-18}}{n^2} \text{ Joules} = -\frac{13,6}{n^2} \text{ eV}$.

Le rayon de l'orbite $r_n$ est aussi quantifié :

Où $a_0$ est le rayon de Bohr ($0,529 \text{ Å}$).

Séries Spectrales de l'Hydrogène

Les transitions électroniques entre niveaux d'énergie donnent lieu à des émissions de photons à des longueurs d'onde spécifiques, formant des séries spectrales :

• Série de Lyman : Transitions vers $n=1$ (ultraviolet).
• Série de Balmer : Transitions vers $n=2$ (visible). C'est pourquoi seules 4 bandes sont visibles pour l'hydrogène.
• Série de Paschen : Transitions vers $n=3$ (infrarouge).

La formule de Balmer-Rydberg permet de calculer le nombre d'onde ($\tilde{\nu}$) ou la longueur d'onde ($\lambda$) des transitions :

• $R_H$ est la constante de Rydberg ($1,1 \times 10^7 \text{ m}^{-1}$).
• $n_1$ est le niveau d'arrivée de l'électron.
• $n_2$ est le niveau de départ de l'électron ($n_2 > n_1$).

Les Hydrogénoïdes

Ce sont des ions monoatomiques qui ne possèdent qu'un seul électron, mais un noyau plus complexe (contient Z protons). Exemple : $\text{He}^+, \text{Li}^{2+}$.

Les formules pour l'énergie et le rayon sont modifiées pour prendre en compte la charge nucléaire $Z$ :

La formule de Rydberg devient :

Où $R_{\text{H-oïde}}$ est très proche de $R_H$.

Atomes Polyélectroniques (Modèle de Schrödinger)

Pour les atomes ayant plusieurs électrons, le modèle de Bohr est insuffisant à cause des interactions de répulsion électron-électron. Le modèle de Schrödinger, basé sur la mécanique quantique, est plus précis.

Principes du Modèle de Schrödinger

• L'électron est décrit par une fonction d'onde ($\Psi$), représentée comme une onde et une particule.
• $\Psi^2$ représente la probabilité de trouver l'électron dans un certain volume autour du noyau. Les zones de forte probabilité sont appelées orbitales atomiques (OA).
• Les OA sont les solutions de l'équation de Schrödinger et sont définies par quatre nombres quantiques.

Les Nombres Quantiques

Chaque électron dans un atome est caractérisé par un quadruplet de nombres quantiques uniques.

1. Nombre quantique principal (n) :
   • Définit le niveau d'énergie (couche électronique : K, L, M, N, O, P...).
   • Entier positif : $n \ge 1$.
   • Plus $n$ est grand, plus l'énergie est élevée et plus l'orbite est éloignée du noyau.
2. Nombre quantique secondaire ou azimutal (l) :
   • Définit la forme de l'orbitale atomique (sous-couche : s, p, d, f...).
   • Valeurs possibles : $0 \le l \le n-1$.
   • $l=0 \rightarrow$ orbitale s (sphérique)
   • $l=1 \rightarrow$ orbitale p (haltère)
   • $l=2 \rightarrow$ orbitale d (formes complexes)
   • $l=3 \rightarrow$ orbitale f
3. Nombre quantique magnétique (m_l) :
   • Définit l'orientation spatiale de l'orbitale.
   • Valeurs possibles : $-l \le m_l \le +l$.
   • Pour chaque $l$, il y a $2l+1$ valeurs de $m_l$, c'est-à-dire $2l+1$ orbitales pour une sous-couche donnée.
   • Le triplet $(n, l, m_l)$ définit une orbitale atomique spécifique.
4. Nombre quantique de spin (m_s ou s) :
   • Définit le sens de rotation de l'électron sur lui-même (spin).
   • Valeurs possibles : $s = +\frac{1}{2}$ ou $s = -\frac{1}{2}$.
   • Un quadruplet $(n, l, m_l, s)$ caractérise l'état quantique complet d'un électron.

