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.