Un atome est la plus petite entité chimique caractéristique d'un élément, électriquement neutre, constituée d'un noyau central (chargé positivement) entouré d'électrons (chargés négativement).
Ernest Rutherford bombarde une fine feuille d'or avec un faisceau de particules α (noyaux d'hélium, chargés positivement) et observe le comportement des particules après traversée :
L'atome est constitué d'un noyau minuscule, très dense et chargé positivement, qui concentre la quasi-totalité de la masse de l'atome, entouré d'électrons très légers gravitant à grande distance. L'atome est donc essentiellement composé de vide : le rayon du noyau est environ 10 000 à 100 000 fois plus petit que le rayon de l'atome.
| Avantages | Inconvénients |
|---|---|
| Met en évidence l'existence d'un noyau petit, dense et positif | N'explique pas la stabilité de l'atome : un électron en orbite, accéléré, devrait rayonner de l'énergie et s'écraser sur le noyau (contradiction avec l'électromagnétisme classique) |
| Explique la diffusion des particules α observée expérimentalement | N'explique pas les spectres de raies discontinus émis par les atomes (comme celui de l'hydrogène) |
Niels Bohr complète le modèle de Rutherford par des postulats de quantification, appliqués avec succès à l'atome d'hydrogène.
| Avantages | Inconvénients |
|---|---|
| Explique la stabilité de l'atome (orbites permises, pas de perte continue d'énergie) | Ne s'applique correctement qu'aux systèmes à un seul électron (H, He⁺...) ; échoue pour les atomes polyélectroniques (répulsions électron-électron non prises en compte) |
| Explique le spectre de raies de l'atome d'hydrogène (séries de Lyman, Balmer...) | Attribue à l'électron une trajectoire précise (position et vitesse simultanées), ce qui contredit le principe d'incertitude d'Heisenberg ; sera remplacé par le modèle quantique probabiliste (orbitales) |
Le noyau est constitué de nucléons : les protons (charge +e) et les neutrons (charge nulle). Le numéro atomique Z est le nombre de protons (= nombre d'électrons dans l'atome neutre) ; le nombre de masse A est le nombre total de nucléons : A = Z + N, où N est le nombre de neutrons.
Un nucléide est une espèce de noyau caractérisée par son couple (Z, A). Il se note ᴬZX (A en haut à gauche, Z en bas à gauche du symbole X de l'élément). Exemple : ³⁵₁₇Cl possède 17 protons et 35 − 17 = 18 neutrons.
Les isotopes d'un même élément sont des nucléides ayant le même Z (donc le même nombre de protons et d'électrons, donc les mêmes propriétés chimiques) mais un nombre de neutrons différent (donc un A différent et des propriétés physiques différentes, notamment la masse).
Le chlore possède deux isotopes naturels principaux : ³⁵₁₇Cl (17 neutrons) et ³⁷₁₇Cl (19 neutrons). Les deux ont 17 protons et 17 électrons, donc un comportement chimique identique.
La position énergétique d'un électron dans l'atome est décrite par quatre nombres quantiques :
| Nombre quantique | Symbole | Valeurs possibles | Signification |
|---|---|---|---|
| Principal | n | 1, 2, 3, ... | Couche électronique (K, L, M, N...), niveau d'énergie principal |
| Secondaire (azimutal) | l | 0 à n−1 | Sous-couche : l=0→s, 1→p, 2→d, 3→f |
| Magnétique | m_l | −l à +l | Orientation de la case quantique (orbitale) dans l'espace |
| De spin | m_s | +1/2 ou −1/2 | Sens de rotation propre de l'électron (↑ ou ↓) |
Une case quantique (orbitale) est une représentation symbolique (case ☐) associée à un triplet (n, l, m_l), pouvant accueillir au maximum 2 électrons de spins opposés. Une sous-couche s comporte 1 case (2 e⁻ max), une sous-couche p comporte 3 cases (6 e⁻ max), une sous-couche d comporte 5 cases (10 e⁻ max), une sous-couche f comporte 7 cases (14 e⁻ max).
| Couche | n | Sous-couches possibles | Capacité max (2n²) |
|---|---|---|---|
| K | 1 | 1s | 2 |
| L | 2 | 2s, 2p | 8 |
| M | 3 | 3s, 3p, 3d | 18 |
| N | 4 | 4s, 4p, 4d, 4f | 32 |
Deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. Conséquence pratique : une case quantique contient au maximum 2 électrons, obligatoirement de spins opposés (↑↓).
