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Cours CH1

Structure électronique des atomes

David Malka

MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret

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MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes

Table des matières1 L’atome et l’élément chimique 1

1.1 Les différents modèles de l’atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.2 Constitution de l’atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.3 L’élément chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.4 Masse molaire d’un élément chimique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11.5 Un peu de vocabulaire . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2

2 Modèle en couches de l’atome 22.1 Orbitales atomiques : nombres quantiques n, l,ml . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2

2.1.1 Solutions de l’équation de Schrödinger . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22.1.2 Orbitales atomiques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2

2.2 Description d’un état électronique : nombres quantiques (n, l,ml,ms) . . . . . . . . . . . . . . . 32.2.1 Le nombre quantique principal n . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32.2.2 Le nombre quantique secondaire l . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32.2.3 Le nombre quantique tertiaire ou magnétique ml . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42.2.4 Le spin de l’électron . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42.2.5 Etat quantique d’un électron . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4

3 Configuration électronique d’un atome 43.1 Règle de Hund . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53.2 Règle de Klechkowski . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53.3 Principe d’exclusion de Pauli . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53.4 Configuration électronique d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6

3.4.1 Détermination de la configuration électronique d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . 63.4.2 Electrons de valence . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63.4.3 Electrons de cœur . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7

4 Configuration électronique d’un ion 74.1 Anion . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 74.2 Cation . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 84.3 Stabilité d’un ion . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8

5 Absorption et émission de lumière par un atome 95.1 Etat excité d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 95.2 Absorption d’un photon par un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 95.3 Émission spontanée d’un photon par un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9

6 La classification périodique 106.1 Construction . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106.2 Structure . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10

6.2.1 Périodes (lignes) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106.2.2 Familles (colonnes) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 116.2.3 Métaux et non métaux . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11

7 Électronégativité d’un élément chimique 117.1 Importance de l’électronégativité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 117.2 Électronégativité (χ) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127.3 Evolution dans la classification périodique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12

7.3.1 Mise en évidence expérimentale . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127.3.2 Evolution dans la classification périodique . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127.3.3 Electronégativité et propriétés redox . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127.3.4 Interprétation de la classification périodique par la configuration électronique des atomes 13

Table des figures1 Nombre quantique l . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32 Niveaux d’énergie rangé par ordre croissant selon la règle de Klechkowski . . . . . . . . . . . . . 53 Saturation des sous-couches électroniques . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 64 Excitation d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9

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5 Désexcitation d’un atome . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106 Spectre d’émission de l’hydrogène . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 107 Familles à connaître . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 118 Métaux et non métaux . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 119 Evolution grossière de l’électronégativité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1210 Périodicité de l’électronégativité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13

Capacités exigibles1. Utiliser un vocabulaire précis : élément, atome, corps simple, espèce chimique, entité chimique.2. Déterminer la longueur d’onde d’une radiation émise ou absorbée à partir de la valeur de la transition

énergétique mise en jeu, et inversement.3. Établir un diagramme qualitatif des niveaux d’énergie électroniques d’un atome donné.4. Établir la configuration électronique d’un atome dans son état fondamental (la connaissance des excep-

tions à la règle de Klechkowski n’est pas exigible).5. Déterminer le nombre d’électrons non appariés d’un atome dans son état fondamental.6. Prévoir la formule des ions monoatomiques d’un élément.7. Relier la position d’un élément dans le tableau périodique à la configuration électronique et au nombre

d’électrons de valence de l’atome correspondant.8. Positionner un élément dans le tableau périodique et reconnaître les métaux et non métaux.9. Situer dans le tableau les familles suivantes : métaux alcalins, halogènes et gaz nobles.10. Citer les éléments des périodes 1 à 2 de la classification et de la colonne des halogènes (nom, symbole,

numéro atomique).11. Mettre en œuvre des expériences illustrant le caractère oxydant ou réducteur de certains

corps simples.12. Élaborer ou mettre en œuvre un protocole permettant de montrer qualitativement l’évo-

lution du caractère oxydant dans une colonne.13. Relier le caractère oxydant ou réducteur d’un corps simple à l’électronégativité de l’élément.14. Comparer l’électronégativité de deux éléments selon leur position dans le tableau périodique.

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1 L’atome et l’élément chimique

Connaître la constitution d’un atome et les ordres de grandeurs inhérents. Décrire la matière atomiqueavec un vocabulaire appropriée.

Objectif(s)

1.1 Les différents modèles de l’atome

https://vimeo.com/davidmalka/ch11

Les modèles de l’atome

1.2 Constitution de l’atomeL’atome est constitué d’un noyau et de son cortège électronique. Il est globalement neutre.

Le noyau comprend A nucléons : Z protons + N neutrons. On note : AZXN .A est appelé nombre de masse, Z est appelé numéro atomique.

