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D’atomistique
Présente par: Mostafa chhiba
Introduction
La matière est formée à partir de grains élémentaires: les atomes.
113 atomes ou éléments ont été découverts et chacun d'eux est désigné par son nom
et son symbole.
Exemple : Carbone : C ; Azote : N.
Les atomes diffèrent par leurs structures électronique et leurs masses, et sont eux
même fragmentés en petites particules : les électrons, les protons et les neutrons.
En fait, l'atome n'existe pas souvent à l'état libre, il s'associe avec d'autres pour former
des molécules. On a des molécules:
- monoatomiques : gaz rares ( He, Ne, Ar,…),
- diatomiques (H2, O2, NaCl,….........)
- polyatomiques (H2O, H2SO4,.....…).
ATOME
Un atome (du grec ατομος, atomos, « que l'on ne peut diviser »)
est la plus petite partie d'un corps simple pouvant se combiner
chimiquement avec une autre. Il est généralement constitué
d'un noyau composé de protons et de neutrons autour
desquels orbitent des électrons.
Noyau
Mise en évidence : Expérience de Rutherford
L'expérience consiste à bombarder une très mince feuille de
métal (Or) par le rayonnement constitué de noyaux d'Helium
(He2
+).

Noyau
INTERPRETATION
La matière de la feuille d'or est constituée essentiellement du vide. Sa masse
se trouve donc concentrée en certains points. Les particules passent dans
leur grande majorité, entre ces points de matière condensée que sont les
noyaux atomiques.
Electron
Mise en évidence : Expérience de J.J. Thomson
Sous l'effet d'une tension électrique très élevée ( 40 000 volts) appliquée entre
les deux parties internes d'un tube à décharge, un faisceau est émis de la
cathode, appelé rayons cathodiques et recueilli par l'anode.
Electron
Propriétés des rayons cathodiques :
- Se propagent de façon rectiligne et perpendiculaire à la cathode.
- Ils sont constitués de particules qui transportent de l'énergie.
- Ils sont déviés par un champs électrique vers le pôle positif, ce qui indique que
les particules constituant ces rayons sont chargées négativement.
En 1891, Stoney a donné le nom d'électron pour les particules constituant les
rayons cathodiques.
Les expériences de Thomson et Millikan, nous ont permis de déterminer la
charge e et la masse me de l'électron :
e = 1,602 . 10-19 Coulomb ou C
me = 9,109 . 10-31 kg
Caractéristiques de l’atome
ELECTRON (e) PROTON (p) NEUTRON (n)
CHARGE
ELECTRIQUE
q = -1,6 10 -19 C q = + 1,6 10 -19 C q = 0
MASSE me = 9,11 10-31 Kg mp = 1,6724 10-27 Kg mn = 1,6747 10-27 Kg
mp = 1,6724 10-27 Kg = 1836 me
mn = 1,6747 10-27 Kg = 1839 me
La masse de l’électron est très faible. Elle est 1840 fois plus petite que celle
du plus léger des atomes, celui de l’hydrogène
Conclusion :
Toute la masse de l'atome est concentrée dans le noyau
mp # mn

Identification d’un atome
A chaque élément chimique, on a associé un symbole. Il s'écrit toujours
avec une majuscule, éventuellement suivie d'une minuscule ( H, C, Cl, Ag….)
Un atome est représenté de la façon suivante
X est l’élément considéré
Z est le nombre de proton = Numéro atomique
Le numéro atomique Z identifie l’élément chimique
A = Nombre de masse ( Z + nombre de neutron N)
q = nombre de charge
A = Z+ N
1

%

Ti
48
22
;
Mo
96
42
;
Ar
40
18
Mn;
55
25
Application :
Isotopes
Ce sont des atomes de même numéro atomique Z et de nombre
de masse A différent. Un élément peut avoir un ou plusieurs
isotopes.
Il n'est pas possible de les séparer par des réactions chimiques, par
contre cela peut être réalisé en utilisant des techniques physiques
notamment la spectroscopie de masse.
Exemples:
1
1
1

%
%
%

Charge d’un atome q
Quand l’élément X porte une charge q alors on le note :
q positive : l’ion X α + est un cation (α un nombre naturel )
q négative : l’ion X β - est un anion (β un nombre naturel )
q est nulle: élément neutre
Un atome peut capter ou perdre un ou plusieurs électrons
pour devenir chargé.
Na+, K+, Mg2+, Ca2+ Cl-, O2-, N3-
Unité de Masse atomique (uma )
Cette unité n'appartient pas au système international (SI)
et sa valeur est obtenue expérimentalement.
Elle est définie comme 1/12 de la masse d'un atome du nucléide 12C
(carbone12), non lié, au repos, et dans son état fondamental.
u.m.a = mC /12
La masse réelle d’un atome est égale à la somme des masses des constituants de l'atome :
M at = Z*me + Z*mp + N*mn ( unité kg )
Changement d’unité ( uma )

