Atomistique 

Cette note éducative couvre la structure de l'atome, la configuration électronique et les propriétés périodiques des éléments, en mettant l'accent sur les concepts fondamentaux et les applications pratiques.

I. Constitution de l'atome

L'atome, unité de base de la matière, est composé d'un noyau central et d'électrons en orbite.

• Le noyau:
  Il est situé au centre de l'atome et regroupe la quasi-totalité de sa masse. Il est constitué de nucléons:

  • Les protons: particules chargées positivement (charge ``, où `` est la charge élémentaire).

  • Les neutrons: particules électriquement neutres.

• Les électrons:
  Ce sont des particules subatomiques chargées négativement (charge ``). Leur masse est négligeable par rapport à celle des nucléons, d'où l'affirmation que la masse de l'atome est principalement celle

de son noyau.

II. Caractéristiques du noyau

1) Notation

Un noyau atomique est représenté par la notation ``, où:

• A est le nombre de masse, représentant le nombre total de nucléons (protons + neutrons).

• Z est le numéro atomique, indiquant le nombre de protons. C'est le numéro atomique qui définit l'élément chimique.

• X est le symbole chimique de l'élément.

Le nombre de neutrons (N) peut être calculé par la formule ``. Dans un atome neutre, le nombre d'électrons est égal au nombre de protons (Z). Pour les ions, le nombre d'électrons diffère de Z.

2) L'élément

Le numéro atomique Z caractérise un élément chimique. Que l'élément soit sous forme d'atome (neutre) ou d'ion (chargé), son Z reste inchangé.

3) Les isotopes

Les isotopes sont des atomes du même élément (donc même Z) qui possèdent un nombre de neutrons différent (et par conséquent un nombre de masse A différent). Ils partagent les mêmes propriétés chimiques mais diffèrent par leurs propriétés physiques.

III. Masses atomiques

1) Unité de masse atomique (u.m.a ou u)

La masse des atomes est exprimée en unité de masse atomique (u.m.a). Par définition, 1 u.m.a équivaut à 1/12 de la masse d'un atome de Carbone 12 ().

1 u.m.a = masse d'un atome de / 12

2) La Mole et le Nombre d'Avogadro

Une mole est la quantité de matière contenant autant d'entités élémentaires (atomes, molécules, ions, etc.) qu'il y a d'atomes dans 12 grammes de carbone 12.

• Le nombre d'Avogadro (N ou ``) est la constante qui relie la quantité de matière (en moles) au nombre de particules. Sa valeur est d'environ ``.

• Ainsi, un atome de pèse 12 u.m.a, et une mole d'atomes de pèse 12 grammes.

IV. Structure électronique de l'atome

1) Modèle atomique en mécanique quantique

Les propriétés chimiques des atomes sont principalement déterminées par le comportement de leurs électrons. Selon la théorie de De Broglie, l'électron possède une dualité onde-particule. Ce modèle ondulatoire conduit à la notion d'orbitale atomique.

• Une orbitale atomique (OA) représente une région de l'espace où la probabilité de trouver un électron est maximale. Elle est décrite par une fonction d'onde ``.

• Un électron dans un atome est entièrement caractérisé par quatre nombres quantiques: n, l, m et s.

2) Solutions de l'équation de Schrödinger

L'équation de Schrödinger, résolue pour l'atome d'hydrogène, fournit des solutions qui correspondent aux fonctions d'onde `` et aux valeurs des nombres quantiques:

• n (nombre quantique principal):

  • Définit le niveau d'énergie de l'électron et la couche électronique.

  • Do

it être un entier strictement positif (``).

• l (nombre quantique secondaire ou azimutal):

  • Définit la forme de l'orbitale (s, p, d, f...).

  • Peut prendre des valeurs entières de 0 à ``.

  Nomenclature des orbitales selon l:

  • ``: Orbitale s (sphérique)

  • ``: Orbitale p (en forme d'haltère, deux lobes opposés)

  • ``: Orbitale d (formes plus complexes)

  • ``: Orbitale f (formes encore plus complexes)

• m (nombre quantique magnétique):

  • Définit l'orientation de l'orbitale atomique dans l'espace.

