fiche atomistique

Récapitulatif du Cours sur le Modèle Quantique de l'Atome!
I. Modèle de Bohr
- Contexte: Niels Bohr, 1913, Théorie des Quanta.!
- Échec de la physique classique.**!
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II. Modèle Quantique de l'Atome
1. Systèmes monoélectroniques
- Atomes monoatomiques avec 1 électron ou atomes ayant perdu tous sauf 1 électron
(ions hydrogénoïdes).!
- Exemples: atome d'hydrogène (Z = 1), ions hydrogénoïdes (He+, Li2+, Be3+, ...).!
2. Postulats de Bohr
1. L'électron occupe des niveaux d'énergie privilégiés (orbitales stationnaires).!
2. L'électron peut passer de niveaux d'énergie supérieurs à inférieurs de manière
discontinue, émettant des quanta d'énergie.!
3. Énergie
- Énergie des niveaux d'énergie des électrons: \(E_\infty = 0 \to \infty\), \(E_p \propto
\frac{1}{n^2}\).!
- Énergie d'ionisation: \(E_i = E_\infty - E_1\).!
4. Relations Énergie/Fréquence/Longueur d'onde/Nombre d'onde
\[E = h\nu = hc/\lambda = hc\nu^{-1}\]!
5. Dualité Onde-Corpuscule (Louis de Broglie
\[E = h\nu = \frac{hc}{\lambda} = \frac{hc\nu^{-1}}{\nu}\]!
III. Développement d'une Nouvelle Physique
- Physique quantique (publiée en 1944).!
- Schrödinger décrit la matière génétique comme un "cristal apériodique."!
IV. Postulats de la Mécanique Quantique (Schrödinger)
- Mécanique classique ≠ Mécanique quantique (probabilité de présence).!
V. Équation de Schrödinger
\[H\psi = E\psi, \quad E = E_c + E_p\]!
- Solutions déterminent la probabilité de présence de l'électron autour du noyau.!
- Orbite atomique (O.A.) définie par une surface limite.!
VI. Nombres Quantiques & Orbitales Atomiques

1. Nombre quantique principal \(n\): Influence l'énergie de l'électron. \(E \propto \frac{1}
{n^2}\).!
2. Nombre quantique secondaire \(l\): Définit la forme et la symétrie des orbitales.!
3. Nombre quantique magnétique \(ml\): Contrôle l'orientation des orbitales dans
l'espace.!
VII. Orbitales Atomiques
A. Orbitale Atomique "ns"!
- Symétrie sphérique.!
- Rayon dépend de la distance noyau-électron.!
B. Orbitale Atomique "np"!
- 3 orbitales de type "p" orientées dans l'espace.!
C. Orbitale Atomique "nd"!
- 5 orbitales de type "d" orientées dans l'espace.!
VIII. Notion de Spin
- Électron possède un moment cinétique orbital et intrinsèque.!
- 2 niveaux énergétiques distincts pour les spins \(\frac{1}{2}\) et \(-\frac{1}{2}\).!
IX. Résumé
- Énergie quantifiée, orbitales atomiques définies par les nombres quantiques, et notion
de spin dans le modèle quantique de l'atome.!
Fiche Récapitulative - Configurations Électroniques des Atomes Polyélectroniques!
I. Modèle à Z électrons indépendants
1. Énergie des hydrogénoïdes : \(E_n = n\) eV pour les hydrogénoïdes.!
2. Fonction d'onde associée à l'électron : \(\Psi_{n,l,m_l,m_s}\).!
3. Problème de l'atome à Z électrons :!
- Interactions électrostatiques attractives noyau-électron.!
- Interactions répulsives électron-électron.!
II. Solutions de l'équation de Schrödinger pour les systèmes polyélectroniques
1. Modèle à Z électrons indépendants :!
- L'énergie électronique totale \(E_T\) est la somme des énergies monoélectroniques \
(e_i\).!
- \(E_T = \sum_{i=1}^{Z} e_i\).!
2. Atome Polyélectronique!
- Système monoélectronique (Hydrogénoïde):!