Lorsque plusieurs cases quantiques d'une même sous-couche ont la même énergie (cases dégénérées), les électrons occupent le plus grand nombre possible de cases différentes, avec des spins parallèles, avant de commencer à s'apparier.
Les sous-couches se remplissent par valeur croissante de (n+l) ; à valeur de (n+l) égale, la sous-couche de plus petit n se remplit en premier. Ordre de remplissage réel :
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s...
On remarque que la sous-couche 4s se remplit avant la sous-couche 3d, bien que n soit plus petit pour 3d — c'est une conséquence directe de la règle (n+l).
Un doublet électronique est une paire de deux électrons de spins opposés occupant la même case quantique. Un électron célibataire est un électron seul dans une case quantique (non apparié). Les électrons périphériques (ou électrons de valence) sont les électrons de la couche externe (n le plus grand) : ce sont eux qui déterminent les propriétés chimiques et les liaisons de l'atome.
Configuration électronique à l'état fondamental (ordre de Klechkowsky) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ (vérification : 2+2+6+1 = 11 électrons ✓). La couche externe M ne comporte qu'un seul électron périphérique, 3s¹ : c'est un électron célibataire, seul dans la case 3s. Représentation de Bohr (répartition par couches) : K(2) L(8) M(1).
Configuration électronique à l'état fondamental : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ (vérification : 2+2+6+2+5 = 17 électrons ✓). Couche externe M : 7 électrons périphériques (3s² 3p⁵). En appliquant la règle de Hund à la sous-couche 3p (3 cases) : les 5 électrons se répartissent en ↑↓ | ↑↓ | ↑, soit 2 doublets dans 3p + 1 doublet dans 3s = 3 doublets et 1 électron célibataire. Représentation de Bohr : K(2) L(8) M(7).
La représentation de Bohr figure le noyau entouré de couches concentriques (K, L, M...) portant chacune son nombre d'électrons. La représentation de Lewis de l'atome ne fait apparaître que les électrons périphériques (de valence), symbolisés par des points autour du symbole chimique, regroupés en doublets (deux points liés) ou isolés (électron célibataire).
| Élément | Électrons de valence | Répartition | Représentation de Lewis |
|---|---|---|---|
| Na (Z=11) | 1 (3s¹) | 1 célibataire | Na• (un seul point) |
| Cl (Z=17) | 7 (3s²3p⁵) | 3 doublets + 1 célibataire | Cl entouré de 3 paires de points et 1 point isolé |
L'état fondamental d'un atome correspond à la configuration électronique de plus basse énergie, obtenue en respectant strictement l'ordre de Klechkowsky. Si un atome absorbe de l'énergie (choc, photon...), un électron peut être promu vers un niveau d'énergie supérieur normalement inoccupé : l'atome est alors dans un état excité, instable. Il retourne spontanément vers son état fondamental en émettant l'énergie excédentaire sous forme de photon (à l'origine des spectres d'émission).
Un élément chimique est caractérisé uniquement par son numéro atomique Z : tous les atomes (ou ions) ayant le même Z appartiennent au même élément, quel que soit le nombre de neutrons ou la charge électrique. Chaque élément est désigné par un symbole (une majuscule, éventuellement suivie d'une minuscule) : H, O, Na, Cl, Ca...
L'abondance isotopique d'un isotope est sa proportion (en pourcentage) dans un échantillon naturel de l'élément. La masse atomique moyenne d'un élément est la moyenne des masses de ses isotopes, pondérée par leurs abondances respectives : M = Σ xᵢ·Mᵢ, où xᵢ est l'abondance (fraction) de l'isotope i et Mᵢ sa masse isotopique.
Le chlore naturel comporte 75,77 % de ³⁵Cl (masse 34,97 u) et 24,23 % de ³⁷Cl (masse 36,97 u).
M = 0,7577×34,97 + 0,2423×36,97 ≈ 26,50 + 8,96 ≈ 35,45 u.
C'est bien la valeur tabulée de la masse atomique du chlore (35,45 g/mol), bien qu'aucun atome de chlore réel n'ait cette masse exacte.
Une molécule est un assemblage électriquement neutre d'atomes liés par des liaisons covalentes. Deux types de modèles moléculaires permettent de la représenter dans l'espace :
Une liaison covalente est la mise en commun d'un doublet d'électrons (un électron apporté par chaque atome, en général) entre deux atomes, ce qui leur permet de compléter leur couche externe (règle de l'octet, ou du duet pour l'hydrogène). La distance internucléaire d'équilibre est la distance entre les deux noyaux liés pour laquelle l'énergie potentielle du système est minimale : c'est la longueur de liaison, stable.
