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CH6
CH 6 – CM1 – Structure des Atomes – 1/12
1/ 12
I. Composition de l’Atome
I
Composition de l’Atome
I.1
Atome
Déf :
Un atome est une entité électriquement neutre, formée d’un noyau chargé positivement, et
d’électrons chargés négativement en mouvement dans le vide autour de lui.
Constituant fondamental de la matière
Nucléons
Composition :
Nombre
Protons
+e
q=
−19
1.6 × 10 C
Z = Numéro
Atomique
Neutrons
q=0
A-Z
Electrons
Electrons
Associations
Ecriture :
Masse
Charge
1.7 × 10 − 27 kg
mP ≈ 
1 uma
mN ≈ mP
 9 .1 × 1 0 − 3 1 kg
−e

Z
q=
m
≈
 mP
e
−19
≪ 1u m a
−
1.6
×
10
C
(Atome
neutre)


1840
Noyau
=> Nucléons
q = Z ×e
Atome
q =0
A = Nombre
de masse
m ≈ A × mP
A × mP
m ≈ mnoyau ≈ 
Auma
Nb de masse
A
Z
Définitions
Définitions :
Charge élémentaire : e = charge d’un proton
Unité de Masse Atomique : 1uma = masse d’un proton
Nombre de masse = Nombre de nucléons
X
Numéro Atomique
Application :
Remplir le tableau
Nucléons
2
1
Protons
NOYAU
Neutrons Charge Masse (uma) Electrons
ATOME
Charge Masse (uma)
H
14
6
C
16
8
O
63
29
Cu
Taille de l’atome (ordre de grandeur) :
1Å = 10-10 m
= 1 Angström
10 fm =
10-14 m
La matière est essentiellement VIDE
STRUCTURE LACUNAIRE de la matière
(Particules Miniscules se repoussant par des
interactions électromagnétiques, forte et faible)
1 fm =
10-15 m
Bloc s
1
Li
6,941
Lithium
11
Na
22,9898
Sodium
19
K
39,098
Potassium
37
Rb
85,468
Rubidium
55
Cs
132,905
Césium
87
Fr
223
Francium
Bloc p
2
H
4
Be
12
6
Masse Molaire
(en g.mol-1)
Ca
40,078
Calcium
38
Sr
87,62
Strontium
56
Carbone
Nom
X
Liquide
5
Artificiel (Instable)
10,811
Bore
13
Bloc
Bl oc d = Métaux de Transition
Ba
21
Sc
22
44,956
Scandium
39
Y
Ra
226
Radium
Colonne 1 Colonne 2
Métaux
Métaux
ALCALINS ALCALINO
-TERREUX
23
Ti
47,867
Titane
40
88,906
Ytrium
41
Zr
72
73
178,49
Hafnium
105
[265]
Rutherfordium
25
Ta
51,996
Chrome
Db
[268]
Dubnium
95,94
Molybdène
74
26
Cr Mn Fe
42
180,95
Tantale
Rf
24
54,938
Manganèse
Nb Mo
92,906
Niobium
Hf
104
V
50,942
Vanadium
91,224
Zirconium
137,327
Baryum
88
C
4,0026
Hélium
Gaz
Mg
24,305
Magnésium
20
Symbole
12,0107
9,012
Béryllium
W
183,84
Tungstène
106
Sg
43
Tc
55,845
Fer
44
Re
107
[271]
Seaborgium
Bh
45
Ru Rh
76
186,21
Rhénium
Os
102,91
Rhodium
77
190,23
Osmium
108
[272]
Bohrium
Co
58,933
Cobalt
101,07
Ruthénium
[98]
Tchénétium
75
27
Hs
Ir
192,22
Iridium
109
[277]
Hassium
Mt
[276]
Meitnérium
28
Ni
Pd
29
Pt
47
79
Ds
30
Zn
65,409
Zinc
Ag
107,87
Argent
195,08
Platine
110
Cu
63,546
Cuivre
106,42
Palladium
78
Al
6
48
Cd
112,41
Cadmium
80
Au Hg
196,97
Or
111
200,59
Mercure
112
Rg
31
14
32
Ga Ge
In
72,64
Germanium
50
114,82
Indium
81
Si
28,0855
Silicium
69,723
Gallium
49
C
12,0107
Carbone
26,9815
Aluminium
58,693
Nickel
