1. L'atome

L'atome est constitué :

• d'un noyau, lui même constitué de nucléons :
  • Les Neutrons
  • Les Protons
• d'un nuage électronique contenant comme son nom l'indique des électrons

1.1. le nucléide

La symbolisation d'une espèce atomique est appelée le nucléide

1.2. L'atome : trois types de particules : protons, neutrons et électrons

N.B : On remarquera que l'électron est 2000 fois plus léger que le neutron

2. Masse atomique

C'est le noyau qui concentre la quasi totalité de la masse de l'atome. On définira la masse atomique d'un élément ( d'un nucléide ) en faisant la moyenne des masses atomiques de ses différents isotopes pondérées par l'abondance isotopique de chaque représentant du nucléide.
Exemple : C à l'état naturel est constitué de deux isotopes stables ¹²C à 98.89%, ¹³C à 1.11% - sa masse atomique sera alors sensiblement égale a 12.0107 U.M.A

Enfin la masse molaire atomique correspondra a la masse d'une mole d'un nucléide
Exemple : la masse d'une mole de C est égale a 12.0107g

2.1. L'U.M.A. : Unité de Masse Atomique

Pour définir l'u.m.a. on utilise le nombre d'avogadro N_a = 6.022x10²³ qui correspond au nombre d'atomes contenus dans 12.0g de carbone 12. On notera également que l'u.m.a est égale à 1/12^ème de la masse de l'isotope ¹²C.
ainsi 1 u.m.a. = 10^-3 Kg/N_a = 1.6606 x 10^-27 Kg

2.2. le rapport masse et énergie

On appelle défaut de masse la différence entre la masse d'un noyau et la somme des masses des particules qui le composent :
exemple avec le ¹²C: Z = 12 donc N = 6 et A = 6

• masse des particules : 6 x 1.00866 + 6 x 1.00727 = 12.09558 u.m.a.
• masse du noyau : 12.0107 u.m.a.
• défaut de masse : 0.08488 u.m.a.

Sous forme de fraction de leurs masses, les constituants d'un noyau permettent la formation de ce dernier en libérant une grande quantité d'énergie.

En notant Δm le défaut de masse lors de la formation d'un noyau on peut écrire ce que l'on appelle le principe d'équivalence masse-énergie donné par la relation d'Einstein :

3. La radioactivité

cf. cours de biophysique (à paraître)

4. Différents modèles de l'atome

4.1. Modèle de Rutherford

D'après Rutherford la totalité de la charge positive d'un atome se situe en son noyau, et la charge négative gravitant tout autour est portée par les électrons

Ce modèle pose néanmoins deux problèmes :

• Les charges électriques de même signe sont censées se repousser, comment les protons peuvent-ils donc rester ensembles dans le noyau ?
• Comment les électrons ne sont-ils pas attirés pas les protons, les charges opposées s'attirant ?

4.2. Modèle de Bohr

Ce modèle a pour objectif de comprendre la distribution des différents électrons autour du noyau et de déterminer l'énergie électronique des électrons
Ce modèle reposant sur le principe suivant : autour du noyau l'électron circule dans une orbitale.

4.2.1. la théorie de Bohr

la théorie des quanta, rappels :

D'après Planck la plus faible énergie qui puisse être échangée est le quantum et on obtient la relation suivante, dite d'Einstein-Planck :

D'après la théorie de Bohr :

• L'énergie d'un électron reste constante de par le fait qu'il occupe une orbite qui lui est propre
• Le saut d'un électron d'une orbitale à une autre est traduit par une variation d'énergie
• l'absorption ou émission de protons sont deux processus correspondant à une différence d'énergie entre deux niveaux

4.3. Par la mécanique ondulatoire

c'est en associant aspect corpusculaire et ondulatoire de la lumière que l'on peut interpréter ces phénomènes optiques
un rayonnement se propagera comme une onde de longueur d'onde λ mais paradoxalement il s'y associera un déplacement de particules, des photons transportant de l'énergie