Exemple : Le carbone 12 contient 6 protons et 6 neutrons. On le note 126 C

6 ou plus simplement 12C.L’atome est électriquement neutre : il contient donc autant d’électrons que de protons.

atome noyau proton neutron électrondiamètre ∼ 1× 10−10 m ∼ 1× 10−14 m ∼ 1× 10−15 m ∼ 1× 10−15 m −masse ∼ 10 g ·mol−1 ∼ 10 g ·mol−1 1,66× 10−27 kg 1,66× 10−27 kg 9,1× 10−31 kgcharge 0 Ze e 0 −e

Charge élémentaire : e = 1,6× 10−19 C.

Ordre de grandeur

1.3 L’élément chimique

Un élément chimique est défini par son numéro atomique.L’élément chimique

Exemple : l’ion cuivre(II) Cu2+ et l’atome de cuivre Cu sont deux espèces chimiques correspondant àl’élément cuivre.

Deux atomes peuvent différer par le nombre de nucléons du noyau, c’est-à-dire par leur nombre de masse :on les appelle isotopes.

Exemple : 23892 U et 235

92 U sont deux isotopes de l’élément uranium U .

Au cours d’une transformation chimique, il y a conservation des éléments chimiques.Conservation des éléments chimiques

1.4 Masse molaire d’un élément chimique

La masse molaire atomique M d’un élément chimique est la masse d’une mole1 de cet élément chimique prisdans son état atomique.

Masse molaire

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R A l’état naturel, les éléments existent sous différentes formes isotopiques. Pour calculer la masse molairenaturelle d’un élément, il faut calculer la moyenne des masses relatives à chaque isotope pondérée par leurabondance naturelle.

1.5 Un peu de vocabulaireEntités chimiques : les atomes, les ions, les molécules sont des entités chimiques.Élément chimique : regroupe l’ensemble des entités chimiques caractérisées par le même nombre Z de

protons dans leurs noyaux respectifs.Espèce chimique : une espèce chimique est un ensemble d’entités chimiques identiques.Corps simple/ corps composé : un corps simple est une entité constitué d’atomes d’un même élément

(ex : H2), par opposition à un corps composé, constitué d’atomes de plusieurs éléments (ex : CO2).

2 Modèle en couches de l’atome

Savoir qu’une orbitale atomique peut-être caractérisée par un triplet de nombre entiers (n, l,ml). Savoirque l’état électronique d’un électrons peuplant une orbitale est définit par les quatre nombres quantiques(n, l,ml,ms). Connaître les dénominations et les valeurs autorisées pour ces nombres.

Objectif(s)

2.1 Orbitales atomiques : nombres quantiques n, l,ml

2.1.1 Solutions de l’équation de Schrödinger

En 1926, Schrödinger propose que l’état de l’électron d’un atome est décrit par une fonction d’onde ψvérifiant l’équation de Schrödinger.

i h̄∂ψ

∂t= Hψ

avec H est l’opérateur énergie, appelé hamiltonien du système.

2.1.2 Orbitales atomiques

On montre que l’état d’un électron atomique est peut-être décrit par une fonction de la forme :

ψn,l,ml(r, θ,φ) = Rn,l(r)ϕl,ml

(θ,φ)

avec r, θ et φ les coordonnées sphériques repérant la position d’un point de l’espace. Les nombres n, l et msont des entiers dont seules certaines valeurs sont autorisées. Ceci est discuté par la suite.

Le module au carré de la fonction d’onde |ψn,l,ml(r, θ,φ)|2 représente la densité de probabilité de trouver

l’électron au point de l’espace de coordonnées (r, θ,φ). Contrairement à la description classique, l’électron n’estplus localisé dans l’espace ! Il n’a plus d’orbite définie. On parle d’orbitales atomiques. On distingue la partieradiale Rn,l(r) qui traduit la densité de probabilité de trouver l’électron à une distance r du noyau et la partieangulaire φl,ml

(θ,φ) qui traduit la densité de probabilité de trouver l’électron dans la direction (θ,ϕ) de l’espace.

https://vimeo.com/davidmalka/ch12

La notion d’orbitale atomique* (facultative)

On retiendra qu’il suffit de connaître les nombres quantiques (n, l,ml) pour décrire la fonction d’onded’espace ψn,l,ml

d’un électron c’est-à-dire son orbitale atomique.

Caractérisation d’une orbitale

1. 1mole contient NA ≈ 6, 02.1023 entités. NA est appelé Nombre d’Avogadro.

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2.2 Description d’un état électronique : nombres quantiques (n, l, ml, ms)

Nous allons voir que l’état d’un électron atomique est décrit par quatre nombres quantiques :— le triplet (n, l,ml) qui définit l’orbitale atomique occupée par l’électron,— le nombre ms lié à une propriété physique de l’électron appelé spin 1.

https://vimeo.com/davidmalka/ch13

Le modèle en couches

2.2.1 Le nombre quantique principal n

Le nombre quantique principal n est l’entier qui définit en priorité l’énergie. Plus n est élevé plus l’énergiede l’électron occupant l’orbitale est élevée. C’est le nombre n du modèle de Bohr 2.

n ≥ 1, n ∈N

Le nombre n définit aussi la taille de l’orbitale c’est-à-dire la distance moyenne de l’électron qui l’occupe aunoyau.

