ATOMISTIQUE

ATOMISTIQUE
Rappel :
- Sur la constitution d’un atome :
 1 nuage électronique = électrons : = 9,1. 1031 et =1
Et +
=1836 99,97% de la masse d’un atome = 0++
- Dimension d’un atome :
 Rayon  1010 
 Rayon noyau 1015 
 Rayon  < 1018 
Donc l’atome est constitué de 99,9999999999999 % de vide.
Si toute la matière était condensée de telle sorte à supprimer ce vide le rayon de la Terre qui est
actuellement de l’ordre de 6000 Km passerait à 150 m pour une même masse.
I) Les bases :
- Fin XIX° siècle : physique classique (physique de Newton) énonçait : « toute loi physique doit être
applicable quelque soit le lieu, le temps ou l’échelle »  notion de Continuum
 Faux pour le monde quantique  notion de Quantum
- 1911 : atome = un noyau (charge +) + particules (charge -) en orbitent.
 Cohésion de l’édifice : force de Coulomb (= semblable à la gravitation pour un système
planétaire)
 Incohérence :
 Lié aux lois de l’électromagnétisme car toutes particules chargées en mouvement
émet un rayonnement lumineux.
 Durée de vie de l’ : 108 
- Spectre d’émission des atomes :
 Chauffage de certains métaux alcalins (ou alcalinoterreux) ou décharge électrique sur des gaz =
émission de lumière à certaine longueur d’onde précise caractéristique des éléments.
 Chauffage : Na = jaune-orange ; K = violet ; Ba = vert clair
 Décharge électrique : Ne = rouge-orange ; Hg = bleue-vert ; H2 = bleu-violet
- Spectre d’émission de l’hydrogène :
 35 raie dans le domaine du visible (= discontinue) et proche des UV puis il s’en suit un spectre
continu au delà des UV.
 Equation explicative de ce spectre :
1
=×1 2 1 2
=109677,30 1  constante de Rydberg
>  entier positif
Proton : += 1,7. 1027 et = 1
Neutron : 0= 1,7. 1027 et = 0
 1 noyau =

- 1927 : Expérience de Davisson et Germer :
 Faisceau d’ frappe une substance cristalline = tache de diffraction semblable à celle obtenue
avec les rayons X (= ondes électromagnétiques).
 La matière est de nature ondulatoire, c'est-à-dire que sous certaine condition la matière peut
être apparentée à une onde.
- 1905 (Einstein) Effet photoélectrique :
 Quand on bombarde un métal par de la lumière, il se crée un courant. Donc la lumière
transporte un minimum d’énergie qu’elle à la possibilité de céder aux électrons du métal.
 Apparition de la notion de discontinuité (une nouvelle foi) car l’énergie ainsi cédé s’échange par
paquet et non en continue.
 Equation :
=.=×
ε : énergie cédé (en J)
λ : longueur d’onde (en m)
ν : fréquence (en Hz)
c : célérité de la lumière dans le vide
h : constante de planque = 6,6253.1034 .
 Un photon garde son énergie quelque soit le milieu traversé (sauf pour quelques cas) car il n’a
pas de masse.
 Equation :
 =+  ×=+1
2²
Φ : énergie d’extraction propre à chaques métaux
 : énergie photoélectrique libérée
- L’effet Compton (1923) :
 Avant : (Thomson) « une simple diffusion d’un faisceau d’ondes électromagn. Au travers d’un
matériau doit se faire sans modification de la longueur d’onde ».
 Après : La longueur d’onde du photon (λ) augmente après la collision avec un électron :
 Fréquence seuil : Si pas atteint, il n’y a pas d’effet
photoélectrique quelque soit l’intensité du
rayonnement
 Au dessus du seuil de fréquence : le nombre d’
extrait est proportionnel à l’intensité du
rayonnement. L’effet est instantané même pour de
très faibles fréquences.
==
..1cos
L’effet Compton est dû à l’absorption d’un
quantum (= paquet) d’énergie des rayons X par
les  libres d’un échantillon métallique.
 Photon = particule de lumière
Sans masse car  1
12
2 avec  

