Chapitre 2: La structure de l'atome


 

Chapitre II : Structure de l’atome

Modèles atomiques classiques:

1- Modèle de Thomson (1897) :

  • Description : Thomson propose que l'atome est une sphère de charge positive avec des électrons négatifs incrustés comme des "raisins dans un pudding".
  • Caractéristiques principales :
    • Atome est neutre électriquement.
    • Les électrons sont répartis uniformément dans une matrice de charge positive.
  • Limites : Ne peut expliquer les résultats de l'expérience de la feuille d'or de Rutherford.

2- Modèle de Rutherford (1911) :

  • Description : Après son expérience de la feuille d'or, Rutherford propose que l'atome a un noyau central dense et chargé positivement avec des électrons orbitant autour à une grande distance.
  • Caractéristiques principales :
    • Noyau contient presque toute la masse de l'atome.
    • La majorité du volume de l'atome est vide.
    • Les électrons orbitent autour du noyau, semblable au système solaire.
  • Limites : Ne peut expliquer la stabilité des orbites électroniques et les spectres d'émission des atomes.

3- Modèle de Bohr (1913) :

  • Description : Bohr introduit des orbites fixes et quantifiées pour les électrons, où ceux-ci ne rayonnent pas d'énergie tant qu'ils restent dans ces orbites.
  • Caractéristiques principales :
    • Les électrons occupent des niveaux d'énergie fixes et quantifiés.
    • Les transitions entre niveaux d'énergie produisent ou absorbent de la lumière de fréquences spécifiques.
  • Succès : Explique les spectres d'émission de l'hydrogène.
  • Limites : Ne peut pas expliquer les spectres des atomes plus complexes.

Structure électronique des atomes:

1- Orbites électroniques :

  • Les électrons occupent des régions spécifiques autour du noyau appelées orbitales.
  • Chaque orbitale peut contenir un maximum de deux électrons avec des spins opposés.

2- Niveaux d'énergie et sous-niveaux :

  • Les niveaux d'énergie principaux sont désignés par les nombres quantiques principaux (n = 1, 2, 3, ...).
  • Chaque niveau principal est divisé en sous-niveaux (s, p, d, f) déterminés par le nombre quantique azimutal (l).

3- Configuration électronique :

  • La distribution des électrons dans les orbitales d'un atome.
  • Règles de remplissage : Principe de Pauli, règle de Hund, principe d'Aufbau.

Spectres atomiques:

1- Spectre d'émission :

  • Produit lorsque les électrons excités retombent à des niveaux d'énergie inférieurs, émettant des photons de lumière à des fréquences spécifiques.
  • Chaque élément a un spectre d'émission unique.

2-Spectre d'absorption :

  • Produit lorsque les électrons absorbent des photons et sont excités à des niveaux d'énergie plus élevés.
  • Spectre d'absorption d'un élément est complémentaire à son spectre d'émission.

3- Applications spectroscopiques :

  • Analyse chimique : Identification des éléments dans un échantillon.
  • Astronomie : Détermination de la composition des étoiles et des galaxies.
  • Médecine : Techniques comme la spectroscopie de résonance magnétique (IRM).

Les orbitales atomiques:

1- Notation des orbitales :

  • Utilisation des nombres quantiques (n, l, m) pour désigner les orbitales.
  • Exemples : 1s, 2p, 3d, 4f.

2- Formes des orbitales (s, p, d, f) :

  • s-orbitales : Sphériques.
  • p-orbitales : Forme de haltère, avec trois orientations possibles.
  • d-orbitales : Formes complexes, cinq orientations possibles.
  • f-orbitales : Formes encore plus complexes, sept orientations possibles.

3- Diagramme des orbitales :

  • Représentation des orbitales par des diagrammes de cases.
  • Indication du remplissage des électrons selon les règles de la mécanique quantique.

Énergie et stabilité atomique:

1- Potentiel ionique :

  • Énergie nécessaire pour arracher un électron d'un atome isolé à l'état gazeux.
  • Plus l'électron est proche du noyau, plus le potentiel ionique est élevé.

2- Affinité électronique :

  • Énergie libérée lorsqu'un électron est ajouté à un atome isolé à l'état gazeux.
  • Indique la tendance d'un atome à gagner des électrons.