Unité de Masse atomique (uma )
En d'autres termes un atome de12C a une masse de 12 uma
Et
si on prend N atomes de 12C, on aura une masse de 12 g ;
N est le nombre d’Avogadro : N = 6,023.1023
12 g = N * mC = N *12*uma
En conséquence : uma = 1,66054 × 10-24 g = 1,66054 × 10-27 kg
u.m.a = mC /12
La Mole
La mole : n
La mole est la quantité de matière qui contient autant d'atomes qu'il y a dans 12g de
carbone 12. Le nombre est appelé Nombre d'Avogadro N : N = 6,0221. 1023
Un tel nombre s'appelle donc une mole (N molécules) ou atome–gramme (N
atomes).
Par définition :
Une mole d'atomes de carbone 12 pèse 12g. La masse d'un atome vaut 12 u.m.a,
donc : 12 g = N. 12 u.m.a
ou encore 1 u.m.a = 1/ N = 1,66 . 10-24 g = 1,66 . 10-27 kg
La Masse Molaire
Masse molaire : M
La masse d'une mole d'atomes d'un élément est appelée la
masse molaire de l'atome.
Echelle Atomique :
M = Le nombre de masse A
= Z + N
Echelle Macroscopique:
M = La masse Molaire
= La masse d’une mole
= la masse de N atomes
La masse molaire de l’atome est La masse d'une mole d'atomes.
Masse molaire d’une molécule est la somme des masses molaires des atomes qui
constituent la molécule.
Ex : M (CO2) = (1 x 12) + 2*16 = 44 g.mol-1.
Masse atomique relative d’un élément
Masse atomique moyenne d’un élément :
C’est la masse de cet élément en u.m.a. en tenant compte de ses isotopes.
t1, t2, ... tn : % (abondance des différents isotopes de l’élément X)
M1, M2, ... Mn leurs masses atomiques respectives
å
å
=
i
i
i
i
iM
)
X
(
M
t
t
Abondance naturelle ( A % ) : pourcentage en masse de chacun des isotopes dans le mélange naturel d’un élément.

Masse atomique relative d’un élément
Exemples :
1- Le chlore naturel contient 75,4% de l’isotope 35Cl et 24,6 % de l’isotope 37Cl.
La masse atomique moyenne est :
M = [(35 x 75,4) + (37 x 24,6)]/100
M = 35,492 g
2- L’élément naturel fer est constitué de quatre isotopes :
54Fe (6,04 %), A = 53,953
57Fe (2,11 %), A = 56,960
56Fe (91,57 %), A = 55,948
58Fe, 0,28 %), A = 57,959
Quelle masse atomique peut-on prévoir pour le fer naturel ?
M = 53,953 (6,04/100) + 55,948 (91,57/100) + 56,960 (2,11/100) + 57,959 (0,28/100)
M = 55,854 g
Défaut de masse et Energie de liaison
Défaut de masse
La masse d’un noyau est toujours inférieure à la somme des masses
des nucléons qui le constituent. Ce défaut de masse (Dm) est
transformé en énergie (DE) libérée au cours de la réaction :
Protons + neutrons à Noyau + DE
Dm = Zmp + N mn– Mnoyau
avec DE = Dmc2 (relation d’Einstein)
Ce défaut de masse Dm représente l’énergie de liaison ou l’énergie de cohésion dans le noyau
.
Cet énergie est exprimée en eV.
1eV = 1.602.10-19 Joule
Structure de l’atome MODELES CLASSIQUES DE L'ATOME
I- Modèle de Rutherford (Modèle Planitaire)
Ce modèle est basé sur l'existence du noyau dans lequel est pratiquement
concentrée toute la masse de l'atome et autour duquel gravitent des électrons.
La stabilité mécanique résulte de la compensation des forces d'attractions Fa par
les forces centrifuges Fr dues à la rotation des électrons autour du noyau.
L'avantage de ce modèle c'est qu'il ne fait appel qu'aux lois de la mécanique
classique.
Etudions ce modèle dans le cas de l’atome d’hydrogène 1H
-l’électron de l’atome d’hydrogène est soumis à:
+ Une force d’attraction coulombienne du noyau:
+ Une force de répulsion (force centrifuge) : Fr = mv2 / r (2)
Fa = (1/4pe0 ) e2 / r2 (1)

MODELES CLASSIQUES DE L'ATOME
I- Modèle de Rutherford (Modèle Planitaire)
L’énergie de l’électron est donc fonction du rayon de sa trajectoire ….
Cette trajectoire est circulaire, il y a donc une accélération, Nécessairement (cette
accélération est d’ailleurs normale à la trajectoire ). Mais, à partir des équations de la
physique classique, on montre qu’une particule accélérée RAYONNE de l’énergie.
CONCLUSION
l’atome de Rutherford n’est pas viable, puisque l’électron doit rayonner de l’énergie (donc
en perdre ) durant son mouvement, si bien qu’après un laps de temps suffisamment court, il
finirait par s’écraser sur le noyau ………….
Calcul de l’énergie de l’électron (démonstration )
Ce modèle est basé sur l'existence du noyau dans lequel est pratiquement concentrée
toute la masse de l'atome et autour duquel gravitent des électrons.
II- Modèle de BOHR
Bohr a proposé un modèle dans lequel il applique au système (proton,
électron) les lois de la mécanique classique et admet que la quantité de
mouvement de l’électron ne peut prendre que des valeurs multiple et
entières de h / 2 p (quantification du moment cinétique).
Postulat de Bohr :
avec
h: la constante de Planck (h = 6,62 10-34 J.s)
n: un nombre entier non nul appelé nombre quantique principal
Calcul des rayons des orbitales circulaire et les énergies de l’électron
de l’atome d’hydrogène sue ces orbites
( démonstration )
m v r = n ( h / 2 p )
II- Modèle de BOHR : m v r = n ( h / 2 p )
r = n2 ( h2e0 /p m e2 ) ET = - (m e4/8e0
2 h2) 1/n2
r1= 0,529.10-10
r2= 2,116.10-10
r3= 4,761.10-10
Rayon de Bohr: r1 =a0 = 0.529 Å
1eV = 1,6.10-19 j
II- Modèle de BOHR :
•L’énergie de l’électron est quantifiée (En) Elle ne peut prendre
que des valeurs bien déterminées : E1, E2,…,En.
•A chaque En correspond une trajectoire circulaire de rayon rn
sur laquelle il n’y a pas de perte d’énergie ni rayonnement.
* Les changements d’énergie s’effectuent par saut discontinus
d’un niveau à un autre ou transitions :
ΔE = | Ef – Ei| = hn
h est la constante de Planck = 6,626.10-34 J.s.
n est la fréquence du rayonnement émis ou absorbé