4.3.1. Quatre nombres quantiques

L'état d'un électron est défini par 4 nombres quantiques :

• Nombre quantique principal n :
  • n = 1, 2, 3 ...
  • il est en rapport avec les valeurs possibles d'énergie de l'électron
  • il définit donc un niveau d'énergie ou couche électronique 1 = K , 2 = L , 3 = M etc.
• Nombre quantique secondaire l :
  • Il peut prendre toutes les valeurs entières positives entre 0 et n-1 d'où 0 < l < n-1
  • Il nous permettra de définir la forme de l'orbitale atomique où se déplacera l'électron
  • Il définit donc un sous-niveau d'énergie ou sous-couche électronique 0 = s , 1 = p , 2 = d , 3 = f etc.
• Nombre quantique magnétique m :
  • Il prend toutes les valeurs de -l a l d'où -l < m < l
  • Il nous permettra de décrire l'orientation spatiale de l'orbitale et le nombre de cases quantiques disponibles

• Nombre quantique de spin s :
  • peut prendre la valeur +½ ou -½
  • traduit les deux orientations possibles que peut prendre un électron

4.3.2. Notion et représentation des orbitales atomiques

4.3.2.1. Notion d'orbitale

On appelle orbitale atomique la région dans laquelle on a 95% de chance de trouver l'électron qui lui est propre

4.3.2.2. Représentation des orbitales

Une orbitale atomique est définie par une fonction mathématique Ψ, l'orbitale étant définie par les nombres quantiques n, l, m : Ψ_{n, l, m}
Ψ est une solution de l'équation de Schrödinger

• orbitale s : Sphère de rayon r, de symétrie sphérique
• orbitale p : Deux lobes accolés ayant pour axes de symétrie les axes x, y, et z du trièdre de référence
• orbitales d : Quatre lobes accolés deux à deux a la manière des orbitales p

4.3.3. Atomes polyélectronique

la disposition des électrons autour de l'atome dépend de trois facteurs

4.3.3.1. Le stabilité électronique

Afin que l'atome possède l'énergie la plus basse possible, les électrons possèdent à l'état fondamental les niveaux d'énergie les plus bas. Les électrons s'organisent dans les orbitales de façons à avoir le niveau énergétique le plus bas.

On utilisera alors la règle de Klechkowski ( prononcer t'ch-aie!!-kov-ski ^^ )

4.3.3.2. Principe d'exclusion de Pauli

Il demeure impossible que dans un atome deux électrons puissent exister dans le même état quantique. Ainsi dans le cas où une orbitale possèderait deux électrons, ceux-ci seraient obligatoirement de spins différents (+½ et -½ )

4.3.3.3. La règle de Hund

Les électrons tendent à occuper le maximum d'orbitales définies par le même nombre quantique l

4.3.4. La configuration électronique des atomes

Pour la représenter :

• cases pour les orbitales,
• flèche pour les électrons de sens opposé pour deux électrons de spin différent dans une case
• nombre quantique principal suivi de la lettre de l'orbitale avec en exposant le nombre d'électrons dans la sous couche

5. La classification périodique des éléments chimiques

• les élements chimiques sont classés par groupes ( colonnes ) :
  • métaux alcalins : groupe I_A = très réactifs
  • métaux alcalino-terreux : groupe II_A = moins réactifs
  • éléments de transitions : groupe III_B, IV_B, V_B, VI_B, VII_B, VIII
  • élément apparentés aux éléments des groupes I_A, II_A : I_B et II_B
  • éléments à sous couches complètes : III_A, IV_A, V_A, VI_A, VII_A.
  • Gaz rares : Groupe O
• les lignes sont appelées "périodes"
• Z s'incrémente de 1 de gauche à droite
• le rayon atomique croit de haut en bas et décroit de gauche à droite
• Le potentiel d'ionisation croit de gauche à droite et décroit de haut en bas

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