Orbitales Atomiques et Dégénérescence

• Une orbitale est dite dégénérée si plusieurs orbitales atomiques (avec des nombres quantiques différents) ont la même énergie.
• Pour l'atome d'hydrogène (un seul électron), toutes les orbitales d'une même couche $n$ sont dégénérées (même énergie).
• Pour les atomes polyélectroniques, les interactions électron-électron lèvent la dégénérescence, et les énergies des orbitales dépendent de $n$ et de $l$.

Remplissage des Orbitales Atomiques (Configuration Électronique)

La configuration électronique décrit la répartition des électrons dans les différentes orbitales atomiques d'un atome. Trois règles fondamentales la régissent.

Représentation de la Configuration Électronique

• Notation spectrale (ex: $1s^2 2s^2 2p^4$) : Le chiffre indique $n$, la lettre indique $l$, et l'exposant indique le nombre d'électrons dans cette orbitale.
• Cases quantiques : Chaque case représente une orbitale atomique :
  • Une case peut contenir au maximum deux électrons.
  • Un électron est représenté par une demi-flèche (spin).

Principes de Remplissage

1. Principe d'exclusion de Pauli :
   • Deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir les quatre nombres quantiques identiques (n, l, m_l, m_s).
   • Dans une même orbitale, il ne peut y avoir que deux électrons, et leurs spins doivent être opposés (un $\uparrow$ et un $\downarrow$).
2. Règle de Hund :
   • Pour les orbitales dégénérées (même énergie, comme les 3 orbitales p), les électrons occupent d'abord chaque orbitale individuellement avec des spins parallèles avant de s'apparier.
   • Ceci minimise la répulsion électronique et maximise la stabilité de l'atome.
3. Règle de Klechkowski :
   • Les électrons remplissent les orbitales par ordre croissant d'énergie. L'ordre est généralement déterminé par la somme $(n+l)$. Si $(n+l)$ est égal, l'orbitale avec le plus petit $n$ est remplie en premier.
   • L'ordre typique est : $1s \rightarrow 2s \rightarrow 2p \rightarrow 3s \rightarrow 3p \rightarrow 4s \rightarrow 3d \rightarrow 4p \rightarrow 5s \rightarrow 4d \rightarrow 5p \rightarrow 6s \rightarrow 4f \rightarrow 5d \rightarrow 6p \rightarrow 7s \dots$

Exemples

• Oxygène (Z=8) : A 8 électrons.
  • Configuration : $1s^2 2s^2 2p^4$.
  • Cases quantiques : $1s (\uparrow\downarrow)$, $2s (\uparrow\downarrow)$, $2p (\uparrow\downarrow, \uparrow, \uparrow)$.
  • Pour $O^{2-}$ (10 électrons), il a la configuration du Néon [Ne] : $1s^2 2s^2 2p^6$.
• Titane (Z=22) : A 22 électrons.
  • Configuration : $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^2$.
  • Peut être noté : $[\text{Ar}]4s^2 3d^2$ (où [Ar] est la configuration de l'Argon).

Exceptions aux Règles de Remplissage (Règle de stabilité des sous-couches d et f)

Les atomes cherchent à atteindre une configuration électronique plus stable, souvent caractérisée par des sous-couches à moitié remplies ou entièrement remplies.

• Chrome (Z=24) :
  • Prévu par Klechkowski : $[\text{Ar}]4s^2 3d^4$.
  • Configuration réelle et plus stable : $[\text{Ar}]4s^1 3d^5$ (la sous-couche $3d$ est à moitié remplie, ce qui est plus stable). Un électron de $4s$ "saute" vers $3d$.
• Cuivre (Z=29) :
  • Prévu par Klechkowski : $[\text{Ar}]4s^2 3d^9$.
  • Configuration réelle et plus stable : $[\text{Ar}]4s^1 3d^{10}$ (la sous-couche $3d$ est entièrement remplie, ce qui est très stable). Un électron de $4s$ "saute" vers $3d$.