III Spectroscopie
La spectroscopie est l’étude de l’interaction entre la matière et le rayonnement .
Le rayonnement électromagnétique est formé de deux composantes qui se
propagent dans deux plans perpendiculaires.
C’est un phénomène vibratoire caractérisé par la relation : ln
=
C
III Spectroscopie C: vitesse de la lumière = 3.108m/s
l : longueur d’onde (distance parcourue pendant une vibration)
u : fréquence (nombre de vibrations par seconde)
L’échange d’énergie entre la matière et le rayonnement se fait dans deux sens :
hn
Etat Fondamentale
Etat Excité
Absorption
Émission
Emission : la matière peut émettre du rayonnement
Ex : une source lumineuse (soleil, flamme, lampe, ,….)
Absorption : l’énergie d’un rayonnement peut être absorbée par la matière.
Ex : absorption des rayons solaires par une plante.
III Spectroscopie
La matière est à l’état excitée quand on lui fournit de l’énergie. Elle peut émettre
de l’énergie lumineuse qui peut être étudiée à l’aide d’un spectroscope.
Analyse spectrale
L’analyse spectrale consiste à identifier les longueurs d’onde et les intensités
lumineuses correspondantes. On distingue deux types de spectres: discontinus
ou de raies (Visible) et continus (exemple du soleil)
Spectre continu de la
lumière blanche
Spectre de raies de
l’hydrogène
Description du spectre de l’atome d’hydrogène :
Le spectre d'émission est caractéristique du matériau et peut servir
d'empreintes digitales pour identifier le gaz.
Spectre, visible, d’émission de l’hydrogène

IV Application du Modèle de BOHR au
Spectre d’émission de l’atome l’hydrogène
Imaginons que l’on excite un gaz d’hydrogène par des courants électriques.
L’électron gravitant autour du noyau va alors acquérir de l’énergie et va passer
sur un niveau excité (du niveau n=1(niveau fondamental) au niveau n=3 par
exemple).
n=1
-13,6eV
n=2
-3,4eV
n=3
-1,51eV
électron
noyau
Apport d’énergie
hν hν
Application du Modèle de BOHR au
Un électron ne peut absorber ou libérer de l'énergie c.à.d rayonner qu'en
passant d'un niveau (orbite) à un autre.
La quantité d'énergie absorbée ou émise est égale à la différence d'énergie
entre les deux niveaux (relation de Planck) :
ΔE = ET(f) – ET(i)= hν
En tenant compte de l’expression de ET, donnée auparavant, on obtient :
ΔE = EH (1/n2
f -1/n2
i)
Sachant que ν = C/λ (λ étant la longueur d’onde du rayonnement et C la
célérité de la lumière) l’équation précédente donne :
1/λ = σ = EH/hC (1/n2
f -1/n2
i) (nombre d’onde)
= RH (1/n2
f -1/n2
i)
RH constante de RYDBERG (RH=10967758m-1)
n = 1 série de Lymann (Ultravilet : UV)
n = 2 série de Balmer (Visible: Vis)
n = 3 série de Paschen (Infrarouge : IR)
n = 4 série de Brackett (IR)
n = 5 série de Pfund (IR) nm
1nm =10-9 m
nm

Hydrogénoïdes
Un hydrogénoïde ou atome hydrogénoïde est un ion monoatomique ne
possédant qu'un seul électron.
Ze = charge du noyau
En = E0 *Z2/n2 (eV)
rn = a0*n2/Z
La caractéristique essentielle de ces ions est d'avoir un spectre
électromagnétique semblable à celui de l'hydrogène et interprétable dans le
cadre du modèle de Bohr.
Application du Modèle de BOHR pour
Un atome
Diagramme énergétique d’un atome
Conclusion:
les prédictions du modèle de Bohr deviennent totalement fausses pour les atomes
ayant plus d’un électron ( en fait, disons plus simplement que le modèle de Bohr
peut s’appliquer à l’hydrogène H à l’ion hélium He+).
En étudiant plus profondément l’atome et ses électrons on s’est rendu compte que
l’organisation n’était pas aussi simple: dans les couches il y aurait des sous-couches, les
trajectoires des électrons ne seraient pas si circulaires que ça…........Ainsi est né
La Mécanique Quantique.
NOTION DE LA MECANIQUE QUANTIQUE (ONDULATOIRE )
Dualité onde - corpuscule : Postulat de De Broglie
A toute particule (corpuscule) de masse m et de vitesse v est associée
une onde de longueur d'onde λ.
On applique ainsi à la matière (exemple : un électron) le caractère
combiné d'onde et de particule.
La relation de De Broglie s'écrit :
mv = h/ λ avec
λ : longueur d'onde
h : constante de Planck
mv : quantité de mouvement
Principe d'incertitude d'Heisenberg
Il est impossible de définir avec précision à la fois la position et la vitesse
d'une particule. Cela se traduit par la relation :
Δx . Δpx ≥ h/2π avec Δx : incertitude sur la position
Δpx = mΔv : incertitude sur la quantité de mouvement
Notion de la probabilité de présence
En mécanique classique (conception de Bohr), l'étude du mouvement
d'un électron consiste à rechercher sa trajectoire avec précision, par
contre en mécanique quantique on parle de la probabilité de trouver
l'électron en un certain point de l'espace.
Cette délocalisation dans l'espace est donnée par une fonction des
coordonnées de l'électron appelée fonction d'onde Ψ.
La probabilité de présence est :
dP =[Ψ(x,y,z,t)]2 dV
La fonction d'onde Ψ doit satisfaire une certaine condition de
normalisation :
P = ∫espace (Ψ)2 dV = 1
On dit que la fonction d'onde est normée.