46
B
Tl
Sn
118,71
Etain
82
204,38
Thallium
Pb
207,2
Plomb
114
Cn
7
N
14,0067
Azote
15
P
30,9738
Phosphore
33
As
74,92
Arsenic
51
Sb
121,76
Antimoine
83
Bi
208,98
Bismuth
[289]
Flerovium
[281]
[280]
[285]
Darmstadtium Roentgenium Copernicium
La
138,9
Lanthane
89
58
Ce
140,1
Cérium
59
Pr 60 Nd 61 Pm
232,0
Thorium
Sm
140,9
144,2
150,4
[145]
Praséodyme Néodyme Prométhium Samarium
Ac 90 Th 91 Pa
227,0
Actinium
62
92
U
231,0
238,0
Protactinium Uranium
93
Np
[237]
Neptunium
94
Pu
[244]
Plutonium
63
O
15,9994
Oxygène
16
S
32,065
Soufre
34
Se
78,96
Sélénium
52
Te
127,60
Tellure
84
Po
[209]
Polonium
9
F
18,9984
Fluor
17
Cl
35,453
Chlore
35
Br
79,904
Brome
53
I
126,90
Iode
85
At
[210]
Astate
10
Ne
20,1797
Néon
18
Ar
39,948
Argon
36
Kr
83,798
Krypton
54
Xe
131,29
Xenon
86
Rn
[222]
Radon
Lv
[293]
Livermorium
Colonne 8
Colonne 7 (Ou 17) (Ou 18)
HALOGENES GAZ RARES
Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu
152,0
157,3
Europium Gadolinium
95
8
116
Fl
Bloc f
57
He
Elements Non Métalliques (Au dessus du trait jusqu’au H)
Numéro
Atomique
1,0079
Hydrogène
3
CH6
CH 6 – CM1 – 2 / 12
Classification Périodique des Eléments
=> Table de Mendéléiev
Am
[243]
Américium
96
Cm
[247]
Curium
158,9
Terbium
97
Bk
162,5
164,9
Dysprosium Holmium
98
Cf
99
Es
167,3
Erbium
100
Fm
168,9
Thulium
101
Md
173,1
Ytterbium
102
No
175,0
Lutécium
103
LANTHANIDES
Lr
[247]
[251]
[252]
[257]
[258]
[259]
[262]
Berkélium Californium Einsteinium Fermium Mendélévium Nobélium Lawrencium
ACTINIDES
CH6
CH 6 – CM1 – Structure des Atomes – 3 / 12
I. Composition de l’Atome
I.2
Ion
Princ
rincipe :
Déf :
I O N = Espèce chimique électriquement chargée
Chargé Positivement :
CATION
(après une perte d’électrons)
Chargé Négativement :
ANION
(après un gain d’électrons)
H + , Cu 2 +
−
2−
Ex : C l , O
Ex :
Nuage Electronique ou Cortège électronique = Ensemble des électrons autour du noyau
Déf :
I.3
Selon les conditions extérieures, un noyau peut gagner ou perdre des électrons, il n’est alors
plus neutre. On parle d’un ION.
Exemple : Cu2+, H+, Cl-, …
El é ment chimique
ch imique
Observation :
(Voir la Classification Périodique des éléments)
Un élément peut s’observer sous plusieurs formes dans la nature
Ex du Carbone :
12
6
13
6
14
6
1
1
H
(Protium, stable, le plus courant 99,98%)
2
1
H
(Deutérium, stable, utilisé dans les centrales nucléaires, 0,02%)
3
1
H
(Tritium, instable, radioactif, crée dans les réactions nucléaires)
Ou de l’Hydrogène :
C
(Le plus courant 99%)
C
C
(Un peu moins courant 1%)
(Radioactif, utilisé pour la datation des objets anciens)
Mais on peut les regrouper avec la même lettre, car on constate que leur comportement avec
l’environnement (couleur, solubilité, fusion, propriétés chimiques, …) sont les mêmes.
