À propos de cette page
Ce cours de spécialité physique-chimie en première sur « Constitution de la matière : modèle de l'atome » suit le programme officiel de spécialité physique-chimie de première. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Constituants de l'atome, Caractéristiques du noyau : numéro atomique Z et nombre de masse A, Isotopes et abondance naturelle, Structure électronique : couches et sous-couches. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de première à réussir en spécialité physique-chimie.
Au programme
1 · Constituants de l'atome
2 · Caractéristiques du noyau : Z et A
3 · Isotopes et abondance naturelle
4 · Structure électronique : couches et sous-couches
5 · Configuration électronique : règles de remplissage
6 · Ions : formation et charge
7 · Taille et masse de l'atome — ordres de grandeur
1Constituants de l'atome
L'atome est la plus petite entité représentative d'un élément chimique. Il est constitué de deux parties distinctes :
- un noyau, très petit et très dense, situé au centre ;
- un cortège électronique (ou nuage électronique), qui entoure le noyau.
Constituants du noyau. Le noyau est formé de
nucléons, de deux types :
- les protons, de charge électrique $+e$ (avec $e = 1{,}6 \times 10^{-19}$ C) ;
- les neutrons, électriquement neutres.
Le cortège électronique est constitué d'électrons, de charge $-e$ chacun, qui gravitent autour du noyau.
| Particule | Symbole | Charge | Masse (kg) | Localisation |
|---|
| Proton | p | $+e = +1{,}6 \times 10^{-19}$ C | $1{,}673 \times 10^{-27}$ kg | Noyau |
| Neutron | n | 0 | $1{,}675 \times 10^{-27}$ kg | Noyau |
| Électron | e⁻ | $-e = -1{,}6 \times 10^{-19}$ C | $9{,}109 \times 10^{-31}$ kg | Cortège |
Attention ! La masse de l'électron est environ 1 836 fois plus faible que celle du proton. La masse de l'atome est donc quasiment entièrement concentrée dans le noyau.
2Caractéristiques du noyau : numéro atomique Z et nombre de masse A
Numéro atomique Z. Le numéro atomique $Z$ est le nombre de protons contenus dans le noyau. Il définit l'élément chimique : tous les atomes d'un même élément ont le même $Z$.
Nombre de masse A. Le nombre de masse $A$ est le nombre total de nucléons (protons + neutrons) dans le noyau. On a : $$A = Z + N$$ où $N$ est le nombre de neutrons.
On note un atome par son symbole de nuclide :
$^A_Z\mathrm{X}$
où $X$ est le symbole chimique de l'élément, $A$ le nombre de masse en haut à gauche, et $Z$ le numéro atomique en bas à gauche.
Exemple. L'atome de carbone 14 : $^{14}_{6}\mathrm{C}$
→ $Z = 6$ protons, $A = 14$ nucléons, $N = A - Z = 14 - 6 = 8$ neutrons.
Astuce. Dans un atome neutre, le nombre d'électrons est égal au nombre de protons : le nombre d'électrons = $Z$.
3Isotopes et abondance naturelle
Isotopes. Les isotopes sont des atomes d'un même élément chimique (même $Z$, même nombre de protons) mais ayant des nombres de neutrons différents (et donc des nombres de masse $A$ différents).
Les isotopes ont les mêmes propriétés chimiques (même cortège électronique), mais des propriétés physiques différentes (masse différente).
Exemple : les isotopes du chlore.
• $^{35}_{17}\mathrm{Cl}$ : $Z = 17$, $N = 18$ neutrons. Abondance naturelle : 75,77 %.
• $^{37}_{17}\mathrm{Cl}$ : $Z = 17$, $N = 20$ neutrons. Abondance naturelle : 24,23 %.
Masse atomique molaire. La masse atomique d'un élément est la moyenne pondérée des masses de ses isotopes naturels par leurs abondances :
$$M(\mathrm{Cl}) = 0{,}7577 \times 35 + 0{,}2423 \times 37 \approx 35{,}5 \text{ g/mol}$$
Attention ! La masse atomique inscrite dans le tableau périodique n'est pas un entier en général, car c'est une moyenne pondérée tenant compte des abondances des différents isotopes naturels.
Certains isotopes sont dits radioactifs (noyau instable qui se désintègre spontanément) ; d'autres sont stables. Le carbone 14 ($^{14}_6\mathrm{C}$) est un isotope radioactif utilisé en datation archéologique.
4Structure électronique : couches et sous-couches
Les électrons ne gravitent pas n'importe où autour du noyau : ils occupent des niveaux d'énergie organisés en couches et sous-couches.
Couches électroniques. Les couches sont numérotées $n = 1, 2, 3, \ldots$ (ou nommées K, L, M, …). Plus $n$ est grand, plus les électrons sont éloignés du noyau et ont une énergie plus élevée.
Sous-couches. Chaque couche $n$ contient des sous-couches notées $s$, $p$, $d$, $f$ :
- Couche $n=1$ : sous-couche 1s
- Couche $n=2$ : sous-couches 2s, 2p
- Couche $n=3$ : sous-couches 3s, 3p, 3d
- Couche $n=4$ : sous-couches 4s, 4p, 4d, 4f
| Sous-couche | Nb d'orbitales | Nb max d'électrons |
|---|
| s | 1 | 2 |
| p | 3 | 6 |
| d | 5 | 10 |
| f | 7 | 14 |
Astuce — mnémotechnique. Le nombre maximum d'électrons par sous-couche : s→2, p→6, d→10, f→14. La règle est : $2(2l+1)$ électrons, avec $l$ valant 0, 1, 2, 3 pour s, p, d, f.
5Configuration électronique : règles de remplissage
La configuration électronique d'un atome décrit la répartition de ses électrons dans les sous-couches. On suit trois règles :
Règle de Klechkowski (ordre énergétique). On remplit les sous-couches par énergie croissante. L'ordre de remplissage est :
$$1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, \ldots$$
On retient cet ordre grâce au diagramme de Klechkowski : on suit les diagonales dans le sens ↗.
Principe d'exclusion de Pauli. Chaque orbitale peut contenir au maximum 2 électrons, nécessairement de spins opposés.
Règle de Hund. Dans une sous-couche dégénérée (ex : 2p), les électrons occupent en priorité des orbitales différentes avec des spins parallèles avant de se mettre en paires.
Exemples de configurations électroniques :
• Hydrogène ($Z=1$) : $1s^1$
• Carbone ($Z=6$) : $1s^2\ 2s^2\ 2p^2$
• Sodium ($Z=11$) : $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^1$
• Chlore ($Z=17$) : $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^5$
• