Architecture de la matière

Chimie générale et organique

PARTIE 1 : Architecture de la matière

I. Composition de l’atome

1) Le noyau

Il est constitué de :

• A nucléons (nombre de masse)
• Z protons (numéro atomique) → charge = +e (1.602.10-19 C)
• N = A-Z (neutrons)

2) Les électrons

Ils sont non localisés : on peut représenter des régions où cet électrons a de fortes chances de se trouver : c’est l’orbitale atomique (OA).

Exemple : atome d’hydrogène → OA = sphère

Charge = -e (-1.602.10-19 C)

Un atome est neutre : cela signifie qu’il y autant de protons que d’électrons.

3) Les ions

Un atome qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électron(s) est un ion : il est électriquement chargé.

4) Eléments chimiques[pic 1]

Ils sont définis par leur numéro atomique Z.

5) Isotopes

Ce sont des entités atomiques ayant le même nombre de protons Z mais un nombre de nucléons A différent.

II. Structure électronique des atomes

Il permet de déterminer la structure électronique et consiste à décrire comment les électrons s’organisent autour du noyau. On attribue à chaque électron une orbitale atomique.

1) Les nombres quantiques

C’est l’équation de Schrödinger qui permet d’attribuer une orbitale atomique à chaque électron. Elle conduit à introduire 3 nombres quantiques.

• Nombre quantique principal : n

→ C’est un entier strictement supérieur à 0, il définit la couche électronique

• Nombre quantique secondaire : l (azimutal)

→ 0 < l < n-1, il définit la sous couche électronique

• Nombre quantique magnétique : ml

→ - l < ml < l

• Nombre quantique de spin : ms (lié à l’électron)[pic 2]

→ l’électron peut se retrouver dans 2 états quantiques : état up (ms = 1/2 , noté     ) et état down (ms = -1/2, noté   ) [pic 3]

Sens physique des nombres quantiques :

• n et l créent l’énergie de l’orbitale atomique
• l caractérise la forme de l’orbitale atomique
• ml détermine la position de l’orbitale atomique dans l’espace (3 directions possibles)

Un électron peut être caractérisé par un quadruplet quantique : n, l, ml, ms .

2) Comment remplir les orbitales atomiques avec les électrons ?

1) Règle de Klechkowski

A l’état fondamental, les orbitales atomiques sont remplies par ordre croissant d’énergie :

• suivant n + l croissant
• pour deux valeurs identiques n+ l, suivant n croissant[pic 4]

[pic 5][pic 6][pic 7][pic 8][pic 9]

     [pic 10]

Des orbitales atomiques de même énergie sont appelées orbitales atomiques dégénérées. 

2) Principe d’exclusion de Pauli

Une orbitale atomique contient au maximum 2 électrons de spin opposé lorsqu’elle est remplit. On commence par les OA de plus basse énergie puis on augmente.

3) Règle de Hund

A l’état fondamental, le maximum d’OA est occupé avec des électrons présentant des spins parallèles.

[pic 11]

3) Les électrons de cœur et de valence[pic 12]

• Electrons de valence : ceux des OA de plus grandes valeurs de n et ceux des OA de n inférieures si elles sont partiellement remplies
• Electrons de cœur : autres électrons (ne réagissent pas)

Les électrons de valence sont responsables de la réactivité chimique.

[pic 13]

Schéma de Lewis d’atomes dans son état fondamental :

Le schéma de Lewis est constitué du symbole de l’élément entouré par ses électrons de valence. Un électron célibataire est représenté par un point et un doublet non liant par un trait.

4) Comment déterminer la configuration électronique des ions ?

Règle de l’octet : les atomes tendent à s’entourer de 8 électrons de valence : 4 doublets liants ou non liants afin d’avoir la configuration d’un gaz noble (s2p6). Cette règle s’applique strictement et sans exception à la deuxième ligne (= période) de la classification périodique.