Déf
Déf :
ISOTOPES
ISOTOPES = Entités ayant même numéro atomique Z, mais un nombre de masse A différent
Déf :
ELEMENT CHIMIQUE = Tous les entités ayant même NOMBRE ATOMIQUE Z
Ex :
E L E M E N T O X YG E N E
8
O :
Isotopes
Ions
Comment définir un ELEMENT ?
16
8
O
O 2−
,
ou
17
8
O , 188O
O − plus rare
Soit par son SYMBOLE : O, C, H, He, Fe…
Soit par son Z : Numéro atomique
Pourquoi une telle importance du numéro atomique Z ?
=> 2 isotopes ne diffèrent que par l’intérieur de leur noyau
=> Vu de l’extérieur, ils sont identiques (à part leur masse)
Ainsi,
Exemple :
2 I SO TO P E S O N T L ES M E M E P RO P RI E T ES C H I M IQ U ES
Mais ont des propriétés nucléaires différentes (réactions internes au noyau)
16
8
O
,
17
8
O
,
18
8
O
Engendrent les mêmes réaction (combustion, oxydation,…)
Ont les mêmes énergies de fusion, d’ionisation…
A l’heure actuelle :
114 éléments découverts
Et plus de 2000 atomes…
N’ONT PAS LES MEMES PROPRIETES NUCLEAIRES
CH6
CH 6 – CM1 – Structure des Atomes – 4 / 12
I. Composition de l’Atome
I.4
La mole
Comparaison des ordres de grandeur :
En TP / Dans la Vie de tous les jours
Taille :
A l’échelle atomique
De l’ordre du cm
Taille :
Masse :
 o
−10
1 A = 10 m

1 uma = mP
 ≈ 1.7 ×10−27 kg

ZOOM
Solution
5 cm
De l’ordre de l’Angström
De l’ordre du gramme
Masse :
De l’ordre de l’uma = mP
=> Problème d’échelle : Grandeurs atomiques difficiles à manipuler à l’échelle de l’être humain !
Déf :
LA MOLE = On définit une quantité de matière adaptée à l’échelle humaine = la « MOLE »
Telle que :
1 MOLE de protons pèse 1 GRAMME
Ou par définition :
1 MOLE = Nombre d’atomes de Carbone dans 12g de carbone 12
En effet, le carbone 12 :
12
6
C
contient 12 nucléons (6 protons et 6 neutrons)
Ainsi, 1 mole d’atome de cabone 12 contient 12 moles de nucléons, et doit peser 12g
Cette définition a été choisie car il est facile de trouver du carbone 12 dans la nature…
Déf :
NOMBRE d’AVOGADRO = Nombre d’atomes contenues dans une mole d’atome
N A = 6, 02 × 10 23 m ol − 1
On mesure :
Remarque :
Déf :
=> La mole (symbole « mol ») est une unité de mesure de la QUANTITE DE MATIERE
=> Elle fait partie des 7 unités de base du SYSTEME INTERNATIONAL !
MASSE MOLAIRE
On a ainsi
= Masse d’une mole de l’élément considéré
Masse Molaire = M =
 M

 M
Par définition :
Remarque :
On peut vérifier
Ou encore :
I.5
(
12
6
C
m
masse
=
n quantité
) = 1 2 g .m o l
Symbole M
(en g.mol-1)
−1
( p r o to n ) = 1 g . m o l − 1
M ( proton ) = N A × m proton = 6, 02.10 23 × 1.67 × 10 −27 ≈ 1g .mol −1
M ( 126C ) = 12 × N A × m p = 12 × 6,02.1023 × 1.67 × 10 −27 ≈ 12 g .mol −1
Masse molaire d’un élément
Dans la nature, on trouve toujours un élément sous la forme de différents isotopes
Par exemple, pour le plomb,
de numéro atomique Z = 82 :
Déf :
Isotope du Pb
Abondance α
Masse Molaire (g.mol-1)
204
1,4%
203,973
206
24.1%
205,974
207
22.1%
206,976
208
52.4%
207,977
MASSE MOLAIRE D’UN ELEMENT = Moyenne des masses molaires des isotopes
pondérées par leur abondance dans la nature (c’est celle qui apparait sur la classification)
∑ α i × M (
⇒ M ( Pb ) =
∑αi
i
82
Pb )
= ∑ α i × M
(
i
82
Pb )  = 207.217 g .mol −1
CH6
CH 6 – CM1 – Structure des Atomes – 5 / 12
II. Modèles Historiques de l’Atome
II Modèles Historiques de l’Atome
A) Premier modèle : La brique élémentaire
(Grec, Ve siècle av J.-C.)
