La configuration électronique d`un atome à l`état fondamental

Les Atomes
I. L’atome et les particules élémentaires
A. Introduction
Les atomes sont les composantes des molécules. Les propriétés et la structure des atomes vont
conditionner la réactivité des biomolécules.
B. Constitution de l’atome  Modèle de Rutherford
La structure d’un atome est impossible à observer directement. Plusieurs théories ont permis de
construire le modèle actuel de l’atome.
Modèle de Rutherford = un atome est composé d’électrons qui gravitent autour d’un noyau composé
à son tour de nucléons (protons + neutrons).
Particules
Localisation
Charge
Neutrons
Noyau
0
Protons
Noyau
+e
Electrons
Périphérie (autour du noyau)
-e
Un atome à l’état fondamental est électriquement neutre quand il possède Z protons et Z electrons.
Ex : Na
Z = 11 protons
A = 23 nucléons
 entité neutre donc possède 11 électrons.
La masse atomique d’un élément chimique est égale à A (nombre de masse) exprimée en u.m.a
(unité arbitraire de masse).
La masse d’une mole (ou masse molaire) d’un élément chimique est égale à A exprimée en g.mol-1.
A = nombre de masse = nombre de nucléons
Z = numéro atomique = nombre de protons
X = symbole de l’élément

1 mole d’atome contient 6,02 * 1023 atomes
Nombre d’Avogadro : NA = 6,02 * 1023 mol-1
1 u.m.a = 1/ NA
Ex : Sodium 2311 Na  un atome de Na pèse 23 u.m.a et 1 mole de Na pèse 23 g.mol-1
La masse molaire d’un molécule est égale à la somme des masses molaires des éléments chimiques
de cette molécule. Ex : H2O M(H2O) = 2 M(H) + M(O)
Un élément X peut posséder plusieurs isotopes qui possèdent le même nombre de protons (Z
identiques) mais un nombre de neutrons différents et donc une masse différente (A différents).
La proportion en % d’un isotope naturel est appelée abondance isotopique. La masse molaire
atomique de l’élément naturel est la somme des masses molaires atomique de chaque isotope
pondéré par leur abondance isotopique.
Ex : Brome naturel : 2 isotopes : 50,5 % de Br 79 et 49,5 % de Br 81
Masse de Br naturel = (50,5% x m 7935Br ) + (49,5% x m 8135 Br)
La plupart du temps, les atomes n’existent pas à l’état atomique : ils ont tendance à évoluer vers des
ions plus stables. Il y a perte ou gains d’électrons, jamais de protons.
On parle de cation (+) pour une perte d’électrons = déficit électronique : Na + , Ca ++
On parle d’anion (-) pour un gain d’électrons
II. Structure électronique de l’atome
A. Evolution des théories – Modèle de l’atome d’hydrogène
 Rutherford : modèle planétaire (et lacunaire)
Les électrons gravitent autour du noyau. C’est le calque du système solaire. Une force électrique
attractive s’exerce entre l’électron (-) et le proton (+). Selon ce modèle, il y a destruction de l’atome,
les électrons étant attirés par les protons du noyau. Le modèle est insuffisant.
 Bohr : modèle quantique
L’électron décrit des orbites circulaires de rayons définis atour du noyau. Chaque orbite a une E
(énergie) bien établie : En
(n étant le nombre quantique principal)
Seulement c’est limité à la description de l’atome d’H.