  • Peut prendre des valeurs entières de `` à ``.

  • Le nombre de valeurs possibles de m pour une valeur de l donnée est ``, ce qui correspond au nombre d'orbitales disponibles pour une sous-couche donnée.

• s (nombre quantique de spin):

  • Décrit le spin intrinsèque de l'électron (propriété quantique).

  • Peut prendre deux valeurs: `` ou ``.

3) Récapitulatif des nombres quantiques et orbitales

4) Règles de remplissage des orbitales atomiques

Le placement des électrons dans les orbitales suit des règles strictes pour atteindre l'état de plus basse énergie possible pour l'atome.

a) Ordre énergétique et règle de Klechkowski

Les électrons occupent en premier lieu les orbitales de plus basse énergie. L'ordre de remplissage des sous-couches n'est pas toujours celui du nombre quantique principal n. La règle de Klechkowski (ou règle de ``) permet de déterminer cet ordre:

• Les orbitales se remplissent par ordre croissant de la valeur ``.

• Si deux sous-couches ont la même valeur de ``, l'orbitale dont le n est le plus petit est remplie en premier.

Exemple: Pour la 4s, ``. Pour la 3d, ``. La 4s est donc remplie avant la 3d.

Attention: Lors de l'écriture de la configuration électronique, les orbitales sont classées par n croissant, même si l'ordre de remplissage est

différent. Par exemple, après remplissage, on écrira `...3d 4s...`.

b) Les trois règles de remplissage

1. Principe de stabilité (ou de l'Aufbau):

   • Les électrons occupent les orbitales disponibles par ordre croissant d'énergie.

2. Principe d'exclusion de Pauli:

   • Deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir les mêmes quatre nombres quantiques (n, l, m, s).

   • Conséquence: Une seule orbitale (définie par n, l, m) peut contenir un maximum de deux électrons, et ces deux électrons doivent avoir des spins opposés (`` et ``).

3. Règle de Hund (de multiplicité maximale):

   • Lorsque des électrons remplissent des orbitales de même énergie (dégénérées, comme les orbitales 2p ou 3d), ils se placent d'abord individuellement dans chaque orbitale avec des spins parallèles, avant de s'apparier. Cela maximise la stabilité de l'atome en minimisant la répulsion inter-électronique.

c) Électrons de valence

Les électrons de valence sont les électrons de la couche externe (le n le plus élevé) plus ceux de la sous-couche en cours de remplissage, s'il y en a une. Ce sont ces électrons qui sont impliqués dans les liaisons chimiques et qui déterminent les propriétés chimiques de l'atome. Ils sont utilisés dans la représentation de Lewis des atomes.

5) Configuration électronique des ions

a) Pour les anions (ions chargés négativement)

Un anion est formé lorsqu'un atome gagne un ou plusieurs électrons. Ces électrons supplémentaires sont ajoutés à la configuration électronique de l'atome neutre, en respectant les règles de remplissage (stabilité, Pauli, Hund).

b) Pour les cations (ions chargés positivement)

Un cation est formé lorsqu'un atome perd un ou plusieurs électrons. Ces électrons sont retirés de la configuration électronique de l'atome neutre. L'enlèvement se fait toujours à partir des orbitales ayant le n le plus grand en premier, puis de celles ayant le n inférieur.

Exemple: Pour un élément du bloc d comme le Fer (Fe), la sous-couche 4s est remplie avant la 3d. Cependant, lors de la formation d'un ion Fe²⁺, les deux électrons sont retirés de la 4s, et non de la 3d.

6) Exceptions notables aux règles de remplissage

Certains éléments présentent des configurations électroniques différentes de celles prédites par les règles standards, en raison d'une stabilité accrue pour des sous-couches complètement remplies ou à moitié remplies.

• Chrome (Cr, Z=24): `` (au lieu de ``) pour avoir des sous-couches 3d et 4s à moitié remplies.

• Cuivre (Cu, Z=29): `` (au lieu de ``) pour avoir une sous-couche 3d pleine.

