Atomistique : le modèle planétaire de l`atome :

Tutorat PACES Amiens 1
UE 1- Chimie générale- E. Baudrin
Atomistique : le modèle planétaire de l’atome :
But du cours : connaître la structure de l’atome pour comprendre ses propriétés et la
formation des liaisons chimiques.
Intérêts : exemples :
Comprendre les réactions chimiques responsables de processus biologiques :
-Formation du complexe O2/porphyrine -> molécule fermée au milieu de laquelle
il y’a un atome de fer, retenu par une chaine d’AA (histidine) + porphyrine. Le vide est
comblé par une molécule de O2. Il permet de fixer et de transporter l’oxygène dans le
sang pour le redistribuer au niveau des muscles. Il faut que la liaison chimique se forme
et puisse se casser pour récupérer l’O. Parfois il peut y’avoir des intoxications au
monoxyde de C qui se met à la place du O2 -> la liaison entre le Fer et le C est plus forte
que celle entre le Fer et l’O, provoquant un étouffement. Une liaison chimique n’est donc
pas unique (faible ou forte), ce qui est important est la réversibilité dans certains cas.
-L’hémochromatose: stockage anormal du fer dans le corps. Différentes
molécules interagissent avec le fer pour l’éliminer du corps.
-L’ADN : entre les deux brins d’ADN il faut des liaisons faibles (liaisons H) -> il y’a
des liaisons fortes sur toute la longueur du brin mais des liaisons faibles entre les deux
brins d’ADN.
-Utilisation en thérapeutique (cisplatine : anticancéreux, auranofin :
antipolyarthrite rhumatismale, cardiolite : imagerie).
I/ Notion d’atome/d’élément :
Démocrite (5éme au 3éme siècle avant JC) : l’atome est la partie la plus petite de la
matière (on sait maintenant qu’en dessous des atomes il y’a d’autres constituants que
l’on peut encore diviser…). La notion d’atome apparaît il y’a plus de 2500 ans par
Leucippe et son disciple Démocrite -> « le monde est constitué de petites parcelles de
matière séparées par le vide ».
Empédocle (5éme siècle avant JC) : le monde est fait de 4 éléments (eau, terre, feu, air).
Jusqu’au moyen âge on a gardé ces 4 éléments en rajoutant l’alcool, formant la
quintessence.
Lavoisier (18éme siècle) : 33 substances non décomposables ou élémentaires identifiées
grâce à des réactions provoquant des augmentations de masse (« rien ne se perd rien ne
se crée tout se transforme »).
Dalton (18éme/19éme siècle) : hypothèse de l’atome indivisible et indestructible.
Chaque atome est caractérisé par son poids, la référence étant l’H avec MH = 1g/mol.
1g de H se combine à 8g d’O pour donner l’eau HO d’où MO = 8g/mol (or on sait
aujourd’hui que ce n’est pas vrai).
Le problème de Dalton est qu’il faisait confusion entre atomes et molécules ainsi
qu’éléments et corps simples.
Au 19éme siècle : Gay Lussac, Avogadro, Cannizzaro :
-Gay-Lussac : Notions de Dalton transposées aux gazs, il y’a existence de rapports
simples entre gaz réagissant et composés formés - : 1 volume O + 2 volume H = 2 V eau
-Avogadro : des volumes de gaz quelconques pris dans les mêmes conditions
contiennent le même nombre de particules (gaz atomiques ou moléculaires).
-Cannizzaro : chaque molécule de gaz contient un nombre entier d’atome (MO =
16g/mol).

