Chapitre 2 : Structure de l'Atome
1. Constituants de l'Atome
1.1 Protons
- Définition : Les protons sont des particules subatomiques chargées positivement situées dans le noyau de l'atome. Ils sont responsables de la charge positive du noyau et jouent un rôle crucial dans la détermination de l'identité de l'élément.
- Charge : La charge d'un proton est +1 unité de charge élémentaire ().
- Masse : Environ 1,67 × 10^(-27) kg, soit environ 1 uma (unité de masse atomique).
- Exemple : L'hydrogène, l'élément le plus simple, possède un seul proton. Le nombre de protons dans le noyau d'un atome détermine son numéro atomique (Z), qui est égal à 1 pour l'hydrogène.
1.2 Neutrons
- Définition : Les neutrons sont des particules subatomiques neutres, c'est-à-dire sans charge, situées également dans le noyau de l'atome.
- Charge : Aucun (neutre).
- Masse : Environ 1,67 × 10^(-27) kg, similaire à celle des protons, mais légèrement plus grande.
- Exemple : L'hydrogène a souvent un isotope appelé deutérium, qui possède un proton et un neutron dans son noyau. Les neutrons contribuent à la masse totale de l'atome et influencent la stabilité du noyau.
1.3 Électrons
- Définition : Les électrons sont des particules subatomiques chargées négativement qui se déplacent autour du noyau dans des régions appelées orbitales.
- Charge : La charge d'un électron est -1 unité de charge élémentaire ().
- Masse : Environ 9,11 × 10^(-31) kg, soit environ 1/1836 de la masse d'un proton.
- Exemple : Dans un atome d'hydrogène, il y a un proton dans le noyau et un électron en orbite autour de ce noyau. Le nombre d'électrons dans un atome neutre est égal au nombre de protons, équilibrant ainsi la charge totale de l'atome.
2. Noyau Atomique
2.1 Composition du Noyau
- Protons et Neutrons : Le noyau est composé de protons et de neutrons, appelés nucléons. La somme des protons et des neutrons détermine le nombre de masse (A) de l'atome.
- Stabilité du Noyau : La force nucléaire forte est responsable de la cohésion des nucléons dans le noyau, surmontant la répulsion électrostatique entre les protons.
- Exemple : L'atome de carbone-12 (C-12) a 6 protons et 6 neutrons dans son noyau, pour un nombre de masse de 12.
2.2 Modèle de Bohr
- Historique : Proposé par Niels Bohr en 1913, ce modèle a été une avancée majeure pour expliquer la structure des atomes et les spectres d'émission.
- Concepts Clés :
- Orbitales Électroniques : Les électrons se déplacent autour du noyau dans des orbites circulaires ou elliptiques fixes, appelées niveaux d'énergie quantifiés.
- Quantification de l'Énergie : Les électrons ne peuvent exister que dans des niveaux d'énergie spécifiques. Les transitions entre ces niveaux entraînent l'émission ou l'absorption de photons.
- Formule de Bohr : La formule pour l'énergie d'un électron dans un niveau n est donnée par : où est la constante de Coulomb, est la charge de l'électron, est la constante de Bohr, et est le nombre quantique principal.
- Exemple : Lorsqu'un électron dans un atome d'hydrogène passe du niveau au niveau , il émet un photon, créant une raie dans le spectre de l'hydrogène.
2.3 Modèle Simplifié
- Niveaux Énergétiques : Les électrons occupent des niveaux d'énergie discrets, avec chaque niveau pouvant contenir un nombre spécifique d'électrons.
- Exemple : Le niveau 1 peut contenir jusqu'à 2 électrons, le niveau 2 peut en contenir jusqu'à 8, et ainsi de suite.
3. Configuration Électronique des Atomes
3.1 Principe de Aufbau
- Principe : Les électrons remplissent d'abord les orbitales de plus basse énergie avant de remplir celles de plus haute énergie.
- Exemple : Pour l'azote (N), avec 7 électrons, la configuration électronique est 1s² 2s² 2p³. Les électrons remplissent d'abord l'orbitale 1s, puis 2s, et enfin 2p.
3.2 Règle de Pauli
- Principe : Aucun deux électrons dans un même atome ne peuvent avoir les mêmes quatre nombres quantiques. Chaque orbitale peut contenir un maximum de deux électrons avec des spins opposés.
- Exemple : Dans l'orbitale 2p de l'azote, les trois orbitales 2px, 2py et 2pz sont remplies avec un électron chacune avant que les électrons ne commencent à se coupler.
3.3 Configuration Électronique
- Notation : La configuration électronique représente la distribution des électrons dans les orbitales atomiques en utilisant les sous-niveaux s, p, d et f.
- Exemple :
- Hydrogène (H) : 1s¹
- Hélium (He) : 1s²
- Oxygène (O) : 1s² 2s² 2p⁴
- Diagrammes Orbitales : Ces diagrammes montrent les orbitales et les électrons à l'intérieur de ces orbitales.
3.4 Tableau Périodique
- Organisation : Le tableau périodique organise les éléments en périodes et en groupes, reflétant leur configuration électronique.
- Exemple : Les éléments du groupe 18 (les gaz nobles) ont une configuration électronique stable avec une couche de valence complète (comme l'argon : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶).
Exemples Illustratifs
- Hydrogène (H) : Atome avec un seul proton, un seul neutron (dans l'isotope deutérium) et un électron. Configuration : 1s¹.
- Carbone (C) : Atome avec 6 protons, 6 neutrons (dans l'isotope carbone-12) et 6 électrons. Configuration : 1s² 2s² 2p².
- Oxygène (O) : Atome avec 8 protons, 8 neutrons (dans l'isotope oxygène-16) et 8 électrons. Configuration : 1s² 2s² 2p⁴.
Conclusion
La structure de l'atome, comprenant les protons, neutrons et électrons, est fondamentale pour comprendre la chimie. Le modèle de Bohr fournit une explication claire des niveaux d'énergie des électrons, tandis que la configuration électronique permet de prédire le comportement chimique des atomes. Ces concepts sont essentiels pour l'étude des réactions chimiques, des propriétés des éléments et des structures moléculaires.