Transcript par un atome

Chapitre 2 :
STRUCTURE DE L’ATOME
S4F
I) Constitution de l’atome :
1) Dimensions de l’atome :
a) Diamètre de l’atome :
En première approximation, on peut représenter un atome par une très
petite sphère (boule) dont le diamètre est de l’ordre de 10−10 m = 0,1 nm.
Remarque : Le diamètre d’un cheveu est de 0,1 mm = 10−4 m pour un gros
cheveu : on pourrait aligner 106 = 1 000 000 d’atomes dans
l’épaisseur d’un cheveu !!
10−6 m = 1 µm (micromètre)
10−9 m = 1 nm (nanomètre)
10−12 m = 1 pm (picomètre)
10−15 m = 1 fm (fentomètre)
Remarque : Un globule rouge a un diamètre de l’ordre 20 µm = 2.10−5 m :
on pourrait aligner 2.105 = 200 000 atomes dans le diamètre
d’un globule rouge !!
Chapitre 2 :
STRUCTURE DE L’ATOME
S4F
I) Constitution de l’atome :
1) Dimensions de l’atome :
b) Diamètre du noyau :
On peut représenter le noyau d’un atome par une petite boule dont le
diamètre est d’environ 10−15 m = 1 fm (fentomètre).
Remarque : Le diamètre de l’orbite terrestre est D = 300 000 000 km, le
diamètre du Soleil est d’environ 1 500 000 km : le Soleil n’est
donc que 200 fois plus petit que l’orbite terrestre. Le noyau est
100 000 fois plus petit que l’atome qui n’est donc constitué
pratiquement que de vide !!!
Chapitre 2 :
STRUCTURE DE L’ATOME
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I) Constitution de l’atome :
2) Les particules constituant l’atome :
Les atomes sont tous constitués de trois types de particules :
particule
symbole
charge
masse
électron
e−
qe = − e = − 1,6.10−19 C
me = 9,109.10−31 kg
proton
p
qp = + e = + 1,6.10−19 C
mp = 1,673.10−27 kg
neutron
n
qn = 0 C
mn = 1,675.10−27 kg
Remarque : e est la charge élémentaire (la plus petite charge connue).
Le proton et le neutron ont pratiquement la même masse qui est
environ 1836 fois plus grande que celle de l’électron.
Chapitre 2 :
STRUCTURE DE L’ATOME
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I) Constitution de l’atome :
3) Composition de l’atome :
a) Le noyau :
Le noyau est constitué de protons et de neutrons en nombres définis.
Protons et neutrons du noyau sont appelés nucléons.
Le nombre de masse, noté A, est le nombre de nucléons contenus dans le
noyau.
Le numéro atomique ou nombre de charge, noté Z, est le nombre de
protons contenus dans le noyau.
Remarque : A et Z sont des nombres entiers.
A -- Z représente le nombre de neutrons du noyau.
La charge du noyau est égale à + Z.e.
On symbolise le noyau d’un atome particulier par :
nombre de masse → A
← symbole de l’élément
numéro atomique → Z
X
Exemple : 11H (hydrogène 1), 126C (carbone 12), 168O (oxygène 16).
Chapitre 2 :
STRUCTURE DE L’ATOME
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I) Constitution de l’atome :
3) Composition de l’atome :
b) Le nuage électronique :
Le noyau est entouré d’une région chargée négativement appelée nuage
électronique qui contient Z électrons, sa charge globale est donc -- Z.e.
Un atome est un édifice électriquement neutre.
Chaque électron du nuage est en mouvement rapide et incessant.
On ne connaît pas sa position, mais on sait calculer la probabilité de sa
présence en un point (mécanique quantique).
Chapitre 2 :
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I) Constitution de l’atome :
4) Les isotopes :
Des atomes qui ont le même numéro atomique Z mais des nombres de masse
A différents, sont des isotopes de l’élément de numéro atomique Z.
Exemple : 11H (99,98 %), 21H (deutérium 0,02 %) et 31H (tritium artificiel).
12
13
14
−10 %).
6C (98,9 %), 6C (1,1 %) et 6C* (radioactif, 10
35
37
Cl
(75
%)
et
17
17Cl (25 %).
238
235
234
92U (99,29 %), 92U (0,71 %), 92U* (0,005 %),
Chapitre 2 :
STRUCTURE DE L’ATOME
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I) Constitution de l’atome :
5) Les ions monoatomiques :
Un anion résulte de la capture d’un ou plusieurs électrons (e−) par un atome.
X + q e− → Xq−
Exemple :
Cl + e− → Cl−
L’atome de Cl contient 17 p dans son noyau et 17 e− dans son
nuage électronique. L’anion Cl− contient 17 p dans son noyau et 18
e− dans son nuage électronique.
Un cation résulte de la perte d’un ou plusieurs électrons (e−) par un atome.
X → Xq’+ + q’ e−
Exemple :
Cu → Cu2+ +2 e−
L’atome de Cu contient 29 p dans son noyau et 29 e− dans son
nuage électronique. Le cation Cu2+ contient 29 p dans son noyau et
27 e− dans son nuage électronique.
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II) Structure électronique de l’atome :
1) Modèle en couches énergétiques :
Dans un atome, chaque électron est lié au noyau par l’attraction électrique
qu’exerce sa charge + Z.e.
Pour arracher un électron à l’atome il faut fournir une certaine énergie
(énergie de liaison électronique).
