Théories Atomiques et Propriétés des Éléments

Expériences et Découvertes Atomiques

Au XIX^e siècle et au début du XX^e siècle, des preuves de la divisibilité de l'atome ont été trouvées grâce à deux types d'expériences :

• Décharges électriques à travers les gaz à basse pression.
• Bombardement de gaz et de substances radioactives sur une mince feuille métallique ou d'autres substances par des particules subatomiques.

Découvertes Majeures

• 1897 : Joseph John Thomson découvre l'électron.
• 1911 : Ernest Rutherford nomme le proton, constituant du noyau d'hydrogène.
• 1932 : James Chadwick découvre le neutron.

Modèles Atomiques

Modèle atomique de Thomson

L'atome est une sphère de charge électrique positive, dans laquelle des électrons négatifs sont intégrés en nombre suffisant pour neutraliser la charge positive.

Concepts liés au noyau

• Numéro atomique (Z) : Nombre de protons.
• Nombre de masse (A) : Nombre de protons plus le nombre de neutrons.
• Isotopes : Atomes ayant le même numéro atomique mais des nombres de masse différents.
• Isobares : Atomes ayant des numéros atomiques différents mais le même nombre de masse.
• Masse atomique moyenne : Moyenne pondérée de la masse des différents isotopes d'un élément.

Modèle atomique de Rutherford

• L'atome possède un noyau central positif qui accumule la majeure partie de la masse.
• Des électrons négatifs orbitent autour du noyau sur des orbites circulaires concentriques.
• Il y a un espace vide important dans l'atome, et son noyau est environ 10 000 fois plus petit que le volume atomique.
• L'atome est électriquement neutre.

Théorie quantique de Planck

L'énergie qu'un atome gagne ou perd doit être un multiple exact du quantum d'énergie : E = hν, où h = 6,626 x 10^-34 Js.

Modèle de Bohr

• L'atome possède un noyau central positif où presque toute la masse s'accumule. Des électrons négatifs tournent autour de ce noyau.
• Ils se déplacent sur des orbites circulaires concentriques sans émettre d'énergie. Cependant, toutes les orbites ne sont pas possibles ; seules celles qui satisfont la condition suivante le sont : mvr = n(h/2π).
• L'atome absorbe ou émet de l'énergie sous forme de rayonnement électromagnétique lorsqu'un électron se déplace d'une orbite à l'autre.

Modèle vectoriel de l'atome

Quatre variables déterminent l'énergie de l'électron : le rayon moyen de l'orbite, son inclinaison, son excentricité et le spin de l'électron. Ces variables sont quantifiées par quatre nombres quantiques :

• Principal (n) : n = 1, 2, 3, ...
• Secondaire (l) : l = 0, 1, 2, ..., n - 1
• Magnétique (m_l) : m_l = -l, ..., 0, ..., +l
• Spin (m_s) : m_s = +1/2, -1/2

Niveaux et sous-niveaux énergétiques

• Niveau ou couche : Défini par le nombre quantique principal (n).
• Sous-couche ou sous-niveau : Défini par n et le nombre quantique secondaire (l).
• Orbitale : Définie par n, l et le nombre quantique magnétique (m_l).

Règle de Hund (multiplicité maximale)

Dans un sous-niveau, les électrons occupent le maximum d'orbitales individuelles avant de s'apparier dans la même orbitale.

Règle de Madelung (règle de Klechkowski)

L'orbitale ayant la plus faible énergie est celle avec la plus petite somme (n+l). En cas d'égalité de (n+l), l'orbitale avec le plus petit n a la plus faible énergie.

Principes de construction (Aufbau)

Les électrons se disposent en occupant successivement les orbitales par ordre croissant d'énergie. La figure ci-dessous résume l'ordre de remplissage des sous-niveaux :

7p 7s
6s 6p 6d
5s 5p 5d 5f
4s 4p 4d 4f
3p 3s 3d
2s 2p
1s

Tableau Périodique

Éléments triés par numéro atomique, regroupés par propriétés chimiques et physiques. Il comprend 18 groupes et 7 périodes.

• Groupe : Colonne d'éléments du tableau périodique. Ces éléments ont des propriétés similaires et une notation électronique équivalente.
• Période : Rangée d'éléments dans le tableau périodique. Le dernier niveau d'énergie est le même dans leur notation électronique, mais leurs propriétés ne sont pas similaires.

Propriétés Périodiques

Les propriétés des éléments varient en fonction de leur position dans le tableau.

• Énergie d'ionisation : Énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome gazeux.
• Affinité électronique : Énergie libérée ou requise lors du processus de capture d'un électron par un atome. Sa variation dans les groupes et les périodes du tableau périodique est similaire à celle de l'énergie d'ionisation.
• Électronégativité : Mesure de l'« appétit » des atomes pour les électrons (échelle de Lewis de 0 à 4). Sa variation dans les groupes et les périodes du tableau périodique est similaire à celle de l'énergie d'ionisation.
• Rayon atomique : Tendance dans le tableau périodique.

Liaisons Chimiques

• Liaison chimique : L'union de deux atomes pour atteindre une situation plus stable que lorsqu'ils sont séparés.
• Énergie de liaison : Énergie libérée lors de la formation d'une liaison et énergie nécessaire pour la rompre.
• Longueur de liaison : La distance entre deux atomes liés.
• Structure de Lewis : Représentation des électrons de valence (ou du dernier niveau) autour du symbole de l'élément chimique.
• Théorie de la liaison : Les atomes se lient à d'autres atomes en gagnant, perdant ou partageant des électrons pour acquérir la configuration électronique d'un gaz noble.
• Liaison ionique : Union d'ions de signe positif avec des ions de signe négatif par attraction électrique.
• Liaison covalente : Union de deux atomes par le partage d'une paire d'électrons.
• Liaison covalente polarisée : Liaison covalente dans laquelle la paire d'électrons formant la liaison est déplacée vers l'un des atomes les plus électronégatifs.
• Liaison métallique : Les atomes métalliques partagent leurs électrons de valence dans une « mer d'électrons » commune, où les électrons ne sont pas spécifiquement liés à un seul atome mais à l'ensemble.
• Pont hydrogène : Liaison où un atome d'hydrogène (H) lié à un atome très électronégatif (F, O, N) est attiré par un autre atome très électronégatif d'une molécule voisine.
• Forces de Van der Waals : Attractions intermoléculaires faibles résultant de polarités électriques occasionnelles ou permanentes.