Atome = Grain indivisible de matière (« atomos » = « ατομος » = indivisible)
= Brique élémentaire de toute matière
+ Notion de 4 éléments : Eau / Terre / Air / Feu
Qui réagissent parfois entre eux…
Atomes
indivisibles
Cette notion d’éléments demeure jusqu’à la fin du XVIIIe siècle lorsqu’on commence à décomposer ces éléments
en substances plus élémentaires, et surtout avec l’arrivée de la pile électrique et de l’électrolyse, qui sépare
l’élément “eau” en gaz et en solide… Il faut un autre modèle… Les éléments chimiques tels qu’ils sont
connus aujourd’hui (L’Hydrogène H de l’eau H2O devenant gaz H2, Helium He, …)
B) Second modèle : Découverte de l’électron
(JJ Thomson, 1897, prix Nobel 1906)
Modèle de Thomson : L’atome est décomposable en électrons, de charge
négative, plongés dans une “soupe” de charges positives pour
équilibrer celles des électrons.
En fait, JJ Thomson vient de découvrir l’existence de charges négatives
qu’il a réussi à “arracher” à la matière et à dévier par un champ
électromagnétique (tube cathodique). Il propose donc ce modèle de
répartition de ces charges négatives dans les atomes par intuition…
C) Troisième modèle : Modèle Planétaire
(Rutherford, 1909)
Modèle de Rutherford : Le noyau est en fait de très petite taille par rapport à
la taille de l’atome qui est essentiellement vide.
“Soupe” de
charges +
Electrons
Noyau
localisé
Expérience de Rutherford : Il bombarde une feuille très fine d’or avec des
noyaux d’Helium (particule α) et constate que ceux-ci traversent en
étant quasiment pas déviés. La matière est donc VIDE !!! Le noyau est
donc de petite extension spatiale.
Mais il ne parle pas trop de la répartition des électrons autour du noyau…
Electron
D) Quatrième modèle : Modèle Planétaire Avec Quantification des Niveaux d’énergie
(Modèle de Bohr, 1913)
Modèle de Bohr : Il s’agit en fait d’un complément du modèle de
Rutherford. Il précise que les électrons ne peuvent se trouver
QUE SUR DES ORBITES DE RAYON QUANTIFIES (voir le
cours d’optique, cela correspond à des énergies bien définies).
Expérience démonstrative : un atome excité n’émet de la lumière
que suivant certaines longueurs d’onde correspondant aux
changements de niveaux d’énergie disponibles pour les
électrons dans cet atome. (Voir cours d’optique)
Noyau
localisé
Electrons sur des
orbites imposées
CH6
CH 6 – CM1 – Structure des Atomes – 6 / 12
III. Configuration électronique
III Configuration électronique d’un atome
Déf :
Configuration électronique
= Répartition des électrons autour du noyau
=> Fait appel à la mécanique quantique dont nous n’utiliserons que quelques effets.
III.1 Le Quadruplet de nombres quantiques n, l, m l et m s
D é fi ni ti on de s E ta ts P os si b l es dan s l’ A to m e :
=> Entièrement caractérisé par le quadruplet de nombres quantiques (n, l, ml, ms)
n ∈ ℕ∗
Nombre Quantique Principal
n
Remarque :
Tous les électrons
d’une même
sous-couche (n, l)
ont la même
énergie !!!
