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ATOMISTIQUE
I/ Les constituants de l’atome.
x
A : nombre de masse (N+Z).
Z : numéro atomique, nombre de protons.
q : nombre d’e-.
N : nombre de neutrons.
Un élément est caractérisé par son numéro atomique ou son nom (ex : C=6).
Un isotope est un atome dont le nombre de masse est différent mais garde le même numéro
atomique (ex : 14C isotope de 12C).
Un atome dont la charge est non nulle est un ion.
Un cation est un atome ayant perdu minimum un e-.
Un anion est un atome gagné minimum un e-.
II/ Nombres quantiques et orbitales atomiques.
Y 0.01nm
X 1nm UV 100nm SL 400-700nm IR 1mm ondes radios
Une émission de lumière représente le saut d’une orbitale a une autre par un électron.
En= - RH h c. Z²/n²
Energie négative = stable.
En=0 : électron éjecté.
Plus n augmente plus les orbitales sont proches moins il faut d’énergie pour y dissocier les
électrons.
1) Les nombres quantiques.
N [N]
0<l<n l [N]
-l<m<l m [Z]
s=-1/2 ou ½
2) Les orbitales atomiques.
Type s : sphérique.
Type p : bilobale [x,y,z].
Type d : quadrilobale.
Règle de Pauli : dans un atome deux e- doivent différer d’au moins un nombre quantique.
Règle de Hund : Pour des états de même énergie, les e- se placent a raison de un par case, avec la
même valeur de spin et ne s’apparient en doublet que s’ils sont plus nombreux que les états.
Règle de Klechkowski (n+l minimal): parmi les couches encore vides, la première à se remplir est la
couche avec le n+l minimal, si deux cases ont la même valeur de n+l, alors on prend le plus petit n
possible.
La structure électronique : ss ps ps dps (ss ps pds si ionisation d’un e-).
Electrons de cœur : configuration électronique du gaz rare précédent.
Electrons de valence : électrons à partir de l’orbitale s après la configuration du gaz rare.
Exciter un électron c’est lui apporter de l’énergie afin qu’il puisse sauter vers une couche plus élevée.
Familles d’éléments atomiques :
- Alcalins ns1.
- Alcalinoterreux ns².
- Métaux de transitions ns² (n-1) dx.
- Chaclogènes ns² np4.
- Halogènes ns² np5.
- Gaz rares ns² np6.
Un atome aura tendance à prendre la configuration électronique du gaz rare le plus proche.
Plus généralement un atome aura tendance à prendre une configuration pour laquelle la souscouche en cours de remplissage est pleine ou totalement vide.
III/ Propriétés atomiques.
1) Rayon atomique.
Il y a une augmentation de l’attraction exercée sur les e- externes et une réduction de la taille de
l’atome.
R
2) Energie d’ionisation.
Principe d’arracher un e- à un atome : AA+ + e-.
Arracher un e- augmente l’interaction entre protons et électrons :
EI1<EI2<EI3
2p <2s<1s
EI1
L’énergie d’ionisation évolue dans le sens inverse au rayon de l’atome.
L’ionisation est l’opposée de l’affinité électronique : A +e-A-.
3) Electronégativité
Tendance d’un atome à prendre des e- en présence d’un autre atome (sans unité).
On notre cette valeur X dont X=4 est la plus élevée (fluor).
Un atome électronégatif :
- Grande énergie d’ionisation.
- Grande affinité électronique.
Un atome électropositif :
- Faible énergie d’ionisation.
- Faible affinité électronique.

X
4) Conclusions générales.
Il est difficile de rajouter un électron à un atome possédant une couche ou une sous-couche
remplie.
Il est relativement facile de rajouter un électron à un atome pour remplir complétement ou à
moitié une de ses couches ou sous-couches.
Les atomes cherchent à obtenir une configuration : du gaz rare, avec sous-couches remplies ou
vides, avec sous-couches a moitié remplies.
Tendance à former des anions ou cations qui possèdent la structure électronique de la souscouche remplie la plus proche ou la structure électronique de la couche remplie la plus proche.