STRUCTURE DE L ATOME :

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1 STRUCTURE DE L ATOME : L atome est constitué d un noyau (association de protons et de neutrons) autour duquel des électrons se déplacent. Le numéro atomique noté Z correspond au nombre de protons dans le noyau de l atome. Le nombre de masse noté A correspond au nombre total de nucléons dans le noyau. Afin d assurer la neutralité de l atome, il possède également Z électrons. Protons et neutrons ont sensiblement la même masse m= La notion d élément chimique est plus générale que la notion d atome. L élément est défini par le numéro atomique Z : considérons l atome de chlore de numéro atomique Z=17. L ion chlorure Cl - possède dans son noyau également 17 protons, (en revanche ces deux entités ne contiennent pas le même nombre d électrons) il s agit de l élément chlore dans les deux cas. D autre part des atomes de même numéro atomique et de nombres de masse différents sont présents dans la nature. Dans ce cas on parle d isotopes. A titre d exemple on peut citer les isotopes du chlore, avec Clet Clqui diffèrent par 17 leur noyau mais appartiennent au même élément chimique. Les isotopes de l hydrogène (deutérium et tritium), ainsi que ceux du carbone, 1 2 C, 1 3 C, 1 4 C, le premier d entre eux est le plus abondant à l état naturel et le carbone 14 subit une décomposition radioactive à la base d une méthode de datation. Les électrons : Un électron de masse m=0, g, soit 1840 fois moins qu un nucléon, possède la charge électrique élémentaire e=-1, C. Un grand nombre d expériences témoignent de la quantification de l énergie des électrons, ce qui signifie que l énergie que possède un électron ne peut pas prendre toutes les valeurs possibles mais un nombre limité de valeurs (dites discrètes par opposition à continues). QUANTIFICATION DE L ENERGIE Spectre d émission de l atome d hydrogène :

2 On utilise un tube à décharge, c-a-d un tube muni de deux électrodes métalliques qui permettent d obtenir une décharge électrique dans le tube contenant de l hydrogène sous faible pression. Les collisions qui ont alors lieu dans le tube provoque l excitation des atomes, qui restituent l énergie acquise très rapidement en émettant un rayonnement électromagnétique ne contenant que certaines longueurs d onde :spectre d émission de l atome d hydrogène : Pour obtenir le spectre d absorption atomique d un élément, un échantillon contenant des atomes de cet élément à l état gazeux, est soumis à un rayonnement incident contenant toutes les longueurs d onde d une fraction du spectre électromagnétique (spectre continu). Le rayonnement est analysé après passage dans l échantillon ; il ne contient plus certaines longueurs d onde qui ont été absorbées. Le spectre d absorption se présente donc comme un spectre continu dont certaines raies sont manquantes.(raies noires). Classification des spectres : De façon empirique les chercheurs ont constaté que les radiations émises (ou absorbées) par l hydrogène vérifient la relation dite de RITZ-RYDBERG : R H ( ) ; nombre d onde, R 2 2 H =109677,6 cm -1, p et n entiers non nuls tels n p que p>n. Lorsque la valeur de n est fixée, la série de raies est alors définie : n=1 : série de LYMAN n=2 : série de BALMER n=3 : série de PASCHEN n=4 : série de BRACKETT n=5 : série de PFUND n=6 : série de HUMPHREYS EXERCICE : Déterminer les raies limites (p=n+1 et p ) des séries de Lyman, Balmer, Paschen et Brackett. Conclure sur le déplacement et l étalement des spectres.

3 Interprétation de Bohr : Hypothèses : Il existe dans l atome d hydrogène des trajectoires, d énergie déterminée, telles qu un électron sur une de ces trajectoires ne rayonne ni n absorbe d énergie électromagnétique. Quand l atome passe d un niveau d énergie E n à un niveau supérieur E p, il absorbe E p - E n et quand il passe de E p à E n il restitue E p - E n ; Bohr a appliqué la théorie des quanta de Planck à ces échanges d énergie entre matière et rayonnement : E p - E n =h ; avec h, constante de Planck, h= J.s et, fréquence de l onde émise ou absorbée (en Hz). Le spectre de l atome est discontinu, l énergie est quantifiée et des calculs qui ne seront pas développés conduisent à E n = en ev (1eV=1, J). Cette interprétation 2 n permet également de calculer le rayon de l atome d hydrogène dans l état fondamental (n=1, E 1 =-13,6eV), a=0, m. Pour un état excité : r n =a*n 2. EXERCICE : Dans le cas de l atome d hydrogène, calculer : L énergie d excitation pour passer de l état fondamental à l état n=3. L énergie nécessaire pour ioniser l atome dans l état excité n=3. La fréquence émise quand l atome passe de l état n=3 à l état n=2.

4 MECANIQUE QUANTIQUE : En 1923, L.De Broglie propose de généraliser la dualité onde-corpuscule constatée pour la lumière à d autres particules, en particulier à l électron. Ainsi on associe à une particule de masse m, de quantité de mouvement p=m*v et d énergie E, une onde de fréquence et de longueur d onde telle que : E=h et h. p La fonction d onde ( x, y, z, t ) associée à l électron vérifie l équation différentielle de Schrödinger et fait apparaitre trois nombres dits nombres quantiques : n, m et l. Les fonctions d ondes ne sont pas directement interprétables mais contiennent l information sur le comportement de la particule. On retiendra que le carré du module de la fonction d onde représente la densité de probabilité de présence de l électron en un point M de l espace. Les nombres quantiques n, m et l : n : nombre quantique principal est un entier positif qui prend des valeurs à partir de n=1. Il détermine la couche quantique à laquelle appartient l électron l : nombre quantique secondaire est un entier qui ne peut prendre que des valeurs comprises entre 0 et n-1. ( l=0 sous-couche s, l=1 sous-couche p, l=2 sous-couche d, l=3 sous-couche f) m : nombre quantique magnétique tel que -l m l. Notion d orbitale atomique : Pour un électron possédant un nombre n=1, la seule sous couche correspondante est l=0, alors m=0. Il n existe qu une possibilité de fonction d onde 1,0,0. Si l électron possède un nombre n=2 alors il existe 4 possibilités de fonctions d onde ; lesquelles? Chacune des fonctions est qualifiée d orbitale atomique.

5 Atomes polyélectroniques :configuration électronique Il s agit d indiquer la répartition des électrons (d un ion ou d un atome) au sein des différentes orbitales possibles. Les règles fournies ici permettent de construire la configuration électronique fondamentale, c'est-à-dire de plus basse énergie. La règle dite de Klechkowski permet d obtenir l ordre énergétique des différentes orbitales. ( Elle résulte de constatations de nature essentiellement expérimentale, et n est pas toujours vérifiée). Le physicien Dirac a montré théoriquement la nécessité d un quatrième nombre quantique, dit de spin, noté s, qui est égal à ½ pour l électron. Le nombre quantique m s qui 1 finalise la description de l état de l électron ne peut prendre que deux valeurs m s. 2 Dans l atome les électrons peuplent successivement les orbitales de plus basse énergie en respectant le principe de Pauli : ( dit principe d exclusion de Pauli) Le triplet n, l, m correspond à un état quantique, donc à une orbitale atomique. Sur une orbitale on ne peut placer que deux électrons dont les spins sont anti-parallèles. Règle de Hund : Lorsque n et l, l énergie des orbitales est la même. Dans ce cas on placera les électrons de façon à ce que le maximum d orbitales de même énergie soient occupées, les spins étant alors parallèles. EXEMPLES : N (Z=7) ; O(Z=8) ; P(Z=15) ; Cu(Z=29)