Noyau
er
1 niveau
2ème niveau
Et représenté verticalement
4s (l = 0)
4p (l = 1)
4d (l = 2)
M (n = 3)
3s (l = 0)
3p (l = 1)
3d (l = 2)
L (n = 2)
2s (l = 0)
2p (l = 1)
K (n = 1)
1s (l = 0)
4f (l = 3)
On utilise les lettres s, p, d, f, …
(sharp, principal, diffuse, fundamental, …)
ml ∈ ℤ
et −l ≤ ml ≤ + l
=> Précise le mouvement orbital de l’électron autour du noyau
mL
Exemple de la
3ème couche :
Répartition
des électrons à
l’intérieur des
sous-couches
3s (l = 0)
mL
0
+
1
2
3p (l = 1)
-1
0
3d (l = 2)
+1
-2
-1
0
+1
+2
1
1
(U p ) o u − 2 ( D o w n )
2
1 => Précise le mouvement de rotation de l’électron sur lui-même
−
Nombre Quantique de SPIN
H i éra rc hi e :
l ∈ ℕ et 0 ≤ l ≤ n − 1
=> Précise la SOUS-COUCHE d’énergie
N (n = 4)
Nombre Quantique Magnétique
mS
N
M
L
K
Aussi Décrits par les lettres
K, L, M, N, (= 1, 2, 3, 4…)
Nombre Quantique Secondaire
l
=> Précise le NIVEAU d’énergie
ms = +
2
ATTENTION : L’énergie des soussous-couches ne se classe pas par n puis l croissant !
Règle de Klechkowski :
L’énergie des niveaux est d’autant plus grande que la somme n+l est grande, et pour des
valeurs égales de n+l, l’énergie la plus basse correspond à la valeur de n la plus faible.
=> Moyen mnémotechnique pour s’en souvenir
Attention à l’ordre inversé : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s …
=> Des niveaux de nombre quantique principal n supérieur
peuvent avoir une énergie inférieure à des niveaux
de nombre quantique principal m < n !!!
1s
2s
3s
4s
5s
6s
2p
3p
4p
5p
6p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
CH6
CH 6 – CM1 – 7/12
7/ 12 – III. Configuration électronique – 4 nombres quantiques (n, l, m L , m S )
Niveaux d’énergie et états disponibles :
n=5…
……
(l = 0)
mS =
s
Niveau 3 = Niveau M
(l = 1)
1)
2 e-
1
1
mS = −
2
2
(l = 0)
……
……
mL = 0
Niveau 4 = Niveau N
n=4
Quantifiés par les 4 nombres quantiques (n, l, mL, mS)
mL=-1 mL=0 mL=1
mS =
s
mL = 0
(l = 2)
2)
6 e-
mL=-2
1
1
mS = −
2
2
(l = 0)
s
mL = 0
Niveau 2 = Niveau L
mS =
mL=-2
(l = 1)
1)
2e
-
1
1
mS = −
2
2
mL=-1 mL=0 mL=1
(l = 0)
s
mL = 0
Niveau 1 = Niveau K
n=1
mS =
mS =
1
1
mS = −
2
2
2 e-
1 1
−
2 2
…
mL=-1 mL=0 mL=1 mL=2
10 e-
Couche 3
2n2 = 18 e-
p
n=2
mS =
mS =
Couche 4
2n2 = 32 e-
1 1 1 1 1 1 1 1 1 1
mS = −
−
−
−
−
2 2 2 2 2 2 2 2 2 2
1 1 1 1 1 1
−
−
−
2 2 2 2 2 2
14 e-
d
n=3
mS =
mL=3
mL=-3
mL=-1 mL=0 mL=1 mL=2
(l = 2)
2)
6 e-
f
10 e-
p
mL=-1 mL=0 mL=1
(l = 3)
3)
d
1 1 1 1 1 1 1 1 1 1
mS = −
−
−
−
−
2 2 2 2 2 2 2 2 2 2
1 1 1 1 1 1
−
−
−
2 2 2 2 2 2
(l = 1)
1)
2 e-
p
… et ainsi de suite …
6e
-
Couche 2
2n2 = 8 e-
SousSous-couche (n, l) = (3,2) Même énergie
1 1 1 1 1 1
−
−
−
2 2 2 2 2 2
Couche 1
2n2 = 2 e-
Chaque rectangle (= soussous-couche) correspond à une
même valeur de l’énergie
L’énergie ne dépend QUE de n et de l
Les deux autres nombres quantiques répartissent
les électrons à l’intérieur des sous-couches
C H 6 – CM1 – Structure des Atomes – 8 / 12
III. Configuration Electronique
III.2 Règles
Règles de rempliss
remplissage
Première question :
Combien y a-t-il d’électrons dans :
Exemple : Le Silicium Si (Z = 14)
Première étape :
=> Electriquement neutre
=> Ne pas oublier la charge
=> Il y aura 14 électrons
Commencer à remplir au maximum les niveaux de plus basse énergie
=> Car on cherche la configuration la plus stable – à l’état fondamental
Exemple : Avec le Silicium Si
Mais il suffit d’écrire :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Seconde étape :
- l’atome
- l’ion
M (n = 3)
3s
=> 2
3p
=> 2
L (n = 2)
2s
=> 2
2p
=> 6
K (n = 1)
1s
=> 2
? ?
