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Cours n°1 Le nuage électronique I. Les modèles de l’atome. Il y a eu plusieurs philosophies mais le terme d’ « atome » existe depuis l’antiquité notamment les grecs. L’atome est, pour les grecs, un morceau de matière indécoupable. Au siècle des Lumières, un certain nombre de physiciens se sont intéressés au sujet. C’est à ce moment là que naît une nouvelle théorie : « Les atomes sont des particules fondamentales de la matière qui s’associent pour former des molécules. » Toutes les sciences sont liées, donc l’avancée de l’une dépend de l’autre d’où l’intérêt de développer la chimie. 1) Les différents modèles. 1901 : J. Perrin parle de modèle planétaire. 1903 : J.J. Thomson parle d’une boule remplie de charges équilibrées. 1911 : Rutherford démontre, à l’aide d’une expérience de projection de rayons X sur une feuille très fine, que la théorie de Perrin est bonne. Il dit aussi que la boule centrale est chargée positivement et autour ce sont des négatifs qui gravitent. 1913 : Chadwick met en évidence le neutron qui permet aux particules de même signe de cohabiter. Le noyau comprend N neutrons et Z protons et A=N+Z et X est le symbole chimique. A Notation : X zLa masse d’un atome est concentrée dans le noyau. 12 14Isotope : deux entités avec un même Z mais des travaux différents. Ex : C et C 6 6L’abondance naturelle isotopique (c'est=à=dire le pourcentage de change de trouver de cette entité) est la moyenne des masses isotopiques ...

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• Publié par: Ella
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Le nuage électronique Cours n°1 I. Les modèles de l’atome.  Ily a eu plusieurs philosophies mais le terme d’ « atome » existe depuis l’antiquité notamment les grecs. L’atome est, pour les grecs, un morceau de matière indécoupable. Au siècle des Lumières, un certain nombre de physiciens se sont intéressés au sujet. C’est à ce moment là que naît une nouvelle théorie :  «Les atomes sont des particules fondamentales de la matière qui s’associent pour former des molécules. » Toutes les sciences sont liées, donc l’avancée de l’une dépend de l’autre d’où l’intérêt de développer la chimie.  1)Les différents modèles. 1901 :J. Perrin parle de modèle planétaire. 1903 :J.J. Thomson parle d’une boule remplie de charges équilibrées. 1911 :Rutherford démontre, à l’aide d’une expérience de projection de rayons X sur une feuille très fine, que la théorie de Perrin est bonne. Il dit aussi que la boule centrale est chargée positivement et autour ce sont des négatifs qui gravitent. 1913 :Chadwick met en évidence le neutron qui permet aux particules de même signe de cohabiter. Le noyau comprend N neutrons et Z protons et A=N+Z et X est le symbole chimique. A Notation : z X La masse d’un atome est concentrée dans le noyau. 12 14 Isotope : deux entités avec un même Z mais des travaux différents. Ex : 6 C et 6 C L’abondance naturelle isotopique (c'est-à-dire le pourcentage de change de trouver de cette entité) est la moyenne des masses isotopiques pondérés par leur abondance. 24 2526  Exemple : 12 Mg : 78,99% 12 Mg : 10,00% 12 Mg : 11,01% Masse molaire d’un élément est la moyenne des masses isotopiques pondérés par leur abondance. -1 Exemple : 79,99%x23,985+10%x24,986+11,01x25,983=24,305 g.mol 23 Rappel : une mole contient 6,022. 10entités, c’est aussi le nombre d’Avogadro  2)Modèle de Bohr 1913 :N. Bohr applique la théorie de M. Planck sur les échanges entre matière et rayonnement. E f -E i =hv L’énergie de l’électron est quantifiée et elle peut être différente suivent les électrons. Ils sont donc placés par couches. Un niveau d’énergie correspond à une trajectoire stable et les changements d’énergie sont discontinus. Le niveau le plus bas est le niveau fondamental, les autres sont des niveaux excités. Le modèle de Bohr est un modèle quantique de l’atome.  3)Modèle ondulatoire 1923 : L. De Broglie fait un lien entre l’onde et la matière λ=h/p H : constante de Planck P : quantité de mouvement Λ : longueur d’onde Idée : un électron est une particule qui peut –être décrite aussi comme une longueur d’onde. L’idée d’orbite (trajectoire) est abandonnée et on utilise ensuite l’orbitale (probabilité de présence). Des scientifiques améliorent cela et parlent de nombres quantiques.