Le nombre quantique principal n définit une couche électronique de l’atome.Couche électronique n

2.2.2 Le nombre quantique secondaire l

Le nombre quantique secondaire l est lié au moment cinétique orbital L de l’électron et pour partie à sonénergie.

L =√l(l+ 1) h̄ avec 0 ≤ l ≤ n− 1, l ∈N

Le nombre l traduit également la forme de l’orbitale occupé par l’électron.

A la couche électronique n correspondent n sous niveaux d’énergie En,l qu’on désigne par une lettre fig.1.

l 0 1 2 3 4 5 . . .sous-couche s p d f g h . . .

Figure 1 – Nombre quantique l

Exemple : La couche n = 3 contient trois sous-couches électroniques de moments cinétiques respectifsl = 0, l = 1, l = 2 qu’on note 3s, 3p et 3d.

Dans le cas général, l’énergie associée à l’orbitale dépend de l. Ce n’est pas le cas pour l’atome d’hydrogènepour lequel les sous-couches 2s et 2p ont, par exemple, même énergie. On dit que les niveaux d’énergie sontdégénérés.

Le couple (n, l) définit une sous-couche électronique.Sous-couche électronique (n, l)

1. Le spin d’un électron, et plus largement d’une particule, le caractérise de la même façon que sa masse ou sa charge parexemple.

2. Voir cours M6.

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Donner les sous-couches électroniques comprises dans la couche n = 4.

Réponse

Pour n = 4, les valeurs autorisées de l sont 0,1,2,3. On note alors les sous-couches électroniques comprisesdans la couche n = 4 : 4s, 4p, 4d et 4f

Application 1

2.2.3 Le nombre quantique tertiaire ou magnétique ml

Le nombre quantique ml est entier relatif qui traduit la quantification de la projection du moment cinétiqueorbital suivant un axe de référence Oz. ml traduit l’orientation de l’orbitale. A l fixé, ml peut prendre 2l+ 1valeurs :

Lz = ml h̄ avec − l ≤ ml ≤ l, ml ∈ Z

Combien d’orbitales une sous-couche électronique 2p contient-elle ?

Réponse

p correspond à l = 1. Les valeurs autorisées de ml sont −1, 0 et 1 donc il y a trois orbitales dans lasous-couche électronique 2p. De même pour la sous-couche 3p, 4p,. . .

Application 2

En l’absence de champ magnétique ml n’intervient pas dans l’énergie de l’électron.

Le triplet (n, l,ml) définit une orbitale électronique.Orbitale électronique (n, l,ml)

2.2.4 Le spin de l’électron

L’électron possède une propriété intrinsèque, au même titre que sa charge, appelé spin S. Le spin a ladimension d’un moment cinétique.

S =√s(s+ 1) h̄

Pour l’électron, s = 12 et des expériences ont montré que sa projection Sz est quantifiée :

Sz = ms h̄ avec ms = ±12

On parle de spin up ↑ (s = 12 ) et down ↓ (s = −

12 ).

2.2.5 Etat quantique d’un électron

L’état quantique d’un électron est entièrement déterminé par la donnée du quadruplet (n, l,ml,ms).Etat quantique d’un électron

3 Configuration électronique d’un atome

Savoir appliquer les règles de Hund et de Klechkowski ainsi que le principe de Pauli pour déterminer laconfiguration électronique d’un atome dans son état fondamental. Connaître la limite de saturation desdifférentes sous-couches électroniques s, p, d, . . .

Objectif(s)

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Nous proposons un modèle simple où seulement trois règles permettent de déterminer la configurationélectronique d’un atome dans son état fondamental :

— la règle de Hund,— la règle de Klechkowski,— le principe de Pauli.R Il existe quelques exceptions à la méthode présentée ici. Elles seront discutées lorsqu’elles se présenteront.

https://vimeo.com/davidmalka/ch14

Règle de Hund, règle de Klechkowski et principe de Pauli

3.1 Règle de HundLa règle de Hund permet de déterminer les orbitales occupées par des électrons pour un atome dans son

état fondamental.

On appelle état fondamental d’une atome (et plus généralement d’un système), son état de plus basseénergie.

Etat fondamental d’un atome

Dans l’état fondamental d’un atome, les électrons remplissent les niveaux d’énergie par énergie croissante.Pour des niveaux d’énergie dégénérés a, les électrons en occupent le maximum avec des spins parallèles.

a. i.e. de même énergie

Règle de Hund

3.2 Règle de KlechkowskiLa règle de Klechkowski permet d’ordonner les niveaux d’énergie.

L’énergie d’une orbitale croît lorsque n+ l croît. A n+ l fixé, l’énergie croît avec n.Règle de Klechkowski

On peut retenir plus facilement L’ordonnancement des niveaux d’énergie suivant la règle de Klechkowski àl’aide du schéma fig.2.

