II. La structure électronique des atomes

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I. Structure de l’atome
L’atome est le constituant élémentaire de la matière et il a une
structure discontinue. Il est formé d’un noyau central et entouré d’un nuage
électronique
1911 : Rutherford a placé une feuille d’or composé de 1000 couche d’atome
d’épaisseur ~ 5000 Â (=10-10 m) Il a bombardé cette cible par des atomes
d’hélium (2 protons / 2 neutrons). Derrière il a placé un écran fluorescent. Il
a remarqué 1 particule / 100 000 est dérivée : la matière est essentiellement
constituée de vide. On peut aussi conclure à l’existence d’un noyau
(dimension 10 000 fois plus petite que le l’atome).
La charge du noyau est positive (+ 1.6.10-14 C). Il est constitué de nucléons :
Protons
Nucléons
Le noyau occupe 1/1015 du volume total de l’atome. Son rayon est de 10-12
cm. Masse proton : mp =1.007276 u.m.a. (Unité de Masse Atomique)
=1.67239.10-27 kg
Masse neutron : mn =1.008665 u.m.a.
=1.6747. 10-27 kg
Masse électron : me =0.000549 u.m.a.
=9.108. 10-31 kg
Charge élémentaire d’un électron :
Qe- =-1.6.10-19 C
La masse d’un atome = masse du noyau
Le nombre de proton est égal au nombre d’électron car l’atome est
électriquement neutre.
II. Atome-gramme ; Masse atomique
Atome : particule très petite ~ 1Â
Pour travailler à l’échelle, on multiplie par N = 6.02.1023 (nombre
d’Avogadro)
Ex : X 10N  taille d’un homme  distance terre soleil
Proton et neutron  1/10 mm Ø / 1670 tonnes
e-  balle 5 cm Ø / 900 kg
On travaille dans l’infiniment petit.
N atomes réels = 1 atome gramme = 1mole d’atome
npe mmm 1839
1
1836
1
1.

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III. Molécule-gramme ; Masse molaire ; volume
molaire
Les atomes peuvent ainsi former une molécule.
N molécules réelles = 1 molécule gramme = 1 mole de molécule
Masse molaire : masse des atomes constitutifs de cette molécule.
Volume molaire : volume d’une mole de substance
Le volume molaire d’une substance gazeuse occupe dans les conditions
standards (0° / pression = 1 atmosphère) 22.4 l.
IV. Nombre de charges et nombre de masse
Nucléide ou nuclide :
Z : nombre de charges = numéro atomique
Fixe la position de l’élément dans le tableau périodique
A : nombre de masse = Z + n = p + n
Isotope d’un même élément = même nombre de protons mais nombre de
neutrons différents.
Ex : Le chlore naturel est formé de 2 isotopes
 n = 18
 n = 20
Pour définir la répartition des électrons autour du noyau, il existe deux
théories :
La mécanique classique
La mécanique quantique
I. Notions de modèles
a) La mecanique classique (BOHR –
SOMMERFELD)
Les électrons gravitent autour du noyau en décrivant des trajectoires
circulaires ou elliptiques.
1901 : Affirmation de PERRIN sur la trajectoire circulaire des e-.
1913 : mise en équation par BOHR
Postulat de BOHR : Le moment cinétique mvr ne peut prendre que les
valeurs discrètes égales à nh/2π
2h
nmvr 
m : masse de e-
v : vitesse des e-
r : rayon de l’orbite
n : nombre quantique principal = nombre entier
h : constante de Planck = 6.62.10-34 J.s
Bien avant la théorie de BOHR, BALMER (1885) et LYMAN avaient
observé que les longueurs d’ondes de raies émises vérifiaient une relation
expérimentale généralisée par RITZ en 1908.
avec n2>n1
σ : nombre d’onde
λ : longueur d’onde de la radiation émise
RH : constante de RYDBERG = 1.0967776.107 m-1
Séries de raies selon les valeurs de n2 et n1
n1 = 1 n2 = 1, 2,3,… série de LYMAN UV
n1 = 2 n2 = 2,3, 4,… série de BALMER Visible
X
A
Z
Cl
Cl
37
17
35
17
2.
)
11
(
12
2
2
1nn
RH