3d
=> 0
Préciser la répartition des électrons dans la dernière sous-couche, à l’aide des deux
règles suivantes :
Règle 1 :
Principe d’exclusion de Pauli :
nombres quantiques identiques
2 électrons ne peuvent pas avoir leurs quatre
Règle 2 :
Règle de Hund :
Lors du remplissage de la dernière sous-couche, il faut mettre
un maximum de spins parallèles sur cette sous-couche
Exemple : Avec le Silicium Si
Sur la dernière couche, la solution la plus simple est
3p2
=> 2
Mais il y a plusieurs solutions possibles
=> Toutes ces solutions sont équivalentes, aucune n’est plus probable que les autres
=> On parle de
NIVEAUX D’ENERGIE DEGENERES
Déf :
D ég é nér es c en ce d’u n ni v e au d’é n erg i e :
Lorsqu’il existe plusieurs
répartitions qui vérifient les principes de Pauli et de Hund. Ils ont donc même énergie.
Par contre, les autres états ne respectant le principe de Hund peuvent exister, mais correspondent à
des états « excités » de l’atome (c'est-à-dire à un état d’énergie supérieure), lorsque
l’atome a reçu de l’énergie par exemple sous forme lumineuse ou électrique…
Rmq :
=> Dans le cas d’un anion monoatomique, on rajoute les électrons suivant les mêmes règles
=> Dans le cas d’un cation monoatomique, on enlève les électrons dans l’ordre inverse de
l’ordre de remplissage
Exception :
Pour les METAUX DE TRANSITION, on enlève les électrons ns avant les électrons (n-1)d
CH6
CH 6 – CM1 – Structure des Atomes – 9 / 12
III. Configuration Electronique
III.3 Exemples
Donner :
- La configuration électronique des atomes suivants
- Préciser le remplissage de la dernière sous-couche non pleine
- Préciser s’il existe des niveaux d’énergie dégénérés
1.
12
6
2.
19
K
3.
27
Co
4.
24
Cr+
5.
24
C r 2+
C
Commenter quant à la stabilité des derniers ions proposés.
CH6
CH 6 – CM1 – Structure des Atomes – 10/
10 / 12
III. Configuration Electronique
III.4 Electrons de cœur, électrons de valence
Déf :
Electrons de valence = Electron qui appartiennent à la dernière couche occupée
Couche EXTERNE = A PARTIR DU “n” LE PLUS GRAND
(Peut inclure des sous-couches n-1 non remplies…)
Déf :
Electron de cœur = Couches profondes saturées = Electrons n’étant pas de valence.
=> Ce sont ceux du gaz rare de Z directement inférieur
Exemple :
Redonner la structure et préciser quels sont les éléctrons de coeur et ceux de valence
=> Donner l’écriture abrégée de la structure électronique
12
6
C
12
Mg
27
Co
ATTENTION : Dans la couche de valence, on peut inclure des sous-couches au niveau (n-1) non remplies !
P re mi er c om m en t ai r es s ur l a C l assi fi ca ti o n P éri odi qu e :
Les colonnes correspondent à une même configuration externe
= Remplissage de la dernière sous-couche
=> D’où des propriétés chimiques silimaires par colonnes
La colonne dans laquelle se trouve un élément correspond à
Son nombre d’ELECTRONS de VALENCE
Le numéro de la dernière couche correspond à la ligne sur laquelle il se trouve.