1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p 5d 5f 5g

Figure 2 – Niveaux d’énergie rangé par ordre croissant selon la règle de Klechkowski

3.3 Principe d’exclusion de Pauli

Deux électrons ne peuvent pas être dans le même état quantique.Principe de Pauli

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Ainsi, une orbitale (n, l,ml) ne peut contenir que deux électrons : un de spin up, l’autre de spin down.

Combien d’électrons la sous-couche électronique 3d peut-elle accueillir ?

Réponse

Dans la sous-couche 3d, l = 2. Elle comprend donc 5 orbitales correspondant aux valeurs −2, −1, 0, 1 et2 de ml. Chaque orbitale peut accueillir au plus 2 électrons en vertu du principe de Pauli. Finalement, lasous-couche 3d peut accueillir 10 électrons. Pour les autres sous-couche : fig.3.

Application 3

l 0 1 2 3 4 . . .sous-couche s p d f g . . .saturation 2 6 10 14 18 . . .

Figure 3 – Saturation des sous-couches électroniques

3.4 Configuration électronique d’un atome3.4.1 Détermination de la configuration électronique d’un atome

Pour déterminer la configuration électronique d’un atome dans son état fondamental :— On dénombre les électrons de l’atome.— On classe les sous-couches électroniques suivant de la règle de Klechkowski.— On les remplit suivant la règle de Hund.— Le principe de Pauli permet de déterminer combien d’électrons peut accueillir une sous-couche électro-

nique.Exemple : Quelques exemples de configuration électronique d’atome dans leur état fondamental.

Carbone (Z=6) C : 1s22s22p2

Sodium (Z=11) Na : 1s22s22p63s1

Fer (Z=26) Fe : 1s22s22p63s23p63d64s2

B Pour les métaux de transition tel que le fer de couche de valence du type (n− 1)dns, unefois remplies, la sous-couche ns est plus énergétique que la sous-couche (n − 1)d. Il faut donccorriger la règle de Klechkowski et permuter ces deux sous-couches lorsqu’on écrit la configurationélectronique de l’atome.

https://vimeo.com/davidmalka/ch15

Déterminer la configuration électronique d’un atome

Déterminer les configurations électroniques de l’argon Ar (Z = 18) et du fluor (Z = 9).

Réponse

Ar : 1s22s22p63s23p6

F : 1s22s22p5

Application 4

3.4.2 Electrons de valence

Les électrons de valence d’un atome sont les électrons occupant les orbitales de nombre quantique principaln le plus élevé et/ou les orbitales insaturées.

Electrons de valence

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https://vimeo.com/davidmalka/ch16

Les électrons de valence

Exemple : C : 1s22s22p2

Les électrons des couches 2s et 2p sont les électrons de valence de l’atome de carbone. Le carbone possède doncquatre électrons de valence.

Combien d’électrons de valence, l’atome d’oxygène possède-t-il ? Sur quelle(s) orbitales les électrons devalence du fer se trouvent-ils ?

Réponse

O : 1s22s22p4 donc 6 électrons de valenceFe : 1s22s22p63s23p63d64s2 donc 8 électrons de valence.

Application 5

Au cours d’une réaction chimique, seuls les électrons de valence sont mis en jeu. Ce sont donc les électronsde valence d’un atome qui expliquent les propriétés chimiques d’un élément chimique.

3.4.3 Electrons de cœur

Les électrons qui n’appartiennent pas aux orbitales de valence sont appelés électrons de cœur.

Les électrons de cœur sont plus proches du noyau et donc lui sont plus fortement liés que les électrons devalence.

4 Configuration électronique d’un ion

Savoir appliquer les règles de Hund et de Klechkowski ainsi que le principe de Pauli pour déterminer laconfiguration électronique d’un cation ou d’un anion. Prévoir la formule des ions monoatomiques d’unélément.

Objectif(s)

Toutes les règles énoncées pour écrire la configuration électronique d’un atome se généralisent aux ions. Laseule différence est que pour un anion, il faudra placer plus d’électrons sur les orbitales ; pour un cation, il faudraen retirer.

4.1 Anion

https://vimeo.com/davidmalka/ch17

Déterminer la configuration électronique d’un anion

La méthode est la même que pour les atomes mais il faut placer les électrons supplémentaires que possèdel’anion.