Cette équation peut se mettre sous la forme :
HΨ = EΨ
C'est le principe fondamental de la mécanique quantique.
H = (-h2/8π2m).Δ + V ; est appelé opérateur Hamiltonien d'hydrogène.
Δ = ∂2/∂x2 + ∂2/∂y2 + ∂2/∂z2 ; est le Laplacien.
Equation de SCHRÖDINGER pour l’atome d’hydrogène
On appelle Orbitales Atomiques OA, les fonctions d'ondes des électrons
atomiques.
En 1926, Schrödinger a montré que la fonction d'onde et l'énergie E sont
solution d'une équation aux dérivées partielles du second ordre.
L'équation de Schrödinger s'écrit :
[(-h2/8π2m).Δ + V] Ψ = EΨ avec
m : masse de l'e-
V : Opérateur énergie potentiel
E : énergie totale de l'électron, appelée valeur propre
Ψ : fonction d'onde appelée fonction propre
La résolution de cette équation conduit aux différentes valeurs de E et Ψ :
En = -me4 / 8ε0
2h2n2
C'est la même expression que celle trouvée par Bohr.
Avec la mécanique quantique on peut aussi expliquer la
quantification de l'énergie.
Pour la fonction d'onde Ψ (orbitale atomique OA), elle fait
intervenir quatre nombres appelés nombres quantiques
qui caractérisent l'état d'un électron.
Ces quatre nombres sont : n, l, ml et ms
Les nombres quantiques
Ce nombre (n = 1, 2, 3, …∞) définit la couche quantique (énergie
de l'électron). On appelle couche l'ensemble des orbitales qui
possèdent la même valeur de n.
Nombre quantique principale n
Chaque électron se situant sur chaque couche a une
énergie bien spécifique.
n définit une couche électronique ou un niveau d’énergie.
La couche K (n=1) peut contenir 2 électrons.
La couche L (n=2) peut contenir 8 électrons.
La couche M (n=3) peut contenir 18 électrons.
…
Tableau périodique: notion de couche

Ce deuxième nombre quantique caractérise la sous-couche
occupée par l'électron.
Nombre quantique secondaire (ou azimutal) : l
Il s'agit d'un nombre entier qui peut être nul.
Sa valeur est fonction de celle du nombre quantique principal n :
0 £ l £ n - 1 (soit n valeurs différentes)
La sous-couche électronique est généralement désignée par une
lettre minuscule au lieu de la valeur numérique de l .
Valeur de l 0 1 2 3 4 5
Symbole de la sous – couche S p d f g h
Nombre quantique magnétique : ml ou m
Ce troisième nombre quantique, définit le nombre d’orientation prises par le
moment cinétique de l’électron en présence d’un champ magnétique extérieur.
Il s'agit d'un nombre entier qui peut être nul.
Sa valeur est fonction de celle du nombre quantique secondaire l
-l £ m £ + l (soit 2l + 1 valeurs différentes)
Pour symboliser graphiquement ce nombre quantique, on utilise un
rectangle qui peut être associée à 0, 1 ou 2 électrons.
On représentera autant de rectangles qu'il y a de valeurs possibles de m.
Ce quatrième nombre quantique caractérise le mouvement de l'électron sur lui
même et peut prendre seulement deux valeurs différentes.
Nombre quantique de spin : ms ou s
s = ± 1/2
Pour symboliser graphiquement ce nombre quantique de spin, on utilise :
- une flèche vers le haut (-) pour s = +1/2
- ou vers le bas (¯) pour s=-1/2.
L'habitude veut que l'électron de spin + 1/2 ( - ) soit placé à gauche et
l'électron de spin -1/2 (¯ ) à droite.
n l m Notation des O.A énergie
1 0 0 1s -13,6 Z2
2
4 OA de même énergie
(4 OA dégénérées)
0 0 2s
-13,6 Z2/4
1
-1 2px
0 2pz
1 2py
3
9 OA de même énergie
(9 OA dégénérées)
0 0 3s
-13,6 Z2/9
1
-1 3px
0 3pz
1 3py
2
-2 3dxy
-1 3dyz
0 3dz2
1 3dxz
2 3dx2-y2
Diagramme énergétique des Orbitales Atomiques (O.A)

Diagramme énergétique des O.A. de l’atome monoélectronique
(hydrogène et hydrogénoïde)
Diagramme énergétique des O.A. de l’atome polyélectronique
Représentation des Orbitales Atomiques (O.A)
Orbitales s
Les orbitales s sont caractérisées par l = 0 et m = 0.
Toutes les orbitales s (ns) ; sont de symétrie sphérique car la probabilité
de présence de l'électron varient de la même façon dans toutes les
directions autour du noyau.
L’O.A. s est représentée par une case quantique
z
y
x
s
Représentation des Orbitales Atomiques (O.A)
Orbitales p
Pour l = 1 ! m = -1 , 0 ou 1 ! 3 orbitales p
On parle des orbitales px , py et pz ayant la même forme, mais chacune est allongée sur
une des trois axes perpendiculaires.
Une orbitale p possède un plan nodal, dans lequel la probabilité de trouver l'électron
est nulle. Ce plan passe par le noyau.
Les O.A. p qui possèdent la même énergie sont représentés par trois
cases quantiques
px py
pz
z
z
z
y
y
y
x
x x