De Broglie établit que l’électron a des propriété ondulatoires (microscopie électronique). A un
électron est associé une fonction d’onde ψ (psi). MO
Pincipe d’incertitude d’Heisenberg : il est impossible de décrire exactement la trajectoire d’un
électron de part sa masse bien trop faible  il existe cependant une possibilité de présence de
l’électron à un point de l’espace.
 Schrödinger : modèle quantique
C’est une des théorie les plus intéressantes. La probabilité de trouver l’électron dans l’espace tout
entier doit être égal à 1.
La résolution de l’équation de Schrödinger (E d’un système liée au mouvement ondulatoire de
l’électron) permet d’obtenir :
- Les valeurs d’E accessible à l’électron (valeur quantifiée)
- Une fonction ce coordonnées (x, y, z) de l’électron et du temps t = une fonction d’onde de
l’électron Ψ qui régit le comportement de l’électron dans l’espace = orbitale atomique OA.
Une orbitale atomique est une région de l’espace où la probabilité de localiser un électron est
grande, mais ne permet pas de localiser la position exacte de l’électron.
B. Les solutions de l’équation de Schrödinger : nombres quantiques et OA
 Les nombres quantiques
n
Nombre quantique principal
Défini la couche électronique de l’électron
n > 0 nombre entier positif
l
Nombre quantique secondaire ou azimutal
Défini la sous-couche de l’électron
Caractérise l’orbitale atomique
0 ≤ l ≤ n-1
Chaque type d’OA a une
géométrie particulière
ml
Nombre quantique magnétique
Carcatérise l’orientation de l’OA dans l’espace
Ml indique le nombre d’OA dans une sous-couche
-l ≤ ml ≤ +l
2l + 1 valeurs
ms
Nombre quantique magnétique de spin ou nombre
quantique de spin
L’électron possède un mouvement de révolution sur
lui-même appelé « spin »
Le sens de la rotation est caractérisé par ms
Ms = +1/2 ou -1/2
= 2 électrons max par OA de ms
opposés (Principe de Pauli)
Lorsque l = 0  sous couche électronique s  1 OA possible (ml = 0)  2 électrons max
Lorsque l = 1  sous-couche électronique p  3 OA dégénérées (ml = -1, 0, 1)  6 électrons max
Lorsque l = 2  sous-couche électronique d  5 OA dégénérées (ml = -2, -1, 0, 1 ,2 )  10 é max
Lorsque l = 3  sous-couche électronique f  7 OA dégénérées (ml = -3, -2, -1, 0 , 1, 2, 3)  14 é
OA dégénérées = OA de même énergie

 Géométrie des orbitales atomique
La géométrie des OA dépend du nombre l. Plus l augmente plus la géométrie des OA est
compliquée !
1 OA s
L = 0 er ml = 0 pour une valeur de n donnée
3 OA p
L = 1 et ml =-1, 0, 1 (n ≥ 2)

5 OA d
L = 2 er ml = -2, -1, 0, 1 ,2 (n ≥ 3)
Les orientation des OA conditionnent les réactivités des atomes.
C. Configuration électronique des atomes
Les règles de remplissage :
Chaque électron d’un atome est caractérisé par 4 nombres quantiques vus précédemment.
La configuration électronique d’un atome à l’état fondamental permet de décrire l’ensemble des
propriétés de l’élément. Il existe des règles de remplissage des électrons pour un atome à l’état
fondamental.
A l’état fondamental, un atome se trouve dans son état énergétique le plus stable, il s’agit de l’état
de plus faible énergie.
 Principe d’exclusion de Pauli
Le principe d’exclusion de Pauli énonce que 2 électrons d’un même atome ne peuvent pas posséder
les 4 mêmes valeurs de nombres quantiques = il ne peut y avoir 2 électrons à la même place, au
moins un des 4 nombres quantiques change.
Une OA donnée ne peut décrire que 2 électrons possédant des nombres quantiques de spin ms
opposés antiparallèles (+1/2 , -1/2).
 Règle de Klechkowski : principe de stabilité
Les OA sont remplies en fonction de leur énergie croissante en commençant par l’OA de plus basse
énergie (OA 1s) = règle de Klechkowski
Les différentes OA d’une même sous-couche sont dites dégénérées car possédant la même énergie
(ex les 3 OA d’une sous-couche p…).
L’énergie d’une sous-couche augmente quand la somme (n+l) augmente.
Si (n+l) est identique pour les 2 sous-couche, la sous-couche de plus basse énergie est celle pour
laquelle n est le plus petit.