Modèle Atomique Quantique et Propriétés Périodiques

Modèle Atomique Actuel (Mécanique Quantique)

Le modèle de Bohr a été affiné par Werner Heisenberg. Son principe d'incertitude énonce qu'il est impossible de connaître simultanément avec une précision absolue la position et la vitesse (quantité de mouvement) d'une particule, comme l'électron autour du noyau atomique.

Cela a conduit au modèle de la mécanique quantique. Dans ce modèle, on ne parle plus d'orbites définies, mais d'orbitales atomiques : des régions de l'espace autour du noyau où la probabilité de trouver un électron est la plus élevée. Ces orbitales sont regroupées en différents niveaux et sous-niveaux d'énergie.

Pour décrire précisément l'état d'un électron dans un atome, on utilise quatre nombres quantiques. L'ensemble de ces nombres pour tous les électrons d'un atome définit sa configuration électronique, essentielle pour comprendre sa place dans le tableau périodique et ses propriétés.

Les Nombres Quantiques

• Nombre Quantique Principal (n)

  Indique le niveau d'énergie principal de l'électron. Il peut prendre des valeurs entières positives : n = 1, 2, 3, 4, ... Plus n est élevé, plus l'électron est en moyenne éloigné du noyau, correspondant à une orbitale plus grande et généralement moins stable.

• Nombre Quantique Secondaire (l)

  Aussi appelé nombre quantique azimutal, il décrit la forme de l'orbitale et définit les sous-niveaux d'énergie au sein d'un niveau principal. Ses valeurs dépendent de n et vont de 0 à n-1. Ces valeurs correspondent aux types d'orbitales :

  • l = 0 : orbitale s (sphérique)
  • l = 1 : orbitales p (en forme de lobe)
  • l = 2 : orbitales d
  • l = 3 : orbitales f
  • ...

• Nombre Quantique Magnétique (m ou m_l)

  Indique l'orientation spatiale de l'orbitale au sein d'un sous-niveau. Ses valeurs dépendent de l et vont de -l à +l, y compris 0. Par exemple, pour l=1 (orbitales p), m peut valoir -1, 0, +1 (trois orbitales p orientées différemment).

• Nombre Quantique de Spin (s ou m_s)

  Décrit le moment cinétique intrinsèque de l'électron, une propriété quantique appelée spin. Il ne peut prendre que deux valeurs : +1/2 et -1/2, représentant les deux orientations possibles du spin de l'électron.

Règle de Pauli et Configuration Électronique

• Principe d'Exclusion de Pauli

  Énoncé par Wolfgang Pauli, ce principe stipule que dans un atome, deux électrons ne peuvent pas avoir les quatre mêmes nombres quantiques. Concrètement, une orbitale atomique (définie par n, l et m) peut contenir au maximum deux électrons, et ceux-ci doivent avoir des spins opposés (l'un +1/2, l'autre -1/2).

• Configuration Électronique

  La configuration électronique décrit la répartition des électrons dans les différentes orbitales d'un atome, en respectant les principes de la mécanique quantique (dont le principe de Pauli et la règle de Hund). Pour la déterminer :

  1. Déterminer le nombre total d'électrons de l'atome (égal au numéro atomique Z pour un atome neutre).
  2. Placer les électrons dans les niveaux et sous-niveaux d'énergie par ordre d'énergie croissante (règle de Klechkowski).
  3. Respecter la capacité maximale de chaque sous-niveau (s: 2e^-, p: 6e^-, d: 10e^-, f: 14e^-) et de chaque orbitale (2e^- avec spins opposés).

Propriétés Périodiques

La configuration électronique des atomes, en particulier celle des électrons de la dernière couche (électrons de valence), explique la périodicité des propriétés chimiques et physiques observée dans le tableau périodique.

• a) Rayon Atomique

  Le rayon atomique est une mesure de la taille d'un atome. Il est souvent défini comme la moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes identiques adjacents (dans une molécule diatomique ou un cristal).

• b) Potentiel d'Ionisation (Énergie d'Ionisation)

  C'est l'énergie minimale requise pour arracher un électron à un atome neutre à l'état gazeux et fondamental, le transformant ainsi en cation (ion positif). Ex: X(g) + Énergie → X⁺(g) + e^-.

• c) Affinité Électronique

  C'est la variation d'énergie (souvent une libération d'énergie) qui se produit lorsqu'un atome neutre à l'état gazeux et fondamental capture un électron pour former un anion (ion négatif). Ex: X(g) + e^- → X^-(g) + Énergie.

• d) Électronégativité

  L'électronégativité mesure la tendance d'un atome à attirer vers lui les électrons d'une liaison chimique dans laquelle il est engagé. C'est une mesure relative, souvent exprimée sur l'échelle de Pauling.