Orbitales d
l = 2, ml = –2, –1, 0, +1, +2
5 orbitales centrosymétriques
Les O.A. d sont représentées par cinq cases quantiques
dzx
dzy
dx2-y2
dxy
dz2
z
y
x
z z
z
z
y
y
y
y
x
x
x
x
Approximation hydrogénöde- Règle de SLATER
Contrairement aux atomes hydrogénoïdes (En = EH[Z2/n2), l’énergie totale (E)
d’un électron appartenant à un atome polyélectronique ne peut pas être
déterminée avec précision. Cependant, sa valeur approximative peut être
connue en tenant compte de l’effet d’écran de type électrostatique, qui est dû à
la présence des autres électrons dans l’espace noyau-électron considéré .
Extention aux atomes polyélectroniques
La charge Z devient
Zeff = Z - S s
S s = correspond à la somme des constantes d’écrans dont les valeurs dépendent de
la position de l’électron considéré vis-à-vis des autres électrons. Des valeurs de s sont
consignées dans le tableau 3.
En = EH[Zeff
2/n2]
Valeurs des constantes d’ecran de Slater
j
i
1s 2s2p 3s3p 3d 4s4p 4f
1s 0,31
2s2p 0,85 0,35
3s3p 1 0,85 0,35
3d 1 1 1 0,35
4s4p 1 1 0,85 0,85 0,35
4f 1 1 1 1 1 0,35
Zeff = Z - S s
Exemple:
Le lithium 3Li a pour configuration électronique 1s² 2s1.
L’électron 2s a pour charge effective :
Z1* = 3 - (2 . 0,85) = 1,3
Son énergie est : E1 = - 13,6 . 1,3² / 2² = - 5,75 eV
Un des électron 1s a pour charge effective : Z2* = 3 - (1 . 0,30) = 2,7
Son énergie est : E2 = - 13,6 . 2,65² / 1² = - 99,14 eV.
L’énergie totale est donc : E = E1 + 2 . E2 = -2,65 - 2 . 99,14 = - 200,94 eV
De ce calcul on peut déduire les trois énergies d’ionisation du lithium.
Exemple de l’azote 7N a pour configuration électronique : 1s2 2s2 2p3.
s = (2 . 0,85) + (4 . 0,35) = 3,10 donc Zeff = Z - s = 7 - 3,1 = 3,9
Lors de la réaction : Li ® Li+ + e-,
Structure électronique des atomes
L’organisation générales en niveau d’énergie est la même pour
tous les atomes.
On cherche à placer Z électrons (atome neutre) sur les différents
niveaux, Écriture de la configuration électronique.
La configuration électronique d'un atome est la répartition de Z
électrons de l'atome dans un état fondamental sur les orbitales
atomiques.
Ce remplissage des orbitales atomiques s'effectue à l'aide des
trois règles suivant:
- Règle de KLECHKOWSKY.
- Règle de PAULI.
- Règle de HUND.

a) Règle de KLECHKOVSKI
- L'ordre des énergies croissantes est l'ordre des valeurs croissantes de la
somme ( n +l ) .
- Si deux sous-couches correspondent à la même valeur de ( n + l ), la
sous-couche, avec la plus petite valeur de n, a l'énergie la plus basse.
- Les orbitales d'une même sous-couche ont la même énergie.
1s 2s 2p 3s3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p…
b) Principe d’exclusion de Pauli.
Lorsque des orbitales atomiques ont même énergie (dégénérées),
les électrons se répartissent avec un nombre maximum de spins
parallèles.
c) Principe de Hund (règle du spin maximal). Exemples
Exemple du Fer: 26 électrons
K
L
M
s p d
N
La configuration électronique du Fer: 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Il existe cependant de nombreuses exceptions, liées aux stabilités particulières des
orbitales saturées, qui préfèreront ainsi se compléter, au détriment éventuel d'autres couches
déjà remplies. Les exceptions principales sont:
* le chrome (et les ions isoélectroniques du chrome, comme Fe2+ );
* le cuivre ;
• l'argent.