II. Les 4 nombres quantiques. Le modèle est défini par 4 nombres : n, l, m l, m s  1)Le nombre quantique principal : n  n≥1(n entier) : il définit la couche.  2)Le nombre quantique secondaire (azimutal) : l  0≤ l ≥ n-1 (l entier) : il définit la sous couche.  3)Le nombre quantique magnétique : m l  -l ≤m l ≥ l (m l entier relatif)  4)Le nombre quantique magnétique de spin : m s  m s = ± 1/2 III. Organisation du nuage électronique.  1)La couche n  n=1couche K  n=2couche L  .. .  n=7couche G  2)La sous couche l  l=0sous-couche K  l=1sous-couche L  l=2sous-couche M  l=3sous-couche F -l n’est jamais supérieur à 3. Exemple :  3)case quantique (orbitale) m l  Exemple: si n=40 ≤ l ≤ 3et -1≤ ml ≤ 1 Si l=0 (sous-couche s) alors ml =0 --> 1 case quantique Si l=1 (p) alors ml = -1, 0, 13cases quantiques Si l=2 (d) alors ml = -2, -1, 0, 1, 25 cases quantiques Si l=3 (f) alors ml = -3, …, 37 cases quantiques Une orbitale définit un niveau d’énergie et la région de l’espace dans laquelle l’électron se trouve le plus souvent.  4)Principe d’exclusion de Pauli  Dansun atome, il ne peut y avoir deux électrons ayant leurs 4 nombres quantiques identiques. Il y a au maximum 2 électrons par orbitale avec des spins opposés.  Ms= + ½électron célibataire  Ms= + ½ et ms = - ½doublet ou paire électronique.

 5)La règle de HUND  Etatfondamentale : les sous-couches doivent être remplies au maximum avant de passer à la suivant. Quand plusieurs électrons sont dans des cases de même énergie, l’état de plus basse énergie est obtenu en utilisant le maximum d’orbitale, les spins des électrons non appariés étant parallèles. Exemple : Remarque : L’état de plus basse énergie d’un atome est appelé état fondamental. Les états d’énergies supérieurs sont les états excités. IV. Application aux trois premières couches n lml ms 1(K) 0(1s)0 +ou – ½1s² 2l 0(2s)0 +ou – ½2s²  -1+ ou – ½ 1(2p) 0 +ou – ½2p6 -1 +ou – ½  0(3s)0 +ou – ½3s²  -1 3p6ou – ½1(3p) 0 +  1 V. Règle de Klechkowski 1 s 2 p 3 sp 4 sd f  pd  sp  s VI. électrons de cœur et électrons de valence  Electronsde cœur : électrons occupants les orbitales d’énergies les plus basses.  Electronsde valence : les électrons occupants la dernière couche 2 3 3-  Exemple: N(z=7) 1s2s 2p2+3=5e devalence  Lesélectrons de cœurs n’ont aucune activité et utilité.  Lesélectrons de valence sont utiles pour certaines propriétés et ils sont plus accessibles. VII. Représentation de LEWIS  Lareprésentation de Lewis permet de schématiser la configuration de valence.  Lesorbitales de valence sont schématisées par un tiret pour un doublet d’électron et par un point pour chaque électron célibataire.  Chaqueélectron célibataire va donner une liaison.  S’ily a des charges elles sont indiquées. 14 22 3 Exemple : 7 N7 électrons1s 2s 2s5 électrons de valence|N