Dans la représentation de Lewis d'une molécule, on distingue : le doublet liant (partagé entre deux atomes, figuré par un tiret « — » entre leurs symboles) et le doublet non liant (ou libre), qui appartient à un seul atome et n'est pas engagé dans une liaison (figuré par un tiret porté par un seul atome).
L'oxygène (Z=8, configuration 1s²2s²2p⁴) possède 6 électrons de valence : en appliquant Hund à la sous-couche 2p (2px² 2py¹ 2pz¹), on obtient 2 doublets (2s² et 2px²) et 2 électrons célibataires (2py¹, 2pz¹). Chaque hydrogène (1 électron célibataire, 1s¹) forme une liaison covalente avec l'un de ces deux électrons célibataires de l'oxygène.
Résultat : H — O — H, avec 2 doublets liants O–H et 2 doublets non liants portés par l'oxygène. L'oxygène respecte la règle de l'octet (4 doublets = 8 électrons autour de lui) et chaque hydrogène respecte la règle du duet (2 électrons).
| Type de formule | Ce qu'elle indique | Exemple (butane) |
|---|---|---|
| Formule brute | Nature et nombre d'atomes de chaque élément, sans information structurale | C₄H₁₀ |
| Formule développée | Tous les atomes et toutes les liaisons représentés explicitement | CH₃ relié explicitement à chaque H et C voisin |
| Formule semi-développée | Atomes de carbone reliés entre eux, groupements CH₃/CH₂/CH regroupés (liaisons C–H sous-entendues) | CH₃—CH₂—CH₂—CH₃ |
Des isomères sont des composés possédant la même formule brute mais des formules développées différentes (arrangement des atomes différent), et donc des propriétés physiques et/ou chimiques différentes.
La formule brute C₄H₁₀ correspond à deux isomères : le butane (chaîne linéaire, CH₃–CH₂–CH₂–CH₃) et le méthylpropane ou isobutane (chaîne ramifiée). Ils ont des températures d'ébullition différentes bien qu'ayant la même formule brute.
L'atomicité d'une molécule est le nombre total d'atomes qui la composent (somme des indices de la formule brute). La composition centésimale (massique) d'un élément dans une molécule est le pourcentage en masse de cet élément : %X = (n × M(X)) / M(molécule) × 100.
Atomicité de C₄H₁₀ : 4 + 10 = 14 atomes. Masse molaire : M = 4×12 + 10×1 = 58 g/mol. Composition centésimale : %C = 48/58×100 ≈ 82,76 % et %H = 10/58×100 ≈ 17,24 %.
On considère l'atome d'aluminium Al, de numéro atomique Z = 13.
1) Écrire sa configuration électronique à l'état fondamental en respectant la règle de Klechkowsky.
2) Représenter les cases quantiques de la sous-couche 3p en appliquant la règle de Hund.
3) Donner le nombre d'électrons de valence et préciser combien forment des doublets et combien sont célibataires.
4) En déduire la représentation de Lewis de l'atome d'aluminium.
1) Ordre de Klechkowsky : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹. Vérification : 2+2+6+2+1 = 13 électrons ✓.
2) La sous-couche 3p comporte 3 cases quantiques dégénérées. Un seul électron à placer : par la règle de Hund, il occupe seul la première case disponible : [↑] [ ] [ ] (une case occupée par un électron célibataire, deux cases vides).
3) Électrons de valence (couche M) : 3s² 3p¹, soit 3 électrons au total : 1 doublet (dans 3s) et 1 électron célibataire (dans 3p).
4) Représentation de Lewis : le symbole Al entouré d'un doublet (deux points liés) et d'un point isolé représentant l'électron célibataire.
Le bore naturel est constitué de deux isotopes : ¹⁰B (masse isotopique 10,01 u, abondance 19,9 %) et ¹¹B (masse isotopique 11,01 u, abondance 80,1 %).
1) Rappeler ce qui distingue ces deux isotopes sur le plan de la composition du noyau.
2) Calculer la masse atomique moyenne du bore.
3) Comparer au résultat tabulé (10,81 g/mol) et commenter.
1) Les deux isotopes ont le même numéro atomique Z = 5 (5 protons), mais un nombre de neutrons différent : ¹⁰B possède 5 neutrons (A=10), ¹¹B en possède 6 (A=11).
2) M = 0,199×10,01 + 0,801×11,01
= 1,99199 + 8,81901 ≈ 10,81 u.
