Atomistique

XSéquence 2
Atomistique
Plan du cours
Chapitre I - Quelques éléments de structure de la matière - Polycopié
1 - Constituants de l’atome
2 - Structure du noyau
3 - Quelques définitions
4 - Pour la culture personnelle
Chapitre II - Quantification de l’énergie de l’atome
1 - Spectre de l’hydrogène
2 - Modèle de Bohr (Hors programme)
Chapitre III - Structure électronique de l’atome
1 - Aspects probabilistes
2 - Les nombres quantiques
3 - Règles de structuration électronique
4 - Dernières définitions et exceptions
Chapitre IV - Structure électronique des molécules
1 - Aspects probabilistes
2 - La liaison de covalence
3 - Mésomérie
4 - Géométrie des molécules : théorie de Gillespie
Chapitre V - Classification périodique des éléments - Polycopié
À partir du TP cours.
Documents complémentaires
•TD d’atomistique ;
•Distribution du DM d’atomistique à rendre pour le mercredi 10 octobre ;
•L’essentiel à retenir en atomistique ;
•Fiche de colle.

Chapitre Atomistique I - MPSI 1 Lycée Chaptal - 2012
Quelques éléments de structure de la matière
Ce chapitre introductif reprend un certain nombre d’éléments vus dans le secondaire et le complète avec quelques
notions qui seront utiles en prépa. Le but de cette petite introduction est de donner quelques informations sur la
structure de l’atome afin d’en prévoir les propriétés.
I - Constituants de l’atome
La matière est discontinue, et on considère classiquement qu’elle est constituée d’atomes (aussi appelé élé-
ment), eux-mêmes composés d’un noyau entouré par des électrons.
•Les électrons sont des particules très légères et chargées négativement. Ils sont notés e−
Masse (e−) = 9,1.10−31 kg Charge(e−) = - e = - 1,6.10−19 C
eest appelée charge élémentaire, c’est une grandeur fondamentale en physique.
•Le noyau est constitué de nucléons, qui sont les neutrons n (neutres électriquement) et les protons p
(chargés positivement et portant la charge +e ). Dans un atome neutre, il y a donc autant de protons dans
le noyau que d’électrons autour de celui-ci. Les neutrons et les protons font à peu de choses près la même
masse (les neutrons sont un peu plus lourds) et celle-ci vaut 1800 fois celle d’un électron. Le noyau est donc
beaucoup plus lourd et on fait souvent l’approximation que les électrons gravitent autour d’un noyau FIXE,
un peu comme lorsque l’on considère que la Terre ne bouge pas et que la Lune tourne autour.
Masse(p/n) = 1,6.10−27 kg Charge(p) = + e = +1,6.10−19 C Charge(n) = 0
Il faut connaître les valeurs des masses et charges de ces constituants !
Souvent, on considère que les atomes gravitent autour du noyau avec une répartition en couches (notées K pour
la première - de Kern, le noyau, en allemand -, puis L, M, N ... ) et on parle de modèle planétaire. On verra plus
loin le modèle quantique, dans lequel la notion de couche est remplacée par celle d’orbitale et correspond à la
probabilité d’y trouver un électron. Enfin, les électrons situés sur la couche la plus extérieure (et, par extension,
sur l’orbitale la plus extérieure) sont appelés électrons de valence. Ils sont fondamentaux car ils sont responsables
des liaisons chimiques, des comportements électriques et par conséquent des propriétés chimiques des corps. La
chimie repose principalement sur l’étude de ces électrons de valence : combien sont-ils, sont-ils faciles à arracher ou
non ... Si un atome perd ou gagne un ou plusieurs électrons, il y aura déséquilibre de charges et on aura un ion.
II - Structure du noyau
On donne la carte d’identité d’un élément en donnant son nombre de protons, noté Zet appelé numéro
atomique, et son nombre de nucléons, noté Aet appelé nombre de masse. On en déduit alors le nombre de
neutrons en calculant la quantité A-Z, et le nombres d’électrons qui est égal à Z, car on suppose toujours, sauf
information supplémentaire, l’atome neutre. En général, N est supérieur à Z (cela est important lors de l’étude des
désintégrations nucléaires et de la stabilité des noyaux).
Exemple : le carbone 14 14
6C comprend un noyau de 6 protons et 8 neutrons, autour duquel gravitent 6 électrons ;
le carbone 12 12
6C possède lui 6 neutrons seulement pour autant de protons. Le carbone 12 est plus stable, on dit
que le carbone 14 est un isotope du carbone 12 (même Z mais un A différent). Les isotopes interviennent souvent
lors de l’étude de réactions nucléaires, et sont en général minoritaires pour un élément fixé.