Règle : Une sous-couche totalement remplie ou à 1/2 remplie confère une plus grande stabilité
aux atomes.
24 Chrome Cr : Klechkowski 1 s2 2 s2 2 p6 3s2 3 p6 4s23d4
Configuration réelle Þ 1 s2 2 s2 2 p6 3s2 3 p6 4s1 3d5
Ces exceptions concernent des éléments possédant une sous-couche d ou f incomplète.
78 Platine Pt : Klechkowski 1 s2 2 s2 2 p6 3s2 3 p6 4 s2 3 d10 4p6 5 s2 4 d10 5 p6 4 f 145d86s2
Configuration réelle Þ 1 s2 2 s2 2 p6 3s2 3 p6 4 s2 3 d10 4p6 5 s2 4 d10 5 p6 4f145d106s0
Cette règle s'applique particulièrement aux configurations du type d9 s2 (Cu, Ag et
Au) et d4 s2 (Cr, Mo) qui se transformeront respectivement en d10 s1 et d5 s
La même règle s'applique au Palladium dont la configuration réelle est en d10 (au
lieu de d8 s2)
On peut considérer qu'un électron de la sous-couche s saute sur la sous-couche
d pour la compléter à 5 ou 10 électrons.
d8s 2
d10s0
d9s 2
d10s1
Pour écrire la configuration sous forme de couches, il est nécessaire de remettre
les diverses sous-couches dans leur ordre naturel par valeur croissantes de n.
Exemple 1 : Soit à établir la configuration électronique de l'élément de Z = 53
1 s2 2 s2 2 p6 3s2 3 p6 4 s2 3 d10 4p6 5 s2 4 d10 5 p5
Il est nécessaire de remettre les diverses couches et sous-couches dans leur ordre
naturel par valeur croissantes de n:
1 s2 2 s2 2 p6 3s2 3 p6 3 d10 4 s2 4p6 4 d10 5 s2 5 p5
K2 L8 M18 N18 O7
Electrons de cœur et électrons de valence
La configuration électronique d'un élément constitue une description complète du
cortège électronique de celui-ci.
La couche la plus externe de l'atome fixe les propriétés chimiques , pour cette raison
cette couche est la plus importante et est appelée la couche de valence de l'atome (la couche
de « n » le plus élevé).
Les autres couches plus internes sont appelées des couches de cœur et n'ont
généralement pas besoin d'être détaillées.
Etat fondamental du carbone Etat excité du carbone
LA CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS
* Les 7 lignes du tableau périodique sont nommées « périodes » et sont identifiées
par le nombre quantique principal « n » tous les éléments d’une même période ont même
configuration de cœur.
* Les 18 colonnes de ce tableau regroupent les éléments de même configuration
externe et forment les «familles d’éléments».
* Les éléments sont classés par « Z » croissant
Principe de construction
Le numéro du groupe correspond au nombre d’électrons de valence.
Familles 2 et 6 = groupes

A partir de la 4ème ligne le bloc « d » intervient, de même qu’à partir de la sous-
couche « 6s », la sous couche « 4f » doit alors être remplie !
Exemple : 1 s2 2 s2 2 p6 3s2 3 p6 4 s2 3 d10 4p6 5 s2 4 d10 5 p6 4f145d106s0
* Les éléments d’une même famille présentent des propriétés chimiques (et parfois
physiques) similaires. Ce qui justifie l’emploi du terme période, puisqu’en effet, d’une ligne
à l’autre, les propriétés se retrouvent ( presque … ).
- La classification périodique est divisée en 4 blocs en fonction de la
structure électronique externe des éléments.
1
2
3 4 10
11 16 17 18
Quelques familles particulières :
- La famille des gaz rares (groupe VIII) :
Elle est constituée par les éléments situés dans la dernière colonne ( He, Ne, Ar, Kr,
…) et est caractérisée par des éléments particulièrement stables. Il faut comprendre par là, que
ces éléments sont très peu réactifs (inertes).
Tous les gaz rares ont leur couche externe saturée à huit électrons sauf l’hélium.
Classification périodique des éléments
Lanthanides et
actinides
Gaz nobles
Métaux
Semi conducteurs
Non métaux
ducteurs
La
A
Famille d’élément atomique

Donne des cations
Les propriétés chimiques des atomes
Les propriétés de l’atome dépendent particulièrement de sa
configuration électronique externe, à savoir des électrons de la
couche externe. Parmi les propriétés qui peuvent donner une idée
sur le comportement chimique de l’atome on cite :
-l’aptitude à perdre ou gagner des électrons.
-La capacité de déformation du nuage électronique.
Régle de l’OCTET:
Un atome va réagir (gagner ou perdre des électrons) de façon à
avoir comme structure électronique externe celle des gaz rare le
plus proche.
a) Rayon atomique r
On peut définir le rayon atomique comme étant la moitié de la distance
entre les centres des deux atomes liés par une liaison simple.
- Sur une période : si Z augmente alors ra diminue.
- Sur une colonne : si Z augmente alors ra augmente.
b) Energie d'ionisation (E.I)
C'est l'énergie qu'il faut fournir pour arracher un électron à un
atome (ou à un ion) dans l'état fondamental et à l'état gazeux.
- Sur une même période : si Z augmente alors E.I augmente.
- Sur un même groupe : si Z augmente alors E.I diminue.
Energie d’ionisation varie en sens inverse du rayon atomique.

b) Energie d'ionisation (E.I)
c) Affinité électronique (A.E)
C'est le phénomène inverse de l'ionisation.
L'affinité électronique d'un atome X est l'énergie dégagée lorsque
cet atome capte un électron.
.
)
(
)
(
.
fix
g
E
g E
AE
A
e
A fix
-
=
Þ
¾
¾®
¾
+ -
-
L’affinité électronique varie comme l’énergie d’ionisation.
d) Electronégativité ( χ )
C'est le pouvoir d'attirer un électron par un élément. Un élément
qui perd facilement un ou plusieurs électrons est dit électropositif.
L’électronégativité varie comme l’énergie d’ionisation en sens
inverse du rayon atomique.
Cs
Fr
Li
Na
K
Rb
H
Ba
Ra
Be
Mg
Ca
Sr
Tl
B
Al
Ga
In
Pb
C
Si
Ge
Sn
Bi
N
P
As
Sb
Po
O
S
Se
Te
At
F
Cl
Br
I
Rn
Ne
Ar
Kr
Xe
He
1 2 13 14 15 16 17 18
X+ X2+ X3+ X4+ X3- X2- X-
X4-
IONS LES PLUS STABLES DES ELEMENTS s et p
Attention aux pièges :
les métaux donnent des cations et pas des anions.
Les semi-métaux peuvent donner des anions et des cations (Sb par exemple)
s1 s2 p1 p2 p3 p4 p5 p6