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-Mendeleïev : « en disposant les éléments d’après la grandeur croissante de leur
poids atomique, on obtient une répétition périodique des propriétés » : le plus léger
étant l’H, le suivant étant le Li… Il a ensuite rassemblé les éléments ayant les mêmes
propriétés dans les colonnes : ce sont les familles.
II/ Les constituants de l’atome :
1/ Mise en évidence de l’électron :
Tube de Crookes : l’électron a été mis en évidence grâce à un tube de Crookes (ampoule
avec gaz et deux électrodes (anode et cathode) entre lesquelles on met un champ
électrique). On applique un potentiel de 100kV puis on diminue la pression dans
l’ampoule, proche de la cathode une zone sombre apparaît et des stries lumineuses dans
le reste de l’ampoule. Plus on augmente la pression, plus la zone sombre augmente.
Apparaît derrière l’anode la fluorescence -> lorsqu’on a très peu de molécules de gaz on
peut les ioniser (les cations sont attirés par la cathode (-) et les anions par l’anode (+)).
Les rayons cathodiques sont des faisceaux d’électrons.
Les électrons se déplacent en ligne droite. Si dans le trajet entre la cathode et l’anode on
met une croix de Malte, on voit la projection sur le bout du tube avec l’ombre sur la croix
de Malte.
En 1895, Perrin démonte que l’électron est chargé grâce à une fente et utilise un aimant.
Il démontre ainsi la nature chargée et corpusculaire des rayons cathodiques.
Expérience de JJ Thomson : il a essayé de déterminer la charge et la masse. On utilise un
tube de Crookes et on applique un champ électrique (qui dévie les électrons) et on place
un aimant donnant donc un champ magnétique (qui dévie les électrons
perpendiculairement au champ magnétique), on peut ainsi régler la hauteur du faisceau
d’électrons et déterminer la masse et la charge.
On peut ainsi déterminer e/m (charge/masse) dépend du champ électrique, du champ
magnétique, de la distance centre écran/hauteur faisceau et l (distance du trajet des
électrons), e/m étant ici très élevé.
Millikan (1909) détermine la charge de l’électron en formant un brouillard (gouttelettes
en suspension dans l’air) avec une source ionisante (chargeant les gouttes de
brouillard). Il applique ensuite un champ électrique façon a pouvoir arrêter les gouttes
de brouillard. Il a montré que toutes les gouttes étaient chargées des multiples d’une
constante : la charge élémentaire -> e = 1,6 ^-19 C.
2/ Modèle de Thomson :
Modèle de la « tarte aux prunes ». Les électrons négatifs sont plongés dans une soupe de
charges positives.
Mélectron = 0,911^10-30 kg -> Donc m particule positive = m atome.
3/ Expériences de Rutherford :
Bombardement d’une feuille d’or par des particules alpha (noyau d’He), avec une plaque
photographique autour. Certaines particules passent à travers la feuille d’or sans être
déviées, certaines particules repartant au contraire en arrière.
Conclusions : la matière est lacunaire (la matière est concentrée en certains points, il y’a
du vide). Il existe des ilots de charges positives.
Les forces mises en jeu sont les forces de Coulomb :     
.

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Plus la force est importante plus les particules vont être déviées. (F en Newton,   
(en
 .
4/ Interprétation de l’expérience de Rutherford :
La section du noyau est  fois plus petite que l’atome.
La charge du noyau q = Ze -> Z = n° atomique de l’élément considéré (Z = nombre
d’électrons/ de protons d’un atome).
Cet atome est il formé simplement d’une charge +Ze entouré de Z électrons ?
-H : Z = 1 -> noyau entouré d’1 électron
-He : Z = 2 -> noyau entouré de 2 électrons.
=> mHe = 2 * mH. Or mHe = 4 * mH. Le noyau ne comprend donc pas que des protons.
5/ Le proton :
Mis en évidence par Rutherford : bombardement d’atomes d’N par des particules alphas.
Les rayonnements alpha ionisent l’N.
 q/m mesuré = 2 * q/m des noyaux d’He -> le proton est positif (+1) et
   .
 mHe = 4 *mH
6/ Le neutron :
Bombardement de particules alpha sur du Béryllium : émission d’un rayonnement
neutre.
Ce rayonnement à une capacité énergétique pour mettre en mouvement les noyaux et
notamment les casser (un faisceau de neutrons permet de casser un noyau).
Chadwick réalise des mesures d’énergies et de trajectoire. Il montre que la masse du
neutron est de 1 et que sa charge est nulle.
Le noyau est donc un mélange de différentes quantités de protons et de neutrons.
7/ Notion d’isotopes :
Nucléide : 
 Z : nombre de protons et d’électrons
 A : nombre de nucléons (A = protons + neutrons)
Des nucléides ont le même nombre de protons : ce sont les mêmes éléments chimiques,
ils ont les mêmes propriétés physico-chimiques.
Isotopes = nucléides avec même Z mais nombre de neutrons différents.
La masse atomique est la somme sur tous les isotopes (abondance x isotope).
Ex : Azote (N) : 2 isotopes
 m = 14,00307 uma (99,63%)
 m= 15,000011 uma (0,37%)
 M = 14,0067 g/mol.
(on multiplie la masse par le % pour avoir la masse atomique de l’atome).
8/ Résumé :
Z A X
 Z protons
 Z électrons
 A-Z neutrons