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n1 = 3 n2 = 3, 4,5,… série de PASHEN
n1 = 4 n2 =4, 5, 6… série de BRACKETT infra-
n1 =5 n2 =5, 6, 7,… série de PFIND rouge
Cependant on ne peut donner aucune explication pour de nouvelles raies, la
théorie de BOHR est insuffisante
.
1916 : amélioration de la théorie par l’ajout de trajectoires elliptiques
(SOMMERFELD) et en étendant la quantification de l’énergie.
Cette théorie reste inapte à expliquer le détail des spectres des
atomes à plusieurs électrons. Elle n’explique pas les trajectoires des atomes
lourds.
1920 : nouvelle approche des phénomènes mécaniques quantiques
b) La mecanique quantique ou ondulatoire
La notion de trajectoire ou d’orbite de l’e- perd toute signification :
L’hypothèse de DE BRÖGLIE (1924)
Tout électron en mouvement est associé à une onde caractérisée par λ :
mv
h
Principe d’incertitude d’HEINSBERG (1926)
On ne peut déterminer simultanément la position et la quantité de
mouvement de l’e-. Une grande précision sur l’une entraîne une grande
incertitude sur l’autre et inversement.
 Position
 Mouvement
Le mieux que l’on puisse faire dans ce cas c’est de déterminer la probabilité
de présence d’1 e- dans une position donnée (orbitale atomique).
Equation de SCHRÖDINGER (1926)
La probabilité de présence d’un électron peut s’exprimer à l’aide d’une
fonction d’onde ψ et qui représente l’amplitude associée à cette fonction
d’onde.
0)(
²
²8 
e
hm
Δ : opérateur Laplacien
Ψ : amplitude associée à la longueur d’onde
E : énergie totale du système e- - noyau
Γ : énergie potentielle électrostatique du système e- - noyau
La résolution de cette équation permet de déterminer la signification de Ψ, n,
l et m.
c) Notion d’orbitale atomique (O.A.)
Dans la théorie de BOHR – SOMMERFELD, on a déterminé une onde de
l’électron par n, l, m ?
Une orbitale atomique est représentée par convention par une surface fermée
limitant le volume dans lequel la probabilité de présence de l’électron est de
95%. Forme de O.A. = f(l)
Orientation de O.A. = f(m)
m
h
vx
h
px
2
2

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O.A. = (case quantique)
d) Les quatre nombres quantiques n, l, m, ms
Le nombre quantique principal n
n caractérise la couche et quantifie l’énergie.
n E [1 ;7]
n=1 couche K
n=2 couche L
…
n=7 couche Q
Le nombre quantique secondaire l
l caractérise la sous couche et décrit la forme orbitale et quantifie le moment
cinétique
l E [0 ; n-1]
l = 0 sous couche s (Sharp)
l = 1 sous couche p (principal)
l = 2 sous couche d (diffuse)
l = 3 sous couche f (fondamental)
Le nombre quantique magnétique m
m caractérise l’orbitale au case quantique et fixe son orientation dans un
champs magnétique
m E [-l ; +l]  2l + 1 valeurs
Le nombre quantique de spin ms = ± 1/2
Il correspond au centre de rotation de l’e- sur son axe et quantifie le moment
d’orientation.
Spin en haut +1/2 Spin en bas -1/2
N
L
M
Représentation
1
0
0
1s
2
0
0
2s
1
-1 / 0 / 1
2p
3
0
0
3s
1
-1 / 0 / 1
3p
2
-2 / -1 / 0 / 1 / 2
3d 3d
II. La structure électronique des atomes
Si un atome a Z électrons, il va être classé en tenant compte de trois règles :

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a) La regle de KLECHKOWSKY
Les e- occupent à l’état fondamental des orbitales de plus basse énergie, ce
qui confère à l’atome une énergie minimum et une stabilité maximum. Le
remplissage se fait selon (n+l) croissant.
b) Principe d’exclusion de PAULI
Deux e- dans un atome ne peuvent avoir leur nombre quantique identique
(au moins un différent)
c) regle de HUND
p3  Etat excité
p3  Etat stable
Il faut commencer à remplir le maximum dans chacune des orbitales avant
de saturer.
d) Remarque
La sous-couche d est d’autant plus stable qu’elle est à moitié remplie ou
totalement remplie.
Ex : ns² (n-1)d4 ==< ns1 (n-1)d5
ns² (n-1)d9 ==< ns1 (n-1)d10
e) Exemple : Representation de la structure du
cuivre 29Cu
Représentation par des cases quantiques
Représentation par des symboles des niveaux d’énergie quantique
29Cu = 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s1 3d10
29Cu = [Ar] 4s1 3d10
Couche externe
Formulation / structure / configuration électronique d’un élément chimique
= OA vacante
e- célibataire
e- apparié
Remarque : Si tous les e- de la structure électronique sont appariés, la
structure est dite diamagnétique (≠ paramétrique). Les e- de la couche
externe sont dits e- de valence. Ce sont eux qui déterminent la réactivité de
l’élément.
III. Classification périodique des éléments