• Molybdène (Mo, Z=42): ``.

• Argent (Ag, Z=47): `$1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6 3\text{s}^</p></li></ul><p style="text-align: left;"></p><p style="text-align: left;">2 3\text{p}^6 3\text{d}^{10} 4\text{s}^2 4\text{p}^6 4\text{d}^{10} 5\text{s}^1$`.

  V. La classification périodique des éléments

  Le tableau périodique est une organisation des éléments chimiques ordonnés par numéro atomique Z croissant. Il reflète les propriétés chimiques récurrentes des éléments.

  1) Organisation

  • Les 7 lignes horizontales sont appelées périodes. Une période correspond au nombre quantique principal n de la couche électronique la plus externe occupée par les électrons.

  • Les 18 colonnes verticales sont appelées groupes ou familles chimiques. Les éléments d'un même groupe ont des propriétés chimiques similaires car ils possèdent le même nombre d'électrons de valence et une configuration électronique externe comparable.

  2) Principaux groupes et blocs

  • 1^ère colonne (Groupe 1): Les métaux alcalins (sauf l'hydrogène).

    • Configuration de valence: ``. (Ex: Lithium ``, Sodium ``)

  • 2^ème colonne (Groupe 2): Les métaux alcalino-terreux.

    • Configuration de valence: ``. (Ex: Béryllium ``, Magnésium ``)

  • Le bloc d (Groupes 3 à 12): représente les éléments de transition. Ces éléments ont des orbitales d en cours de remplissage et sont connus pour leurs propriétés métalliques variées, leurs couleurs et leur capacité à former des ions de différentes charges.

  • 17^ème colonne (Groupe 17): Les halogènes.

    • Configuration de valence: ``. (Ex: Fluor ``, Chlore ``)

  • 18^ème colonne (Groupe 18): Les gaz nobles (ou gaz rares).

    • Configuration de valence: `` (sauf l'hélium ``). Cette configuration "octet" confère une grande stabilité chimique à ces éléments.

  3) Tendances périodiques des propriétés atomiques

  Plusieurs propriétés des atomes varient de manière régulière à travers le tableau périodique.

  • Rayon atomique (RA):

    • Augmente de droite à gauche le long d'une période (car la charge nucléaire effective diminue et les électrons de valence sont moins attirés).

    • Augmente de haut en bas le long d'un groupe (car le nombre de couches électroniques augmente).

  • Énergie d'ionisation (EI):

    • C'est l'énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome gazeux à l'état fondamental.

    • Augmente de gauche à droite le long d'une période (car la charge nucléaire effective augmente, rendant l'électron plus difficile à retirer).

    • Augmente de bas en haut le long d'un groupe (car les électrons de valence sont plus proches du noyau et donc plus fortement attirés).

    • C'est l'inverse de la tendance du rayon atomique.

  • Électronégativité (EN):

    • C'est la capacité d'un atome à attirer des électrons dans une liaison chimique.

    • Augmente de gauche à droite le long d'une période (car la charge nucléaire effective et l'attraction pour les électrons augmentent).

    • Augmente de bas en haut le long d'un groupe (car le noyau est plus proche des électrons de liaison).

    • Le Fluor (F) est l'élément le plus électronégatif du tableau périodique.

  VI. Points clés

  • L'atome est composé d'un noyau dense (protons et neutrons) et d'électrons légers en orbite.

  • Les électrons sont caractérisés par quatre nombres quantiques (n, l, m, s) qui définissent leur état et leur position dans les orbitales.

  • Le remplissage des orbitales atomiques suit les principes de stabilité, d'exclusion de Pauli et la règle de Hund.

  • La classification périodique organise les éléments par propriétés récurrentes liées à leur configuration électronique de valence.

  • Les tendances périodiques comme le rayon atomique, l'énergie

  d'ionisation et l'électronégativité sont essentielles pour comprendre les réactivités chimiques.

  • Les configurations électroniques des ions diffèrent de celles des atomes neutres par l'ajout ou le retrait d'électrons selon des règles spécifiques.