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L’atome est neutre : charge du noyau compensée par les électrons.
Charge élémentaire :     .
Matière lacunaire : mnoyau = matome.
Nombre d’Avogadro :     (nombre de particules/mol).
9/ Limites du modèle :
L’atome de Rutherford devrait rayonner, donc perdre son énergie -> les électrons
devraient s’écraser sur le noyau (avec perte d’énergie potentielle et donc émission
d’énergie ce qui n’est pas le cas car l’atome est stable).
Problème : l’atome doit avoir une configuration stable.
III/ La Théorie des Quanta :
1/ Quantification de l’énergie lumineuse :
Max Planck (1900) : l’énergie lumineuse ne peut être cédée ou reçue que par paquets
d’énergie (quanta). Les photons sont des particules d’énergie lumineuse quantifiée ->
     -> on obtient de l’énergie qui a pour unité le Joule.
     -> constante de Planck.
L’effet photoélectrique a été démontré par Hertz : on envoie de la lumière sur un métal,
relié à un électromètre. S’il se décharge on perd des électrons, perdus parce qu’on
envoie des rayonnements sur le métal.
Cela a été formalisé par Einstein :    
 avec    . Il y’a
conservation de l’énergie.
On a la notion de grain de lumière ou photon.
2/ Dualité onde/ corpuscule :
On peut passer d’un système corpusculaire à ondulatoire grâce a une réversibilité mise
en place par De Broglie.
Propriétés corpusculaires de l’électron : lumière rayonnant sur le métal -> électrons
éjectés de la surface (sous forme de grains = corpuscules).
Propriétés ondulatoires de l’électron : grâce à un cristal (diffraction) : on considère
qu’on a un rayonnement (et non un corpuscule).
On passe de l’un a l’autre grâce à l’onde associée de De Broglie :      (h =
constante de Planck, p = mouvement).
Ep     .
3/ Etude expérimentale des atomes :
Spectre d’émission de l’atome d’H grâce au spectrographe à prisme. En sortie de prisme
toutes les longueurs d’onde sont séparées : pour l’atome d’H on obtient différents types
de clichés, les traits correspondant aux longueurs d’ondes pour lesquelles l’atome émet
de la lumière. Il n’y a pas deux atomes qui ont le même spectre d’émission, c’est donc
aussi un moyen d’identification.
Pour H -> raies d’émission de l’UV jusqu’à l’IR.
L’UV est plus énergétique que l’IR.

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4/ spectre d’émission de l’H :
Formule de Balmer (loi empirique) : -> n  2 pour la série de Balmer :
 (- = nombre d’ondes). Cela est valable pour la série de Balmer.
Pour les autres séries :  
Cste = RH = constante de Rydberg pour l’H -> RH = 109678 cm-1, constante variant donc
selon les atomes).
5/ Hypothèse de Bohr :
Atome neutre : Z électrons + Z charges positives.
Z = numéro atomique.
-> Les électrons décrivent des orbites circulaires
-> L’énergie des électrons ne peut prendre que certaines valeurs. A chaque orbite
correspond une énergie déterminée -> c’est l’état stationnaire.
L’atome dans un état stationnaire n’émet aucun rayonnement et possède une énergie
constante. L’énergie de l’atome est « quantifiée ». Les écarts d’énergie possible pour un
atome sont des valeurs constantes.
Le passage d’un électron d’un état stationnaire à un autre état stationnaire nécessite un
échange d’énergie.
En l’absence d’excitation extérieure, un électron se trouve en permanence sur le niveau
d’énergie le plus bas possible.
Lorsque l’atome cède de l’énergie au milieu extérieure, il doit le faire de manière
discontinue (en ne prenant que certaines valeurs d’énergie donc des longueurs d’ondes).
Cette énergie est cédée lors du passage d’un électron d’une orbite stationnaire E1 à une
orbite stationnaire E2. Il y’a émission d’un seul quantum d’énergie : deltaE = hv.
E finale  E initiale : deltaE  0 => Absorption (il faut apporter de l’énergie pour que
l’électron passe de l’orbite interne à l’orbite externe).
E finale E intiale : deltaE  0 => Emission (il y’a émission d’énergie pour que l’électron
passe de l’orbite externe à l’orbite interne).
6/ L’atome de Bohr :
L’électron tourne autour du noyau avec une orbite circulaire.
On considère le noyau +e avec un électron tournant autour –e.
Fa = force d’attraction = force du noyau sur l’électron (si Fa sup a Fc l’électron s’écrase
sur le noyau).
Fc = force centrifuge (si Fc sup à Fa l’électron s’en va).
Fc = - Fa avec Fc = ma = m * v^2/r.
Fa = force coulombienne = k *q1q2/r^2 avec k = 1/4piepsylone0
7/ Lois du mouvement de l’électron :
Fc = Fa => m * v^2/r = 1/4piepsylone0 * e^2/r^2 (E1)
Condition de quantification : 2pir = n lambda (l’électron sur le cercle suivant son
périmètre = distance pour que l’électron fasse un tour). Lorsque l’électron tourne il
prend des valeurs de la longueur d’onde.
Lambda = h/mv = 2pi r/ n => v = nh/2pi mr (E2) (on intègre E2 dans E1).
 r = epsylone0 h^2/ me^2pi * n^2.
 r = r0 * n^2 (ex : n = 2 -> r = r0 *4 -> quantification, seulement certaines
valeurs permises).