Le modèle de l’atome que nous avons étudié
représente l’atome isolé. Or, à part les gaz
nobles, très peu de corps sont formés
d’atomes isolés. Dans la plupart des corps qui
nous entourent, les atomes sont liés les uns
aux autres. Nous allons découvrir pourquoi et
comment les atomes s’unissent par des
liaisons chimiques.
La liaison chimique
Molécule
L’assemblage de deux ou plusieurs atomes est appelé molécule :
A + B ----- A – B
La liaison (–) entre A et B ne pourra se former que si l’énergie du
système A – B est plus faible que l’énergie des deux atomes
séparés.
Modèle de LEWIS
a) Liaison covalente
Pour établir la structure de la molécule, Lewis symbolise les
électrons de valence par des points placés, par paire, autour de
l’atome et représente la liaison par deux points (:) ou simplement
par une petite barre (-). Par ailleurs, il peut être noté que
généralement les atomes s’engagent dans des liaisons chimiques
pour acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche.
doublet
libre
Liaison
covalent
Liaison
covalent doublet
libre
Z Symbole Nom
Structure
électronique
Configuration
électronique
Couche de
valence
Notation de
Lewis
Valence
1 H Hydrogène 1s1 1s1 H· 1
2 He Hélium 1s2 1s2 0
3 Li Lithium 1s22s1 2s1 Li· 1
4 Be Béryllium 1s22s2 2s2 2
5 B Bore 1s22s22p1 2s2 2p1 3
6 C Carbone 1s22s22p2 2s2 2p2 ou 4
7 N Azote 1s22s22p3 2s2 2p3 3
8 O Oxygène 1s22s22p4 2s2 2p4 2
9 F Fluor 1s22s22p5 2s2 2p5 1
10 Ne Néon 1s22s22p6 2s2 2p6 0
11 Na Sodium [Ne] + [Ne] 3s1 3s1 Na· 1
12 Mg Magnésium [Ne] + [Ne] 3s2 3s2 2
Les premiers éléments chimiques
1s
1s
1s
2s
1s
2s
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
2s
2p
1s
2s
2p
3s
3s
He
Be
·B
C
·
· C
·
·
·
·
N
·
·
·
O
·
·
F ·
Ne
Mg
Période
1ère
2ème
3ème
Ces deux types de liaisons ne diffèrent que par leur mode de
construction sur le papier.
Elles sont en fait identiques et totalement indiscernables l’une de
l ’autre.
Liaison de Covalence normale
Il existe deux modes de formation des liaisons :
A B A B
A:B ou
+
Liaison de Covalence dative (ou liaison de coordination)
- Un atome fournit le doublet, le deuxième atome possédant une case
quantique vide.
Chaque atome fournit un électron célibataire
B A B
A +

En général, la combinaison des orbitales atomiques obéit aux critères
suivants:
- Seules les orbitales atomiques de symétries comparables et dont les
énergies sont voisines peuvent se combiner.
- Le nombre d’orbitales moléculaires formées est le même que celui des
orbitales atomiques combinées.
-chaque orbitale moléculaire se caractérise par une énergie bien définie.
Théorie des orbitales moléculaires
Méthode LCAO: combinaison linéaire des orbitales atomiques
Comme dans le cas de l’atome, chaque électron de la molécule peut être
décrit par une fonction d’onde, Φ, solution de l’équation de Schrôdinger.
Par ailleurs, étant donné que la molécule est obtenue par l’association
d’électrons provenant de deux ou de plusieurs atomes et que l’électron de
chaque atome (i) est décrit par une fonction ψi (orbitale atomique),
l’orbitale moléculaire (Φ) peut être considérée comme étant la
combinaison linéaire des fonctions ψi:
Φ = C1ψ1 + C2ψ2 + …. + Ciψi avec Ci est un coefficient de pondération de
ψi (ou coefficient de normalisation).
Molécule de dihydrogène (H2)
On désigne par A et B les atomes d’hydrogène; les orbitales atomiques
1sA et 1sB correspondantes sont ψA et ψB. Selon la méthode LCAO,
l’orbitale moléculaire ψAB est une combinaison linéaire de ces deux
orbitales atomiques:
Φ = C(ψ1s (A) + ψ1s (B) ) (Orbitale moléculaire liante σ1s)
Φ* = C(ψ1s (A) - ψ1s (B) ) (Orbitale moléculaire antiliante σ*
1s)
+ +
Recouvrement des
orbitales ψA et ψB
A (ψA ) B(ψB )
Orbitale liante (Φ)
σ1s
+ -
A (ψA ) B(ψB )
Orbitale antiliante (Φ*)
σ*1s
Plan nodal
+
+ -
Les expressions mathématiques des fonctions Φ et Φ* définissent les
régions de l’espace où peuvent se trouver les électrons de valence des
deux atomes A et B. La fonction Φ est dite liante car elle correspond à un
renforcement de la probabilité de présence de l’électron entre les
atomes A et B. Par contre, la fonction Φ* est appelée antiliante car elle
correspond à une diminution de la probabilité de présence des électrons
entre les atomes A et B. Elle présente un plan nodal, perpendiculaire à
l’axe des deux noyaux, dans lequel la probabilité de trouver un électron
est nulle.
Le diagramme des orbitales moléculaire de H2 est représenté ci-dessous:
Combinaison des orbitales px, py et pz
C1)Recouvrement axial de deux orbitales pz appartenant à 2 atomes A et
B
- Recouvrement axial liante
+
+ +
- - - -
A B A B
z z
Pz (A) +pz (B) σz: recouvrement axial liant
- Recouvrement axial antiliant
+ + +
+
- - - -
z z
A B A B
Pz (A) +pz (B) σ*z: recouvrement axial antiliant