Exemple : Configuration électronique de l’ion fluorure F−. Il faut placer 9+1 soit 10 électrons.F− : 1s22s2p6

Déterminer la configuration électronique de l’ion sulfure S2−.Application 6

www.david-malka-mpsi.fr 7

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Réponse

S2− : 1s22s22p63s23p6

4.2 Cation

https://vimeo.com/davidmalka/ch18

Déterminer la configuration électronique d’un cation

On prend l’exemple de l’ion fer III Fe3+.1. Ecrire la configuration électronique de l’atome associé, ici l’atome de fer Fe.

Fe : 1s22s22p63s23p63d64s2

2. On retire les électrons les plus énergétique c’est-à-dire ici les plus externe soit ceux de la sous-couche 4s.3. On retire un électron de la sous-couche immédiatement inférieur : la sous-couche 3d4. Finalement :

Fe3+ : 1s22s22p63s23p63d54s0 soit Fe3+ : 1s22s22p63s23p63d5

Déterminer la configuration électronique de l’ion sodium Na+.

Réponse

Na+ : 1s22s22p6

Application 7

4.3 Stabilité d’un ion

https://vimeo.com/davidmalka/ch19

Quel ion stable un élément forme-t-il ?

Les exemples précédents tendent à montrer que les ions stables formés par les éléments chimiques possèdentla configuration électronique du gaz noble le plus proche.

Exemple : L’ion fluorure F− : 1s22s22p6 à la même configuration électronique que le néon Ne :1s22s22p6.

Un atome tend à gagner ou perdre des électrons de façon à acquérir une structure électronique identique àcelle du gaz noble le plus proche dans la classification périodique.

Stabilité des ions

Quel ion stable le béryllium Be (Z = 4) est-il susceptible de former ?

Réponse

Be2+ de configuration électronique 1s2 identique à celle de l’atome d’hélium.

Application 8

www.david-malka-mpsi.fr 8

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5 Absorption et émission de lumière par un atome5.1 Etat excité d’un atome

On appelle état excité d’un atome, un état de l’atome de plus haute énergie que l’état fondamental.Etat excité d’un atome

5.2 Absorption d’un photon par un atomeLes niveaux d’énergie d’un atome sont discrets. Plus précisément, chaque orbitale à une énergie particulière

(voir règle de Klechkowski). Un électron dans une orbitale donnée, d’énergie En, peut éventuellement accéderà une autre orbitale d’énergie Em supérieur si on lui communique la différence d’énergie entre les orbitales.Cette énergie peut-être apportée par un photon. L’énergie Eν = hν du photon incident doit alors vérifier lacondition : 3 :

hν = Em −En

En

Em

Figure 4 – Excitation d’un atome

Au cours de la transition, le photon est absorbé par l’électron. Il y a conservation de l’énergie. L’atome estalors dans un état excité.

5.3 Émission spontanée d’un photon par un atomeLorsqu’un atome est dans un état excité, il n’y demeure pas éternellement. A chaque instant, il existe une

probabilité de relaxation de l’atome vers son état fondamental par transition d’un électron d’une orbitale dehaute énergie Em vers une orbitale de moins haute énergie En. Cette probabilité est d’autant plus grande qu’onattend longtemps. On dit que l’atome se désexcite (fig.5). Cette transition électronique d’un orbitale à l’autres’accompagne de l’émission d’un photon d’énergie Eν = hν vérifiant :

hν = Em −En

Ce sont ces transitions radiatives et la structure discrète des états atomiques qui explique le spectre de raiesdes atomes (fig.6).

3. En fait, la transition ne se fait qu’avec une certaine probabilité (parfois nulle !). La condition hν = Em −En est nécessairemais non suffisante.

www.david-malka-mpsi.fr 9

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En

Em

Figure 5 – Désexcitation d’un atome

Figure 6 – Spectre d’émission de l’hydrogène

6 La classification périodique

Savoir relier la position d’un élément dans le tableau périodique à la configuration électronique et aunombre d’électrons de valence de l’atome correspondant. Savoir positionner un élément dans le tableaupériodique et reconnaître les métaux et non métaux. Savoir situer dans le tableau les métaux alcalins, leshalogènes et les gaz nobles. Connaître les éléments des périodes 1 à 4 de la classification et de la colonnedes halogènes, des alcalins, des gaz nobles (nom, symbole, numéro atomique).

Objectif(s)

6.1 ConstructionLes éléments sont classés par numéros atomiques croissants2 et rangés en colonnes de façon à ce que les

éléments d’une même colonne présentent des propriétés chimique analogues.

6.2 Structure6.2.1 Périodes (lignes)

On appelle couche de valence la couche électronique la plus éloignée du noyau. Elle joue un rôle fondamentaldans les propriétés physiques et chimiques de l’élément.

Les éléments d’une même période ont même couche de valence.

Période

2. Historiquement, Mendeleiev les classa par masse molaire atomique croissante et opéra quelques interversions.

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6.2.2 Familles (colonnes)

Les éléments d’une même famille ont le même nombre d’électrons sur leur couche de valence. Il en résultedes propriétés chimiques analogues.

