Cours de Chimie générale – Licence 1

L'atomistique étudie la structure de l'atome et l'origine de la classification périodique. Après un rappel sur le noyau, les isotopes et la mole, le chapitre présente le modèle de Bohr de l'hydrogène (niveaux E_n = −13,6/n² eV, série de Balmer), puis le modèle quantique avec les nombres quantiques n, l, m et s. Les règles de Klechkowski, de Pauli et de Hund permettent d'établir toute…

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Programme : les chapitres

Chapitre à lire gratuitement : Atomistique

1. Noyau, isotopes et mole

L'atome est formé d'un noyau (protons et neutrons, regroupés en nucléons) et d'un cortège d'électrons. Un élément est noté ᴬ_Z X : Z est le numéro atomique (nombre de protons, égal au nombre d'électrons d'un atome neutre) et A le nombre de masse (protons + neutrons).

Définition : des isotopes sont des atomes de même Z et de A différents. Le chlore naturel contient 75,76 % de ³⁵Cl (masse 34,969 u) et 24,24 % de ³⁷Cl (36,966 u) ; sa masse atomique moyenne est 0,7576 × 34,969 + 0,2424 × 36,966 = 35,45 u.

La mole est la quantité de matière qui contient N_A = 6,022 × 10²³ entités. La masse molaire en g/mol est numériquement égale à la masse atomique en u. Constantes utiles : e = 1,602 × 10⁻¹⁹ C, h = 6,626 × 10⁻³⁴ J·s, c = 2,998 × 10⁸ m/s, 1 eV = 1,602 × 10⁻¹⁹ J.

2. Spectre de l'hydrogène et modèle de Bohr

Un atome d'hydrogène excité émet des raies discrètes. Les longueurs d'onde de la série de Balmer (retour au niveau n = 2) vérifient

1/λ = R_H (1/2² − 1/n²), avec R_H = 1,0968 × 10⁷ m⁻¹

Le modèle de Bohr interprète ces raies : l'électron occupe des niveaux d'énergie quantifiés

E_n = −13,6 / n² (en eV), avec n = 1, 2, 3...

et le rayon de l'orbite est r_n = a₀ n², avec a₀ = 52,9 pm. L'état n = 1 est l'état fondamental. Pour un hydrogénoïde (un seul électron, charge nucléaire Z), E_n = −13,6 Z²/n² eV.

3. Transitions et photons

Lors d'une transition d'un niveau n_i vers un niveau n_f, l'atome absorbe ou émet un photon d'énergie

ΔE = |E_i − E_f| = h ν = h c / λ

Pratique : λ (en nm) = 1 240 / ΔE (en eV). Par exemple, la transition 3 → 2 libère 13,6 × (1/4 − 1/9) = 1,889 eV, soit λ = 656 nm (raie rouge H-alpha). L'énergie d'ionisation de l'hydrogène, 13,6 eV, correspond à 1 312 kJ/mol.

4. Modèle quantique et nombres quantiques

En mécanique quantique, l'électron est décrit par une orbitale atomique, fonction d'onde dont le carré donne la densité de probabilité de présence. Quatre nombres quantiques la caractérisent :

• n (nombre quantique principal) : 1, 2, 3... fixe l'énergie et la taille ;
• l (secondaire) : de 0 à n − 1, fixe la forme (s, p, d, f pour l = 0, 1, 2, 3) ;
• m (magnétique) : entier de −l à +l, fixe l'orientation ; il y a 2l + 1 orbitales par sous-couche ;
• s (spin) : +½ ou −½.

Une couche n contient n² orbitales et peut accueillir 2n² électrons.

5. Configuration électronique

• Règle de Klechkowski : on remplit les sous-couches par (n + l) croissant, et, à égalité, par n croissant : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s...
• Principe de Pauli : deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir leurs quatre nombres quantiques identiques ; une orbitale contient au plus 2 électrons de spins opposés.
• Règle de Hund : dans une sous-couche, on place d'abord un électron par orbitale, spins parallèles, avant d'apparier.

Exemples : O (Z = 8) : 1s² 2s² 2p⁴ ; Fe (Z = 26) : [Ar] 4s² 3d⁶. Exceptions : Cr [Ar] 4s¹ 3d⁵ et Cu [Ar] 4s¹ 3d¹⁰. Lors de la formation d'un cation de métal de transition, les électrons 4s partent avant les 3d : Fe²⁺ est [Ar] 3d⁶.

6. Classification périodique

Les éléments sont rangés par Z croissant. La période est donnée par le plus grand n occupé, la colonne par la configuration de valence (colonnes 1-2 : bloc s ; 13-18 : bloc p ; 3-12 : bloc d ; lanthanides et actinides : bloc f). Pour S (Z = 16), 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ : 3ᵉ période, colonne 16.

Les éléments d'une même colonne ont la même configuration de valence, donc des propriétés chimiques voisines (alcalins, halogènes, gaz nobles...).

7. Évolution des propriétés

• Le rayon atomique diminue sur une période (charge nucléaire effective croissante) et augmente dans une colonne vers le bas.
• L'énergie d'ionisation et l'électronégativité évoluent en sens inverse du rayon : elles croissent vers la droite et le haut. Le fluor est le plus électronégatif (3,98 sur l'échelle de Pauling).
• Les alcalins perdent facilement un électron (Na → Na⁺), les halogènes en gagnent un (Cl → Cl⁻) pour atteindre la configuration d'un gaz noble.

8. Retenir l'essentiel

• Écrire une configuration en respectant Klechkowski, Pauli et Hund, puis ordonner par n pour les électrons de valence.
• Les cations retirent d'abord les électrons de n le plus grand.
• La relation λ (nm) = 1 240/ΔE (eV) permet de passer de l'énergie à la longueur d'onde.
• La position dans la classification donne le nombre d'électrons de valence et les ions probables.