II) Définition des orbitales atomiques :
- Ions hydrogénoïdes = possède un seul 
Ex :
+
+
+
Masse
atomique :
1
2
3
Z
- Energie d’un ion hydrogénoïde peut être calculé par résolution de l’équation de Schrödinger
indépendante du temps :
.=.
 : Hamiltonien (différentielle du 2° ordre)
E : énergie
 : fonction d’onde dérivant le mouvement de l’
 3 variables : x ; y ; z
Les orbitales sont les solutions  de l’équation de Schrödinger indépendante du temps.
Leur module au carrée ² donne la densité volumique de probabilité de présence de l’ (ou densité du
nuage atomique).
 Orbitale = probabilité de 95% de trouver l’ : ² = 0,95
 On peut mettre 2  en tout par orbitale (= Règle de Pauli)
- Les orbitales atomiques sont fonction des coordonnées spatiales. Elles dépendent aussi de 3 nombres
quantiques n, l et m. On les écrits aussi : 
  est le nombre quantique principal :
 Il indique le niveau d’énergie. Relié au concept de couche
  tel que : = 1 , 2, 3, 4,
  est le nombre quantique secondaire (ou azimutal ou de forme)
  tel que : = 0,1,2, ,1
 = 0  orbitale s : « sharp » (= étroite)
 = 1  orbitale p : « principal » (= principale)
 = 2  orbitale d : « diffuse » (= diffuse)
 = 3  orbitale f : « fine » (= très étroite)
  est le nombre quantique magnétique :
  tel que : =,,0, ,
 Pour une valeur de  donné il y a 2+ 1 valeurs de 
Et cela donne aussi le nombre d’orbitale pour ce niveau.
 Par suite : >
Les  se
déplacent dans
un volume.
Les  se
déplacent sur une
surface.

III) Classification suivant les nombres quantiques :
- Dégénérescence () d’une couche = le nombre d’états (ou orbitales) de même nombre quantique  :
=2+ 1=²
- Une couche est définie par le nombre "" , on lui associe une lettre dans la série KLMN dans l’ordre
croissant de "" .
Pour les sous-couches on utilise  .
- Nomenclature des orbitales :
 Schéma simplifié d’un tableau périodique :
Sur chaque couche, il y a une orbitale de type s et on trouvera donc les orbitales 2s, 3s, etc...
Pour les autres états (n > 1), on adopte le même principe de notation. On trouvera cependant plusieurs
orbitales pour les sous-couches p, d, f, ...
IV) Les modes de représentation de ces orbitales :
- Probabilité de trouver l’ :
La densité radiale (dépend uniquement de la distance au noyau « r ») contient en facteur une exponentielle
décroissante de la forme :  .
.0 avec 0 :le rayon de Bohr = 5,9 pm :
 Les orbitales et donc la densité de probabilité de présence d’un  tend vers 0 quand  augmente
(Onde évanescente)
 Cette évanescence est d’autant plus marquée que Z est grand : plus le noyau est chargé positivement,
plus il attire le nuage électronique donc plus l’orbitale est concentrée.
 Les orbitales d’un même élément sont plus en plus diffuses et étendue quand  augmente.
Bloc ""  7 lignes
Bloc ""  3 lignes
Bloc ""  6 lignes
Bloc ""  2 lignes
Gaz Parfait
7

- Représentation 3D :
La fonction d'onde simple 00 appelées orbitales ns :
 la plus simple 100 est appelée orbitale 1s :
 une symétrie sphérique et les trois axes cartésiens sont des axes de révolution.
 On obtient donc une seule sphère centrée en l’origine pour les orbitales ns.
 Les pôles magn. de l’orbitale fluctue car il n’y a pas de pôle sur une sphère.
Pour les orbitales npx, npy, npz, on obtient deux sphères tangentes en 0, alignées sur les axes 0x, 0y, 0z :
 Les orbitales de type p ne possèdent qu'un seul axe de révolution
 antisymétriques par rapport au plan perpendiculaire à l'axe de révolution (xOy pour une pz)
Orbitales ns
Orbitales npx, npy, npz
V) Notion de Spin électronique :
On sait qu’une fonction d’onde simple 00 appelées orbitales ns n’a pas de pôle magn.et donc ne devrai
pas ressentir les effets du magnétisme. Cependant :
Le moment de spin est aussi un vecteur. L'expérience de Stern et Gerlach ne distinguant que deux faisceaux,
on doit admettre que l'orientation du spin n'est pas quelconque, il apparaît une quantification de son
orientation. Les deux orientations possibles sont classiquement associées aux deux sens de rotation
possibles de l'électron sur lui-même :
Les  possèdent un moment magn. propre
pouvant prendre deux direction opposées.
Donc il existe 2 sources d’aimantation :
 Mouvement de l’
 Moment magn. de l’ (= spin)