Familles d’éléments

Colonne 1 2 16 17 18Famille Alcalins Alcalino-terreux Chalcogènes Halogènes Gaz noblesExemple Na, K Mg, Ca O, S Cl, Br, I Ne, ArValence 1 2 6 7 8

Figure 7 – Familles à connaître

6.2.3 Métaux et non métaux

Répartition dans la classification périodique : fig.8.

http://www.science.gouv.fr

opixido

Hydrogène

Francium

Césium

Rubidium

Potassium

Sodium

Lithium

Hélium

Ununoctium

Radon

Xénon

Krypton

Argon

Néon

Astate

Iode

Brome

Chlore

Fluor

Ununhexium

Polonium

Tellure

Sélénium

Soufre

Oxygène

Bismuth

Antimoine

Arsenic

Phosphore

Azote

Ununquadium

Plomb

Étain

Germanium

Silicium

Carbone

Thallium

Indium

Gallium

Aluminium

Bore

Ununbium

Mercure

Cadmium

Zinc

Unununium

Or

Argent

Cuivre

Ununnillium

Platine

Palladium

Nickel

Meitnerium

Iridium

Rhodium

Cobalt

Hassium

Osmium

Ruthénium

Fer

Bohrium

Rhénium

Technétium

Manganèse

Seaborgium

Tungstène

Molybdène

Chrome

Dubnium

Tantale

Niobium

Vanadium

Rutherfordium

Hafnium

Zirconium

Titane

Actinium

Lanthane

Yttrium

Scandium

Radium

Baryum

Strontium

Calcium

Magnésium

Béryllium

Lawrencium

Lutétium

Nobélium

Ytterbium

Mendélévium

Thulium

Fermium

Erbium

Einsteinium

Holmium

Californium

Dysprosium

Berkélium

Terbium

Curium

Gadolinium

Américium

Europium

Plutonium

Samarium

Neptunium

Prométhium

Uranium

Néodyme

Protactinium

Praséodyme

Thorium

Cérium

H

Fr

Cs

Rb

K

Na

Li

He

Uuo

Rn

Xe

Kr

Ar

Ne

At

I

Br

Cl

F

Uuh

Po

Te

Se

S

O

Bi

Sb

As

P

N

Uuq

Pb

Sn

Ge

Si

C

Tl

In

Ga

Al

B

Uub

Hg

Cd

Zn

Uuu

Au

Ag

Cu

Uun

Pt

Pd

Ni

Mt

Ir

Rh

Co

Hs

Os

Ru

Fe

Bh

Re

Tc

Mn

Sg

W

Mo

Cr

Db

Ta

Nb

V

Rf

Hf

Zr

Ti

Ac

La

Y

Sc

Ra

Ba

Sr

Ca

Mg

Be

Lw

Lu

No

Yb

Md

Tm

Fm

Er

Es

Ho

Cf

Dy

Bk

Tb

Cm

Gd

Am

Eu

Pu

Sm

Np

Pm

U

Nd

Pa

Pr

Th

Ce

1

87

55

37

19

11

3

2

118

86

54

36

18

10

85

53

35

17

9

116

84

52

34

16

8

83

51

33

15

7

114

82

50

32

14

6

81

49

31

13

5

112

80

48

30

111

79

47

29

110

78

46

28

109

77

45

27

108

76

44

26

107

75

43

25

106

74

42

24

105

73

41

23

104

72

40

22

89

57

39

21

88

56

38

20

12

4

103

71

102

70

101

69

100

68

99

67

98

66

97

65

96

64

95

63

94

62

93

61

92

60

91

59

90

58

Nom

XNuméro atomique

Symbole atomique

M Masse molaire atomique

(g.mol-1)

Famille

Z

1,0

(223)

132,9

85,5

39,1

23,0

6,9

4,0

(222)

131,3

83,8

39,9

20,2

(210)

126,9

79,9

35,5

19,0

(209)

127,6

79,0

32,1

16,0

209,0

121,8

74,9

31,0

14,0

207,2

118,7

72,6

28,1

12,0

204,4

114,8

69,7

27,0

10,8

(277)

200,6

112,4

65,4

(272)

197,0

107,9

63,5

(269)

195,1

106,4

58,7

(268)

192,2

102,9

58,9

(269)

190,2

101,1

55,8

(264)

186,2

(98)

54,9

(266)

183,8

95,9

52,0

(262)

180,9

92,9

50,9

(261)

178,5

91,2

47,9

(227)

138,9

88,9

45,0

(226)

137,3

87,6

40,1

24,3

9,0

(260)

175,0

(259)

173,0

(258)

168,9

(257)

167,3

(254)

164,9

(251)

162,5

(247)

158,9

(247)

157,4

(243)

152,0

(244)

150,4

(237)

(145)

238,0

144,2

231,0

140,9

232,0

140,1

1 18171615141312111098765432

1

7

6

5

4

3

2

7

6

Non-métaux

Métaux alcalino-terreux

Métaux pauvres

Gaz raresLanthanidesMétaux alcalins

Métaux de transition

HalogènesActinides

Élément gazeux

Élément artifi ciel

Élément liquide

Famille

ent rtifi ciel

Élément solide

Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (1834 – 1907) est un chimiste russe connu pour ses travaux sur la classifi cation périodique des éléments. En 1869, il publia une première version de son tableau périodique des éléments appelé aussi tableau de Mendeleïev. Il déclara que

les éléments chimiques pouvaient être arrangés selon un modèle qui permettait de prévoir les propriétés des éléments non encore découverts.

TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS

Figure 8 – Métaux et non métaux

80% des corps simples des éléments de la classification périodique sont des métaux. Ce sont des solidescristallins caractérisés par leur bonnes conductivités thermique et électrique, leur caractère réfléchissant (« l’éclatmétallique »), malléable et ductile.

On distingue les métaux alcalins (ex : Na, bloc s), les métaux alcalino-terreux (ex : Ca, bloc s), les métauxde transitions (ex : Cu, Fe, bloc d), et les métaux pauvres (ex : Pb, Ge, bloc p). Voir le tableau périodique.

7 Électronégativité d’un élément chimique

Savoir relier le caractère oxydant ou réducteur d’un corps simple à l’électronégativité de l’élément. Savoircomment évolue grossièrement l’électronégativité des éléments dans le tableau périodique et ainsi comparerl’électronégativité de deux éléments selon leur position dans ce tableau.

Objectif(s)

7.1 Importance de l’électronégativitéLa valeur de l’électronégativité permet de prédire :

— La nature des éléments : métaux et non-métaux,— Les degrés d’oxydation (D.O.),— Le type des liaisons engagées entre éléments,— L’ionicité d’une liaison,— L’acido-basicité des oxydes.

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7.2 Électronégativité (χ)

L’électronégativité χ d’un élément chimique quantifie sa propension à s’ « approprier » des électrons.L’électronégativité

7.3 Evolution dans la classification périodique7.3.1 Mise en évidence expérimentale

Voir TPCH1.

On dit qu un élément chimique a un caractère réducteur s’il cède facilement un ou plusieurs électrons.

Les alcalins sont de puissants réducteurs.

Caractère réducteur d’un élément chimique

On dit qu un élément chimique a un caractère oxydant s’il gagne facilement un ou plusieurs électrons.

Les halogènes sont de puissants oxydants.

Caractère oxydant d’un élément chimique

7.3.2 Evolution dans la classification périodique

Evolution dans la classification périodique : voir fig.9 et fig.10. On constate que, grossièrement, l’électroné-gativité augemente lorsqu’on Z augmente suivant une période et diminue fortement à chaque changement depériode.

http://www.science.gouv.fr

opixido

Hydrogène

Francium

Césium

Rubidium

Potassium

Sodium

Lithium

Hélium

Ununoctium

Radon

Xénon

Krypton

Argon

Néon

Astate

Iode

Brome

Chlore

Fluor

Ununhexium

Polonium

Tellure

Sélénium

Soufre

Oxygène

Bismuth

Antimoine

Arsenic

Phosphore

Azote

Ununquadium

Plomb

Étain

Germanium

Silicium

Carbone

Thallium

Indium

Gallium

Aluminium

Bore

Ununbium

Mercure

Cadmium

Zinc

Unununium

Or

Argent

Cuivre

Ununnillium

Platine

Palladium

Nickel

Meitnerium

Iridium

Rhodium

Cobalt

Hassium

Osmium

Ruthénium

Fer

Bohrium

Rhénium

Technétium

Manganèse

Seaborgium

Tungstène

Molybdène

Chrome

Dubnium

Tantale

Niobium

Vanadium

Rutherfordium

Hafnium

Zirconium

Titane

Actinium

Lanthane

Yttrium

Scandium

Radium

Baryum

Strontium

Calcium

Magnésium

Béryllium

Lawrencium

Lutétium

Nobélium

Ytterbium

Mendélévium

Thulium

Fermium

Erbium

Einsteinium

Holmium

Californium

Dysprosium

Berkélium

Terbium

Curium

Gadolinium

Américium

Europium

Plutonium

Samarium

Neptunium

Prométhium

Uranium

Néodyme

Protactinium

Praséodyme

Thorium

Cérium

H

Fr

Cs

Rb

K

Na

Li

He

Uuo

Rn

Xe

Kr

Ar

Ne

At

I

Br

Cl

F

Uuh

Po

Te

Se

S

O

Bi

Sb

As

P

N

Uuq

Pb

Sn

Ge

Si

C

Tl

In

Ga

Al

B

Uub

Hg

Cd

Zn

Uuu

Au

Ag

Cu

Uun

Pt

Pd

Ni

Mt

Ir

Rh

Co

Hs

Os

Ru

Fe

Bh

Re

Tc

Mn

Sg

W

Mo

Cr

Db

Ta

Nb

V

Rf

Hf

Zr

Ti

Ac

La

Y

Sc

Ra

Ba

Sr

Ca

Mg

Be

Lw

Lu

No

Yb

Md

Tm

Fm

Er

Es

Ho

Cf

Dy

Bk

Tb

Cm

Gd

Am

Eu

Pu

Sm

Np

Pm

U

Nd

Pa

Pr

Th

Ce

1

87

55

37

19

11

3

2

118

86

54

36

18

10

85

53

35

17

9

116

84

52

34

16

8

83

51

33

15

7

114

82

50

32

14

6

81

49

31

13

5

112

80

48

30

111

79

47

29

110

78

46

28

109

77

45

27

108

76

44

26

107

75

43

25

106

74

42

24

105

73

41

23

104

72

40

22

89

57

39

21

88

56

38

20

12

4

103

71

102

70

101

69

100

68

99

67

98

66

97

65

96

64

95

63

94

62

93

61

92

60

91

59

90

58

Nom

XNuméro atomique

Symbole atomique

M Masse molaire atomique

(g.mol-1)

Famille

Z

1,0

(223)

132,9

85,5

39,1

23,0

6,9

4,0

(222)

131,3

83,8

39,9

20,2

(210)

126,9

79,9

35,5

19,0

(209)

127,6

79,0

32,1

16,0

209,0

121,8

74,9

31,0

14,0

207,2

118,7

72,6

28,1

12,0

204,4

114,8

69,7

27,0

10,8

(277)

200,6

112,4

65,4

(272)

197,0

107,9

63,5

(269)

195,1

106,4

58,7

(268)

192,2

102,9

58,9

(269)

190,2

101,1

55,8

(264)

186,2

(98)

54,9

(266)

183,8

95,9

52,0

(262)

180,9

92,9

50,9

(261)

178,5

91,2

47,9

(227)

138,9

88,9

45,0

(226)

137,3

87,6

40,1

24,3

9,0

(260)

175,0

(259)

173,0

(258)

168,9

(257)

167,3

(254)

164,9

(251)

162,5

(247)

158,9

(247)

157,4

(243)

152,0

(244)

150,4

(237)

(145)

238,0

144,2

231,0

140,9

232,0

140,1

1 18171615141312111098765432

1

7

6

5

4

3

2

7

6

Non-métaux

Métaux alcalino-terreux

Métaux pauvres

Gaz raresLanthanidesMétaux alcalins

Métaux de transition

HalogènesActinides

Élément gazeux

Élément artifi ciel

Élément liquide

Famille

ent rtifi ciel

Élément solide

Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (1834 – 1907) est un chimiste russe connu pour ses travaux sur la classifi cation périodique des éléments. En 1869, il publia une première version de son tableau périodique des éléments appelé aussi tableau de Mendeleïev. Il déclara que

les éléments chimiques pouvaient être arrangés selon un modèle qui permettait de prévoir les propriétés des éléments non encore découverts.

TABLEAU PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS

Figure 9 – Evolution grossière de l’électronégativité

Les halogènes sont très électronégatifs donc très oxydants. L’élément le plus électronégatif est le fluor F :χF = 4, 0

Les alcalins sont très peu électronégatif donc très réducteurs. L’élément le moins électronégatif est le césiumCs : χCs = 0, 7

7.3.3 Electronégativité et propriétés redox

Un élément chimique est d’autant plus oxydant qu’il électronégatif.Un élément chimique est d’autant plus réducteur qu’il est peu électronégatif.

Electronégativité et propriétés redox

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MPSI – 2019-2020 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka CH1 – Structure électronique des atomes

5 10 15 20 25 30 35Z

0.0

0.5

1.0

1.5

2.0

2.5

3.0

3.5

4.0

4.5

Electronegativite

Figure 10 – Périodicité de l’électronégativité

7.3.4 Interprétation de la classification périodique par la configuration électronique des atomes

https://vimeo.com/davidmalka/ch110

Classification périodique et configuration électronique

Donner les configurations électroniques du lithium, du sodium, du potassium. Combien d’électrons devalence les alcalins possèdent-il ? Mêmes questions pour les halogènes.

Réponse

1 électrons pour les alcalins et 7 électrons pour les halogènes.

Application 9

Les éléments d’une même famille ont même configuration électronique de valence. Les éléments d’une mêmepériode ont même configuration électronique de cœur.

Configuration électronique et tableau périodique

A l’aide du tableau périodique seul, donner la configuration électronique de la couche de valence dustrontium Sr.

Réponse

Le strontium appartient à la 5ème période donc sa couche de valence est n = 5. Il appartient à la deuxièmecolonne donc possède une couche de valence similaire au béryllium Be soit s2. Finalement sa configurationélectronique est [Kr]5s2.

Application 10

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