Points Clés à Retenir

• L'atome est constitué d'un noyau (protons, neutrons) et d'un nuage électronique.
• Le numéro atomique (Z) définit l'identité chimique de l'atome.
• Le nombre de masse (A) est la somme des protons et des neutrons.
• Les isotopes ont le même Z mais des A différents (nombre de neutrons différent).
• L'énergie est quantifiée, les électrons occupent des niveaux d'énergie discrets.
• L'absorption/émission de photons correspond à des transitions électroniques entre ces niveaux.
• Le modèle de Bohr explique les spectres de raies de l'hydrogène et des hydrogénoïdes.
• Le modèle de Schrödinger utilise des orbitales atomiques définies par 4 nombres quantiques (n, l, m_l, m_s) pour décrire la probabilité de présence des électrons.
• Le remplissage des orbitales suit les règles de Pauli, Hund et Klechkowski, avec quelques exceptions pour la stabilité (sous-couches d et f).
• Savoir écrire une configuration électronique et identifier les exceptions est crucial.

Atomistique : Les Fondamentaux pour la Chimie en Médecine

Cette fiche récapitule les notions clés de l'atomistique, indispensables pour les concours et la réussite des exercices en chimie.

L'Atome : Structure et Constituants

• Définition : L'atome est constitué d'un noyau central et d'un nuage électronique. Il est neutre (charge nulle).

• Taille : Environ 1 Å (10^-10 m).

Le Noyau

• Taille : Environ 10^-14 m.

• Composition :

  • Protons : Particules chargées positivement (+e).

  • Neutrons : Particules neutres.

• Masse : Représente 99,9% de la masse de l'atome.

Représentation d'un Atome

• X : Symbole chimique de l'élément.

• Z (Numéro atomique) :

  • Représente le nombre de protons.

  • Caractéristique de l'élément chimique. Si Z change, l'élément change.

  • Correspond au nombre d'électrons dans un atome neutre.

• A (Nombre de masse) :

  • Représente le nombre de nucléons (protons + neutrons).

  • Nombre de neutrons = A - Z.

Les Particules Fondamentales

Unités
e (charge élémentaire) = C
u (unité de masse atomique) = kg

Ions

• Définition : Atome ayant perdu ou gagné un(des) électron(s). (La charge du noyau Z ne change pas !)

• Anions : Ions négatifs atome a gagné des électrons. Ex: (8p, 10e).

• Cations : Ions positifs atome a per

du des électrons. Ex: (11p, 10e).

Évolution des Modèles Atomiques

L'atome a été conceptualisé de différentes manières au fil du temps:

• Démocrite (V av. JC) : Matière = petites particules invisibles (LEGO).

• Dalton (1803) : Atome indivisible, composés = combinaisons d'atomes. Positif: différents atomes pour différents matériaux. Négatif: atome = entité unique.

• Thomson (1904, "Plum Pudding") : Atome = sphère positive avec électrons incorporés. Positif: introduit les électrons. Négatif: pas de notion de noyau.

• Rutherford (1911, Expérience de la feuille d'or) : Électrons en mouvement autour d'un noyau positif compact. Positif: introduit le noyau. Négatif: pas d'explication du mouvement des électrons (devraient s'écraser).

• Bohr (1913, Modèle planétaire) : Électrons en orbites circulaires quantifiées autour du noyau. Positif: explique le spectre d'émission. Négatif: électrons devraient s'écraser sur le noyau.

• Schrödinger (1926, Modèle quantique) : Modèle le plus précis. Électrons = nuage de probabilité, pas d'orbites précises. Développé avec la physique quantique.

Rayonnement Électromagnétique

• Spectre de raies : Chaque atome émet et absorbe une lumière à des longueurs d'ondes spécifiques. C'est sa "signature".

• La Lumière :

  • Modèle ondulatoire : Ondes électromagnétiques (champ électrique + magnétique). Définie par une longueur d'onde ().

  • Modèle particulaire (Photon) : Flux de quanta d'énergie. Photon = sans masse ni charge. Définie par une énergie E.

• Formule de Planck :

  • h : constante de Planck ( J.s).

  • c : vitesse de la lumière ( m/s).

  • : longueur d'onde (en mètres).

  • : nombre d'onde ().

Modèle de Bohr et ses Postulats

• Énergie des électrons : Quantifiée (ne prend que certaines valeurs).

• Dans l'état fondamental, les électrons sont sur le niveau d'énergie le plus bas.

• Forces sur l'électron :

  • Force électrostatique (de Coulomb) : attraction vers le noyau.

  • Force centrifuge : compense la force électrostatique, empêchant l'électron de s'écraser.

• Postulats de Bohr :

  1. L'électron se déplace sur des orbites circulaires appelées "états stationnaires".

  2. À chaque état stationnaire est associée une énergie spécifique. L'électron ne rayonne pas d'énergie tant qu'il reste sur cette orbite.

  3. Un changement d'orbite (transition) nécessite un échange d'énergie (absorption ou émission d'un photon).

Absorption et Émission de Photons

• État fondamental : Électrons sur les couches de plus basse énergie (K, L, M...).

• Absorption d'un photon :

  • Atome reçoit de l'énergie (photon).

  • Si , l'électron passe à une couche d'énergie supérieure.

  • L'atome est à l'état excité.

• Émission d'un photon :

  • Atome excité cherche à revenir à l'état fondamental (stabilité).

  • L'électron retourne à une couche d'énergie inférieure, émettant un photon.

  • Si est dans le visible, il y a émission de lumière.

L'Atome d'Hydrogène (Cas Simplifié)

• L'élément le plus simple : 1 proton, 1 électron (neutre).

• Énergie de l'électron (selon Bohr) : , où eV (énergie d'ionisation de H

).

• Diagramme énergétique : Niveaux d'énergie négatifs qui se rapprochent (convergent vers 0) quand n augmente.

  • n=1 : État fondamental.

  • n=2, 3... : États excités.

  • E=0 : Électron arraché (atome ionisé ).

• Formule de Balmer (pour les transitions) :

  • : Constante de Rydberg ( m⁻¹).

  • Séries spectrales :

    • Lyman () : Transitions vers l'état fondamental (UV).

    • Balmer () : Transitions vers le premier état excité (visible, 4 raides caractéristiques).

    • Paschen () : Transitions vers le deuxième état excité (IR).

Hydrogénoïdes

• Définition : Ions monoatomiques avec un seul électron mais un noyau plus complexe (contient Z protons). Toujours des cations. Ex: , .

• Formules adaptées (avec Z le numéro atomique) :

Atomes Polyélectroniques (Modèle de Schrödinger)

• Le modèle de Bohr est insuffisant pour ces atomes (interactions électron-électron).

• Modèle de Schrödinger : L'électron est décrit par une fonction d'onde ().

• : la probabilité de trouver l'électron dans un espace donné.

• Les zones à forte probabilité ( élevée) sont appelées orbitales atomiques (OA).

• Les électrons sont caractérisés par 4 Nombres Quantiques : n, l, m, m.

Les Nombres Quantiques

Chaque électron dans un atome possède un "code d'adresse" unique défini par 4 nombres quantiques:

1. Nombre quantique principal (n) :

   • Définit le niveau d'énergie général et la taille de l'orbitale.

   • Entier .

   • Couches : K(n=1), L(n=2), M(n=3), N(n=4)...

2. Nombre quantique secondaire ou azimutal (l) :

   • Définit la forme de l'orbitale (sous-couche).

   • Valeurs possibles : .

   • Types d'orbitales : s (l=0, sphérique), p (l=1, bilobée), d (l=2, plus complexes), f (l=3)...

3. Nombre quantique magnétique (m) :

   • Définit l'orientation spatiale de l'orbitale.

   • Valeurs possibles : .

   • Nombre d'orbitales par sous-couche : .

   • Ex: Pour l=1 (p), (3 orbitales ).

4. Nombre quantique de spin (m) :

   • Définit le sens de rotation propre de l'électron.

   • Deux valeurs possibles : (↑) ou (↓).

Triplet (n, l, m) : Définit une orbitale atomique.
Quadruplet (n, l, m, m) : Caractérise l'état quantique d'un électron.

Orbitales Atomiques (OA)

• Orbitales s (l=0) : Forme sphérique. Plus n est grand, plus la sphère est grande.

• Orbitales p (l=1) : Forme

bilobée (haltère). Trois orbitales () orientées selon les axes.

• Orbitales d (l=2) : Formes plus complexes (5 orbitales).

Remplissage des Orbitales Atomiques et Configuration Électronique

• Dans les atomes polyélectroniques, les interactions électron-électron "lèvent la dégénérescence" : les OA d'un même niveau n'ont plus la même énergie.

Règles de Remplissage

1. Principe d'exclusion de Pauli : Deux électrons ne peuvent avoir les 4 mêmes nombres quantiques. Une OA ne peut contenir que deux électrons, chacun avec un spin opposé (↑↓).

2. Règle de Hund (maximisation du spin) : Pour les sous-couches dégénérées (p, d, f...), les électrons se répartissent d'abord en occupant chaque OA individuellement avec des spins parallèles (↑) avant d'apparier (↑↓). Cela favorise la stabilité.

3. Règle de Klechkowski : Détermine l'ordre de remplissage des OA par énergie croissante. (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p...). Se visualiser avec le diagramme des flèches.

Notation de la Configuration Électronique

Ex: (Oxygène, Z=8)

• Chiffre (ex: 2) : Nombre quantique principal (n).

• Lettre (ex: p) : Type d'orbitale (l).

• Exposant (ex: 4) : Nombre d'électrons dans cette orbitale/sous-couche.

Avec les cases quantiques : Chaque case représente une OA. Les électrons sont des flèches.

Exceptions à la Règle de Klechkowski (Stabilité)

La stabilité est maximale pour les sous-couches totalement pleines ou à moitié pleines.

• Chrome (Cr, Z=24) : Configuration attendue: . Configuration réelle: . Un électron du 4s passe en 3d pour semi-remplir la sous-couche 3d (), ce qui est plus stable.

• Cuivre (Cu, Z=29) : Configuration attendue: . Configuration réelle: . Un électron du 4s passe en 3d pour remplir complètement la sous-couche 3d (), ce qui est plus stable.

Tableau Périodique

• Organisé selon le numéro atomique Z croissant.

• Les éléments d'une même colonne (famille) ont le même nombre d'électrons de valence et des propriétés chimiques similaires.

• Les éléments d'une même ligne (période) ont le même nombre de couches électroniques occupées par des électrons.

Points Clés pour les Exercices et le Concours

• Maîtriser les définitions de proton, neutron, électron, isotope, ion (anion/cation).

• Savoir représenter un atome () et calculer le nombre de neutrons.

• Comprendre les concepts d'absorption et d'émission d'énergie et leur lien avec les niveaux électroniques.

• Connaître les 4 nombres quantiques, leurs valeurs possibles et ce qu'ils définissent.

• Appliquer les règles de Pauli, Hund, et Klechkowski pour établir la configuration électronique des atomes et ions.

• Identifier et expliquer les exceptions (Cr, Cu) à la règle de Klechkowski.

• Calculer l'énergie ou la longueur d'onde des transitions pour l'hydrogène et les hydrogénoïdes.