Lernzettel: Chimie atomistique

📋 Plan du Cours

1. Structure et composition de l’atome
2. Numéros atomique et de masse
3. Éléments, ions et isotopes
4. Modèles électroniques et nombres quantiques
5. Règles de remplissage électronique
6. Configurations et orbitales atomiques

📖 1. Structure et composition de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Noyau atomique : Constitué de protons chargés positivement et de neutrons électriquement neutres.

★ À maîtriser

• Les électrons portent une charge négative et se trouvent autour du noyau.

📌 Un atome est électriquement neutre lorsque son nombre de protons est égal à son nombre d’électrons.

Compléments

• La masse d’un proton ou d’un neutron est environ 1836 fois celle d’un électron.

• Le rayon d’un atome est d’environ 1 Å, soit 10⁻¹ nm, tandis que le rayon du noyau est d’environ 10⁻⁵ Å.

💡 Astuce mémo

Noyau massif, électrons chimiques

📖 2. Numéros atomique et de masse

🔑 Notions clés & Définitions

• Numéro atomique : $Z$ est le nombre de protons du noyau et caractérise l’élément chimique.
• Nombre de masse : $A$ est le nombre total de nucléons, c’est-à-dire la somme des protons et des neutrons.

★ À maîtriser

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

Compléments

• Un atome ou un ion s’écrit sous la forme $^{A}_{Z}X$, où X est le symbole de l’élément, Z le numéro atomique et A le nombre de masse.

📖 3. Éléments, ions et isotopes

🔑 Notions clés & Définitions

• Ion : Un atome dont le numéro atomique Z reste inchangé tandis que le nombre d’électrons varie.
• Isotope : Un atome d’un même élément qui possède le même Z mais un nombre de masse A différent, donc un nombre de neutrons différent.

★ À maîtriser

• Un cation est un ion positif formé par perte d’un ou plusieurs électrons, tandis qu’un anion est un ion négatif formé par gain d’un ou plusieurs électrons.

• Les propriétés physiques dépendent du noyau, notamment de sa masse, tandis que les propriétés chimiques dépendent des électrons et des capacités de liaison.

Compléments

• Pour le potassium $^{39}_{19}K$ neutre, il y a 19 protons, 19 électrons et 20 neutrons.

📖 4. Modèles électroniques et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Bohr : Décrit les électrons comme circulant sur des orbites ou couches quantifiées et s’applique à l’atome d’hydrogène et aux ions hydrogénoïdes.
• Nombre quantique principal : N est un entier positif non nul qui définit la couche électronique, avec K : n = 1, L : n = 2 et M : n = 3.
• Nombre quantique secondaire : L vérifie $0\leq l\leq n-1$ et définit la sous-couche ainsi que la forme de l’orbitale atomique, avec l = 0 pour s, l = 1 pour p et l = 2 pour d.
• Nombre quantique magnétique : M est un entier compris entre −l et +l et définit l’orientation spatiale de l’orbitale atomique.
• Nombre de spin : S ne prend que les deux valeurs +½ et −½.

📝 Points essentiels

• Lorsqu’un électron passe d’une couche électronique à une autre, l’atome absorbe ou émet une énergie quantifiée.

• Le triplet (n, l, m) définit une orbitale ou case quantique pouvant contenir au maximum deux électrons de spins opposés, et une couche n contient n² orbitales et 2n² électrons au maximum.

📖 5. Règles de remplissage électronique

★ À maîtriser

• Dans un même atome, deux électrons ne peuvent pas avoir les quatre mêmes nombres quantiques ; une orbitale définie par (n, l, m) contient donc au maximum deux électrons de spins opposés.

• Les électrons occupent d’abord les orbitales de plus faible énergie, selon un ordre croissant de n + l ; à égalité de n + l, l’orbitale de plus petit n est remplie en premier.

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

• Dans une sous-couche contenant plusieurs orbitales de même énergie, notamment p ou d, les électrons occupent un maximum d’orbitales avec des spins parallèles avant de s’apparier.

Compléments

• Les configurations électroniques exceptionnelles indiquées sont celles du chrome, $^{24}Cr : [Ar]4s^{1}3d^{5}$, et du cuivre, $^{29}Cu : [Ar]4s^{1}3d^{10}$.

📖 6. Configurations et orbitales atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrons de valence : Les électrons en excès par rapport à la configuration électronique du gaz rare précédent.

★ À maîtriser

• Les configurations électroniques données sont N (Z = 7) : $1s^{2}2s^{2}2p^{3}$, Mg (Z = 12) : $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}$ et Co (Z = 27) : $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{7}$.

• Pour former un anion, on ajoute des électrons à la configuration fondamentale en respectant les règles de Pauli, de Klechkowski et de Hund.

• À partir de la quatrième période, les électrons retirés en premier appartiennent à la sous-couche dont le nombre quantique principal n est le plus élevé ; pour la première série de transition, 4s est donc vidée avant 3d.

Compléments

• Les configurations abrégées des gaz rares indiqués sont He:

  • 2 électrons
  • Ne : 10 électrons et Ar : 18 électrons
  • notées [He]
  • [Ne]
  • [Ar]

• Pour les cations des périodes 1 à 3, les électrons sont retirés de la configuration fondamentale en respectant les règles de Pauli, de Klechkowski et de Hund.

• Une orbitale atomique représente une région où la probabilité de présence de l’électron est de 95 %, et sa taille varie avec le nombre quantique principal n.

• La représentation spatiale des orbitales atomiques permet de comprendre leur recouvrement lors de la formation des orbitales moléculaires.

💡 Astuce mémo

Configuration électronique → valence, ions et recouvrement

📊 Tableaux de synthèse

Élément, ion et isotope

Notion	Z	Variation	Conséquence
Élément	Caractérise l’élément	—	Identité chimique
Ion	Inchangé	Nombre d’électrons	Charge et liaisons chimiques
Isotope	Inchangé	Nombre de neutrons donc A	Masse et propriétés physiques