L’expérience montre que certains électrons sont plus faciles à arracher (moins
liés) que d’autres.
Les électrons sont répartis en couches énergétiques. Les électrons d’une
même couche sont en moyenne à la même distance du noyau
Dans chaque couche sont regroupés les électrons qui nécessitent la même
énergie d’extraction, on dit qu’ils ont le même niveau d’énergie.
On désigne les différentes couches par les lettres K, L, M N ...
Chapitre 2 :
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II) Structure électronique de l’atome :
2) Règle de remplissage des couches énergétiques :
L’expérience montre et la mécanique quantique explique que :
la couche K peut contenir au maximum 2 électrons,
la couche L peut contenir au maximum 8 électrons,
la couche M peut contenir au maximum 18 électrons ...
- La structure électronique d’un atome s’obtient en remplissant dans l’ordre
les couches K, L, M, N
- L’énergie nécessaire pour arracher un électron d’une couche profonde est
supérieure à celle qui permet d’arracher un électron périphérique.
Chapitre 2 :
STRUCTURE DE L’ATOME
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II) Structure électronique de l’atome :
3) Limite de la règle :
La règle de remplissage s’applique jusqu'à l’argon Ar (Z = 18).
A partir du potassium (Z = 19), le remplissage de la couche M est interrompu
par le début du remplissage de la couche N.
Chapitre 2 :
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III) Représentation de la structure électronique de l’atome :
1) Représentation symbolique :
- On écrit le symbole de la couche électronique entre parenthèses, en
commençant par la couche K,
- On indique en exposant le nombre d’électrons présent dans la couche,
- On continue avec les couches suivantes L, M ...
Exemple :
H (Z = 1) : (K)1
C (Z = 6) : (K)2 (L)4
O (Z = 8) : (K)2 (L)6
Cl (Z = 17) : (K)2 (L)8 (M)7
Ar (Z = 18) : (K)2 (L)8 (M)8
K (Z = 19) : (K)2 (L)8 (M)8 (N)1
Ca (Z = 20) : (K)2 (L)8 (M)8 (N)2
Ce modèle d’atome est suffisant pour comprendre les propriétés chimiques
d’un élément.
Chapitre 2 :
STRUCTURE DE L’ATOME
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III) Représentation de la structure électronique de l’atome :
2) Représentation graphique :
- On trace un petit cercle dans lequel on indique le symbole chimique,
- Les différentes couches sont représentées par des cercles concentriques
sur lesquels on porte les électrons sous la forme de petites croix,
- Les croix sont représentées appariées à partir de la cinquième.
Exemple :
He (Z = 2) :
C (Z = 6) :
O (Z = 8) :
Ne (Z = 10) :
Na (Z = 11) :
Cl (Z = 17) :
Chapitre 2 :
STRUCTURE DE L’ATOME
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III) Représentation de la structure électronique de l’atome :
3) Représentation de Lewis de l’atome :
a) Définitions :
- La couche électronique externe est appelée couche de valence.
- Les électrons de la couche externe sont appelés électrons de valence.
- A partir du quatrième électron de la couche de valence, les nouveaux
électrons supplémentaires "s'apparient" avec un autre électron de la
couche pour former un doublet électronique.
•
−•−
• Chapitre 2 :
−•−
B
Al
C
Cl
Ne
Ca
Si
O
S
Ar
P
F
N
STRUCTURE DE L’ATOME
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III) Représentation de la structure électronique de l’atome :
3) Représentation de Lewis de l’atome :
b) Représentation :
- Dans la représentation de Lewis, seuls figurent les électrons de valence :
- les électrons "célibataires" sont représentés par des points (•),
- les doublets électroniques sont représentés par des tirets (---).
Exemple :
1H
H•
2He
• He •
3Li
6C
•
•C•
•
7N
--•N•
•
8O
11Na
Na •
12Mg
• Mg •
13Al
16S
--•S•
---
17Cl
--| Cl •
---
18Ar
Li •
--•O•
--•
• Al •
--| Ar |
---
4Be
9F
14Si
19K
• Be •
--| F•
--•
• Si •
•
K•
5B
•
•B•
--Ne
| Ne |
10
----•P•
15P
•
20Ca
• Ca •
Chapitre 2 :
STRUCTURE DE L’ATOME
S4F
III) Représentation de la structure électronique de l’atome :
3) Représentation de Lewis de l’atome :
c) Cas des ions monoatomiques :
La structure électronique d’un ion monoatomique s’obtient par l’application
de la règle de remplissage utilisée pour un atome.
Dans la représentation de Lewis, la charge de l’ion est symbolisée dans un
cercle, en exposant.
Exemple : L’ion fluorure F− est un atome de fluor (Z = 9) qui a capté un
électron (9 + 1 = 10 e-) : F− : (K)2 (L)8
Exemple : L’ion Ca2+ est un atome de calcium (Z = 20) qui a perdu deux
électrons (20 -- 2 = 18 e-) : Ca2+ : (K)2 (L)8 (M)8
Exemple :
+
1H
+
H
2+
2+
He 
2He
+
3Li
2+
2+
+
Li 
Be 
4Be
--3+
−
+
3+
+
−
F
Na 
Al 
|F|
9
11Na
13Al
---
2−
8O
--2−
|O|
---
--2+
−
2+
−
Cl
Ca 
| Cl | 
17
20Ca
---