=> Permet d’expliquer la structure en « escalier » de la classification
CH6
CH 6 – CM1 – Structure des Atomes – 11/
11 / 12
IV. Classification périodique
IV Evolution périodique des propriétés
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
I V .1) Présentation
Organisation :
Par Z croissant (numéro atomique)
Rappel de la règle de Klechkowski :
Donne l’ordre de remplissage des niveaux d’énergie
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f …
2p
3p
4p
5p
6p
1s1
3d
4d
5d
6d
4f
5f
5g
L1 : 2 éléments
1s2
Bloc 2s
Bloc 2p (6 éléments)
L2 : 8 éléments
Bloc 3s
Bloc 3p (6 éléments)
L3 : 8 éléments
Bloc 4s
Bloc 3d (10 éléments)
Bloc 4p (6 éléments)
L4 : 18 éléments
Bloc 5s
Bloc 4d (10 éléments)
Bloc 5p (6 éléments)
L5 : 18 éléments
Bloc 6s
Propriétés des éléments dans la table :
Repérer les éléments :
Repérer les familles :
Non Métalliques
Métaux de Transition
Eléments radioactifs
Alcalins (métaux)
Alcalino-terreux (métaux)
Halogènes
Gaz Nobles (ou gaz rares ou gaz inertes)
I V .2) Ionisation
Ionisation :
Un atome aura tendance à se rapprocher de la configuration du gaz noble le plus proche.
Cette configuration est plus stable car toutes les couches sont remplies
Il va s’ioniser, c'est-à-dire gagner ou perdre des électrons
Evolution dans la table :
1
H+
3
Li +
11
Na +
19
K+
Perd 1 eEnergie de Première Ionisation :
Evolution dans la table :
25
20
15
10
5
2
4
12
Be 2+
8
Mg 2+
Ca 2+
20
Perd 2 e-
Li
Energie nécessaire à réaliser la réaction
Faible à gauche (e- facile à arracher) 25
Forte à droite (e- difficile à arracher) 20
15
Energie (en eV)
10
5
0
K
Na
K
9
F−
10
Ne
16
S 2−
17
Cl −
18
Ar
34
Se 2−
35
Br −
36
Kr
Gagne 2 e- Gagne 1 e- Stable Tel Quel
0
H
O 2−
He
Kr
X → X + +e −
Energie de
1ère Ionisation
L
M
N
IA
IIIA VA
VIIA
CH6
CH 6 – CM1 – Structure des Atomes – 12/
12 / 12
IV. Classification périodique
I V .3) Elec tronégativité
Electronégativité : (notée χ = chi prononcée ki)
Aptitude d’un atome d’attirer vers lui le doublet électronique qui l’associe à un autre atome.
Exemple : Dans une liaison A-B :Si
χ A > χ B , alors A attire le doublet de la liaison
A
Il y a un déséquilibre dans la liaison, on parle de liaison POLARISEE
On indique le déséquilibre de charge à l’aide d’un δ+ et un δ-.
Evolution de l’électronégativité dans la classification :
B
Augmente de bas en haut
Augmente de gauche à droite
Evolution de
l’ Electronégativité
4
3
2
Electronégativité (sans unité)
1
0
K
L
M
N
O
IA
I V .4) Rayon atomique
Ordre de grandeur du rayon atomique :
Comment évolueévolue-t-il dans la table ?
2 effets à cumuler :
Déjà vu et à connaître : l’Angström
IB IIIB
VB
VIIBIXB
IIIA
VA
VIIA
1 Å = 10 - 1 0 m
Plus il y a d’électrons, plus le rayon augmente
Plus Z est grand, plus les électrons sont attirés
Au final, on reste dans le même ordre de grandeur, comme le montrent les graphiques ci-dessous
Evolution du rayon atomique dans la classification :
Augmente de bas en haut
Augmente de gauche à droite
EVOLUTION INVERSE A L’ELECTRONEGATIVITE
Evolution
Evolution du
Rayon atomique
200
150
100
50
0
K
Rayon Atomique (en pm)
L
M
N
O
IA
IB
IIIBVB
VA
IXBIIIA
VIIB
VIIA