3) Le résultat obtenu (≈ 10,81 g/mol) correspond exactement à la masse atomique tabulée du bore. Cette valeur, intermédiaire entre 10,01 et 11,01, est plus proche de 11,01 car l'isotope ¹¹B est très largement majoritaire (80,1 %). Aucun atome de bore réel n'a cette masse : c'est une moyenne statistique pondérée.
On souhaite construire la représentation de Lewis de la molécule d'ammoniac NH₃. On donne Z(N) = 7 et Z(H) = 1.
1) Établir la configuration électronique de l'azote N à l'état fondamental.
2) Déterminer le nombre d'électrons de valence de N, ainsi que leur répartition en doublets et électrons célibataires (on appliquera la règle de Hund à la sous-couche 2p).
3) Construire la molécule NH₃ en faisant participer chaque électron célibataire de l'azote à une liaison covalente avec un atome d'hydrogène. Donner la représentation de Lewis complète (doublets liants et non liants).
4) Vérifier que la règle de l'octet est respectée pour l'azote et la règle du duet pour chaque hydrogène.
1) 1s² 2s² 2p³ (vérification : 2+2+3=7 ✓).
2) Électrons de valence : 2s² 2p³ = 5 électrons. La sous-couche 2p (3 cases) reçoit 3 électrons répartis un par un (Hund) : [↑][↑][↑]. Répartition : 1 doublet (2s²) et 3 électrons célibataires (2p³).
3) Chacun des 3 électrons célibataires de N s'associe à l'unique électron célibataire d'un atome d'hydrogène (1s¹) pour former une liaison covalente N–H. On obtient donc 3 doublets liants N–H, et le doublet restant (2s²) devient un doublet non liant porté par l'azote.
Représentation : trois liaisons N–H disposées autour de N, avec un doublet non liant sur N (pas de liaison ni d'hydrogène de ce côté).
4) Autour de l'azote : 3 doublets liants + 1 doublet non liant = 4 doublets = 8 électrons → octet respecté ✓. Chaque hydrogène partage 1 doublet, soit 2 électrons → duet respecté ✓.
On considère la formule brute C₄H₁₀. On donne M(C) = 12 g/mol et M(H) = 1 g/mol.
1) Proposer les formules semi-développées des deux isomères correspondant à cette formule brute, et les nommer.
2) Justifier pourquoi ce sont bien des isomères.
3) Calculer l'atomicité de la molécule C₄H₁₀.
4) Calculer la masse molaire de C₄H₁₀, puis la composition centésimale massique en carbone et en hydrogène.
1) Isomère à chaîne linéaire : CH₃—CH₂—CH₂—CH₃ (butane, ou n-butane). Isomère à chaîne ramifiée : CH₃—CH(CH₃)—CH₃ (méthylpropane, ou isobutane).
2) Les deux composés ont la même formule brute C₄H₁₀ (mêmes atomes, en même nombre) mais des formules développées différentes (chaîne carbonée linéaire pour l'un, ramifiée pour l'autre) : ce sont donc bien des isomères, aux propriétés physiques différentes (températures de changement d'état notamment).
3) Atomicité : 4 (C) + 10 (H) = 14 atomes.
4) M = 4×12 + 10×1 = 48 + 10 = 58 g/mol.
%C = 48/58×100 ≈ 82,76 % ; %H = 10/58×100 ≈ 17,24 % (somme = 100 % ✓).
Le chlore (Z = 17) est un élément très répandu dans la nature. Il possède deux isotopes naturels : ³⁵Cl (masse isotopique 34,97 u, abondance 75,77 %) et ³⁷Cl (masse isotopique 36,97 u, abondance 24,23 %). On donne M(H) = 1,0 g/mol et M(Cl) = 35,5 g/mol.
10 questions · Correction immédiate
L'expérience de la feuille d'or de Rutherford (diffusion de particules α) conduit à conclure que :
Le modèle de Bohr introduit la notion de :
Dans la notation d'un nucléide ᴬZX, les nombres A et Z représentent respectivement :
Deux isotopes d'un même élément chimique diffèrent par :
D'après la règle de Pauli, une case quantique peut contenir au maximum :
La règle de Hund stipule que, pour des cases quantiques de même énergie :
D'après la règle de Klechkowsky, dans l'ordre réel de remplissage électronique :
La masse atomique moyenne d'un élément se calcule à partir de ses isotopes par :
Dans le modèle de Lewis, une liaison covalente entre deux atomes correspond à :
Deux molécules isomères ont :