- Toutes les orbitales atomiques (O.A.) appartenant à la même couche ont la même
énergie (\(E(n)\)).!
- Niveaux dégénérés.!
- Système polyélectronique (plusieurs électrons):!
- Les O.A. appartenant à la même couche n'ont pas la même énergie (\(E(n+l)\)).!
- Levée de dégénérescence.!
III. Configuration Électronique des Atomes
A. Définitions
- Configuration électronique d'un atome de numéro atomique \(Z\):!
- Répartition des \(Z\) électrons sur les différentes sous-couches.!
- Écriture de la configuration électronique:!
- Si une sous-couche \(n\) (code de \(l\)) contient \(x\) électrons, \(n(\text{code de } l)x\).!
B. Règles de Remplissage
1. Principe d'exclusion de Pauli:!
- Une O.A. ne peut décrire au maximum que 2 électrons à spins antiparallèles.!
2. Principe de stabilité:!
- Les électrons occupent les O.A. par ordre d'énergie croissante.!
3. Principe de Hund:!
- Quand on dispose de cases quantiques de même niveau d'énergie, les électrons
occupent d'abord le maximum de cases quantiques avec des électrons de spins
parallèles.!
C. Diagramme Énergétique – Règle de Klechkowski
- Ordre de remplissage: \(2s, 2p, 3s, 3p, \ldots\).!
D. Configuration électronique
- Exemples pour \(Z = 1, 2, 3, 8\).!
E. Écriture simplifiée
- Mise en évidence de la couche de valence.!
- Électrons de valence = les plus réactifs.!
F. Exceptions
-Stabilité des sous-couches \(d\) à demi-remplies et pleines.!

Fiche Récapitulative - Tableau Périodique et Propriétés Atomiques!
I. Tableau Périodique
A. Historique
- Mendeleïev (1869): Classification par masse atomique, prédictions d'éléments
manquants.!
- Actuellement: 118 éléments connus (173 théoriques).!
B. Classification Actuelle
- Classés par numéro atomique (Z) croissant.!
- 7 périodes (K à Q) et 18 groupes ou familles (1 à 18).!
- Gaz rares (nobles) à la fin des périodes.!
C. Structure du Tableau
1. Ligne (Période):!
- Correspond au remplissage des sous-couches \(ns (n-2)f (n-1)d np\).!
- Numéro de période \(n\).!
2. Colonne (Groupe):!
- Éléments avec même structure électronique externe.!
- Numéro de groupe = Nombre d'électrons dans la couche externe.!
3. Blocs s, p, d, f:!
- Basés sur le nombre quantique secondaire \(l\).!
II. Propriétés Atomiques
A. Énergie d'Ionisation (E.I.)
1. Définition:!
- Énergie pour arracher un électron.!
- Augmente dans une période (G à D), diminue dans une colonne (H en B).!
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2. Évolution:!
- Discontinuités dues aux configurations électroniques.!
B. Rayon Ionique
- Définition:!
- Taille d'un ion.!
- Évolution:!
- Diminue dans une période, augmente dans une colonne.!
C. Degré d'Oxydation
- Définition:!
- Nombre d'oxydation (d.o.) indique l'état électronique par rapport à l'état neutre.!
- Exemples:!
- Métaux: d.o. positifs, cations.!
- Non-métaux: d.o. négatifs, anions.!
- Transition: d.o. variés.!
D. Caractère Réducteur/Oxydant

- Définition:!
- Oxydant accepte des électrons, réducteur en donne.!
- Tendance:!
- Métaux à gauche sont de bons réducteurs, non-métaux à droite sont de bons
oxydants.!
E. Électronégativité (\(\chi\))
1. Définition:!
- Capacité à attirer les électrons.!
2. Évolution:!
- Augmente dans une période (G à D), diminue dans une colonne (H en B).!
3. Échelle de Pauling:!
- Mesure la différence d'électronégativité.!