C2)Recouvrement lateral de deux orbitales px ou py appartenant à 2 atomes A et B
- Recouvrement latéral liante
+ + +
- -
-
x ou y x ou y x ou y
A B A B
px ou py (A) + px ou py (B) πx ou πy : recouvrement latéral (π) liant
- Recouvrement latéral antiliante
+
-
x ou y
B
+
-
x ou y
A
+
-
x ou y
A
+
-
x ou y
B
px ou py (A) + px ou py (B) π*x ou π*y : recouvrement latéral (π) antiliant
Diagramme énergétique des orbitale moléculaire (molécule
diatomique homonucléaires
d1)Diagramme énergétique des O.M. sans interaction s-p
Dans ce cas la différence entre les niveaux d’énergie 2s et 2p, est
grande. Le niveau d’énergie de l’O.M. σz (σp) se trouve plus bas
que celui des deux O.M πx et πy.
- Seules les O.A. de valence interviennent dans la formation de la
liaison chimique : 2s2 2p2
x 2p1
y 2p1
z
Ce diagramme énergétique est valable pour les molécules de type
A2 dont ZA 7. A partir de 8 O.A, on construit 8 O.M :
- 4 O.M liantes.
- 4 O.M antiliantes.
Comme les atomes, la structure électronique des molécules est écrite
dans l’ordre énergétique croissant. Le remplissage des O.M se fait en
respectant les règle de stabilité, de Hund et de Pauli
p
s z
s z*
px*
s s
s s*
p
s s
py*
px
py
O.A
O.A
O.M
Diagramme énergétique des O.M. sans interaction s-p
E E d2) Diagramme énergétique des O.M. avec interaction s-p
Dans ce cas la différence entre les niveaux d’énergie 2s et 2p, est
faible, on assiste à un mélange de ces orbitales connus sous le
nom d’intéraction s-p. Le niveau d’énergie des deux O.M πx et πy
se trouve plus bas (plus stable) que celui de l’O.M. σz
- Seules les O.A. de valence interviennent dans la formation de la
liaison chimique : 2s2 2p2
x 2p1
y 2p1
z
Ce diagramme énergétique est valable pour les molécules de type
A2 dont ZA ≤ 7. A partir de 8 O.A, on construit 8 O.M :
- 4 O.M liantes.
- 4 O.M antiliantes.
L’ordre énergétique croissant des O.M est le suivant:

s z
p p
s z*
p *
p *
s s
s s*
p
s s
p
O.A
O.A
O.M
Diagramme énergétique des O.M. avec interaction s-p
E E
- Propriétés magnétiques
Les propriétés magnétiques de la molécule sont liées à son
moment magnétique global.
Si les électrons de la molécule sont appariés (en paires) le
moment magnétique global est nul et la molécule est dite
diamagnétique. Dans le cas où il y aurait présence d’électrons
célibataires, le moment magnétique global est non nul. La
molécule est alors paramagnétique.
- Indice de liaison
L’indice de liaison (ordre ou nombre) l, est le rapport:
l = (n-n*)/2
n et n correspondent respectivement aux nombres d’électrons
occupant les OM liantes et antiliantes. L’indice de liaison renseigne
sur la force de la liaison: plus l est grand, plus la liaison est forte et
sa longueur est courte. Si l est nul, aucune liaison ne peut être
assurée et la molécule ne peut pas exister.
- Application
- La molécule de H2
La théorie LCAO-MO combine les O.A 1s des 2H pour obtenir 2 O.M s1s
et s*1s
- Configuration électronique de H2:σs
2
- Indice de liaison: l =1; type de liaison:σ
- Propriétés magnétiques : molécule diamagnétique (tous les électrons
sont appariés)
- Structure électronique de 1H : 1s1
E HB
HA
Diagramme énergétique de H2
- molécule de He2 (molécule inexistante)
Configuration électronique de He2 :σ2 σ*2
l = 0 ; la molécule n’existe pas
E HeB
HeA
Diagramme énergétique de He2

E
- molécule de O2
Diagramme énergétique de O2
OA OB
e) Diagramme énergétique des orbitale moléculaire (molécule
diatomique hétéronucléaires
La fonction d’onde moléculaire s’écrit:
Ψ=a1ΦA+a2ΦB avec a1
2≠ a2
2
Si l’atome B est plus électronégatif que A: χB χA; les O.A de B
seront plus stable et auront une énergie inférieure à celle de
l’atome A.
On considère les O.A de valence des atomes A et B.
- Atome A: 2sA 2pA
-Atome B: 2sB 2pB
E (2sB) E (2sA) et E (2pB) E (2pA)
s!s
s!s*
σz
px
py
p*
x
p*
y
σ*
z
2p
2p
2s
2s
E
Atome A Atome B
Diagramme énergétique des O.M. de la molécule AB
E
E
la 2s de F trop éloignée en énergie de la 1s de H ne peut interagir
avec celle-ci et reste au même niveau pour HF : l =½ (2-0) = 1, on
a une liaison covalente simple (liaison σ)et trois doublets non
liants autour de F.
Diagramme énergétique de HF
e1) Application
- La molécule HF
H (1s1) et F (1s2 2s2 2p5)

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