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Chapitre Atomistique I
Deux éléments sont dits isotones s’ils ont le même N mais un A (donc un Z) différent, et isobares s’ils ont un
même A mais un Z différent.
Ordres de grandeur : un rayon atomique est de l’ordre du dixième de nanomètre, appelé Angström et noté Å :
1Å=10−10 m. Un rayon de noyau mesure environ 10−15 m, appelé femtomètre. On remarque donc que l’atome
est constitué d’un très petit noyau, un atome est donc essentiellement constitué de vide, avec des électrons légers
tournant autour d’un petit noyau très dense. On laisse le soin au lecteur de vérifier que, pour un modèle sphérique
et une dizaine de nucléons, on a une densité d’environ 4.1018 kg.m−3, ce qui gigantesque !
III - Quelques définitions
•La mole est la quantité de matière contenant autant d’atomes que ceux présents dans 12g de carbone 12. Cette
quantité est appelée nombre d’Avogadro et vaut NA= 6,02.1023 mol−1.Attention donc, c’est une grandeur
dimensionnée !
•L’unité de masse atomique (uma) est une unité de masse utilisée en atomistique car plus adaptée à
l’échelle atomique. Celle-ci vaut un douzième de la masse d’un atome de carbone 12. Puisqu’un atome de carbone
12 possède 12 nucléons et que ceux-ci sont à peu près de même masse et constituent l’essentiel de la masse de
l’atome, c’est donc grosso modo la masse d’un nucléon. On a ainsi 1 uma = 1/NA= 1,66.10−27 kg. En effet, la
masse d’un douzième de mole de carbone est de 1g donc celle d’un nucléon de 1/NA. On retiendra également la
formule pratique donnant la masse d’un atome de nombre de masse A : matome ≃Auma qui se révèle parfois bien
pratique (en gros, la masse d’un atome est égale à son nombre de masse en uma !) et par conséquent
La masse molaire est environ égale au nombre de masse en g.mol−1.
Par exemple, le nombre de masse de l’oxygène est de 16, on en déduit que la masse molaire de l’oxygène est
d’environ 16 g.mol−1.
Remarque : la masse molaire d’un élément X est égale en fait à la moyenne des masses de X et de ses isotopes :
on parle de mélange isotopique. C’est pour cela que la masse molaire n’est jamais entière. Par exemple, dans la
nature, 98,9% du carbone est du carbone 12, 1,1% du carbone 13 et le reste (des traces) du carbone 14.
•L’électron-volt eV est une autre unité, de charge cette fois-ci, adaptée à l’échelle atomique. C’est l’énergie
électrique d’un électron soumis à une différence de potentiel de un volt, soit puisque E=qV :
1 eV = 1,6.10−19 J
•Un électron est dit excité s’il a reçu de l’énergie. Celui-ci doit alors, pour retrouver sa stabilité, perdre cette
énergie et la restituer, souvent sous forme de photons d’énergie :
E=hf où h= 6,6.10−34 J.sest la constante de Planck et fla fréquence du photon.
C’est la relation de DE BROGLIE (qui se prononce fort intuitivement « De Breuille »).
Par exemple, l’ionisation est un cas particulier d’excitation dans laquelle on a donné tellement d’énergie à
l’électron que celui-ci a été arraché de l’atome. Un tel phénomène de désexcitation s’accompagne donc d’émission
de photons lumineux dont la fréquence permet de savoir quelle énergie a été échangée. L’étude de ces rayonnements
électromagnétiques est d’une importance énorme en physique et dans d’autres domaines (principalement en imagerie
médicale, en chimie, ...)
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Chapitre Atomistique I - MPSI 1 Lycée Chaptal - 2012
IV - Pour la culture personnelle
Expérimentalement, on constate que la masse du noyau n’est pas égale, comme on pourrait s’y attendre, à la
somme des masses des nucléons, c’est-à-dire que l’on a mpZ+mn(A−Z)> mnoyau. On sait aujourd’hui que ce
défaut de masse correspond à l’énergie qu’il faut pour assurer la cohésion du noyau. En effet, Einstein a établi
que la masse met l’énergie Eétaient proportionnelles selon
E=mc2
par l’intermédiaire du carré de la vitesse de la lumière dans le vide. On peut donc associer à la différence de masse
du noyau un équivalent énergétique !
On sait aussi que les atomes les plus stables sont ceux de numéros atomiques intermédiaires. Les noyaux de
tels éléments nécessitent moins d’énergie pour assurer leur cohésion (voir courbe ci-dessous, dite courbe d’Aston 1).
