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 : AA+ + 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.