Ainsi, lorsque de gros atomes se fissionnent, c’est-à-dire qu’ils se fractionnent en deux parties ou plus, ils se
forment des atomes intermédiaires qui ont de l’énergie en excès puisqu’ils sont plus stables : on récupère donc de
l’énergie ! Si de tout petits atomes fusionnent (au sens propre du terme), on récupère également de l’énergie. C’est
ce phénomène commun qui explique l’utilisation déjà commerciale de la fission nucléaire et on espère rapidement
de la fusion nucléaire (cette dernière promettant une source d’énergie presque inépuisable et très peu de déchets
nucléaires, au contraire des centrales à fission actuelles).
Courbe d’Aston
1. Qui donne l’énergie moyenne par nucléon en MeV en fonction du nombre de nucléons dans le noyau A
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TP Chimie - Évolution des propriétés chimiques dans la classification périodique - MPSI 1 Lycée Chaptal - 2012
Évolution des propriétés chimiques dans la classification périodique
Le but de ce TP-cours est d’illustrer sur quelques exemples les similitudes chimiques pour les éléments d’une
même colonne (c’est-à-dire d’une même famille chimique) et l’évolution des propriétés chimiques dans une même
ligne ou dans une même colonne.
I - Un peu d’histoire
On attribue en général la classification périodique à Dmitri Mendeleïev, mais elle est le fruit d’une lente évolution
et de nombreuses contributions depuis les premiers travaux de Lavoisier. D’ailleurs, comme on va le voir, la véritable
classification de Mendeleïev était incomplète !
1700 - 12 corps simples sont isolés et connus : (Antimoine Sb, argent Ag, arsenic As, carbone C, cuivre Cu,
étain Sn, fer Fe, mercure Hg, or Au, phosphore P, plomb Pb et soufre S).
1808 - L’anglais Humphry Davy révèle des propriétés communes au calcium Ca, au strontium Sr et au baryum
Ba.
1818 - Le même Davy trouve des propriétés communes au lithium Li, au sodium Na et au potassium K.
1850 - 60 corps simples sont connus.
1860 - Premier classement des éléments : ceux-ci sont classés par masse atomique croissante.
1862 - Le français De Chancourtois met en évidence une certaine périodicité du classement précédent qu’il
représente par une vis tellurique.
1864 - J.A. Newlands propose une périodicité de période 8 et parle de familles chimiques (par exemple les
alcalins). Il utilise la règle de l’octave (terme musical). Il propose le N◦1 poue le lithium, et le 8 pour le sodium ;
ou N◦1 pour le sodium et N◦8 pour le potassium, etc.
1869 - Mendeleïev propose sa classification qui apporte deux grandes idées : d’une part, regrouper dans une
même colonne les éléments possédant des propriétés communes en laissant si besoin certaines cases vides,
et d’autre part en inversant certains éléments de l’ancienne classification, c’est-à-dire à ne plus classer systé-
matiquement les éléments en fonction de leur masse atomique. Si on regarde la classification actuelle, on
peut ainsi remarquer les irrégularités argon/potassium, cobalt/nickel, mais surtout iode/tellure qui fût le principal
aménagement de Mendeleïev. Mendeleïev était tellement persuadé de la justesse de ses vues qu’il déclara que les
cases vides trouveraient tôt ou tard un « locataire ». Cependant, une de ses insuffisances - mais qu’il ne pouvait
deviner à l’époque - était l’absence de la colonne des gaz rares. Aujourd’hui, la classification est fondée sur le
nombre croissant de protons, et non plus sur la masse atomique.
1895 - Ramsay découvre les deux premiers gaz rares, hélium He et argon Ar, ce qui tempère l’enthousiasme des
partisans de Mendeleïev. Cependant, Ramsay propose d’ajouter une colonne, en déclarant que si Mendeleïev a vu
juste, les cases vides de cette nouvelle colonne trouveraient également des occupants. Ce même Ramsay découvrira
peu après le krypton Kr et le xénon Xe, ce qui confirmera de façon splendide les idées de Mendeleïev.
Au fur et à mesure, les nouveaux éléments découverts trouvent leur place dans le tableau, avec les propriétés
prévues par la classification ! Il y aura une dernière évolution avec la découverte des lanthanides et actinides,
qui trouveront place dans deux nouvelles lignes mises à part pour conserver une certaine compacité au tableau.
Aujourd’hui, les « les cases sont pleines » pour tous les éléments naturels (jusqu’à Z=92 pour l’uranium). Les
éléments suivants sont tous artificiels et sont appelés transuraniens.
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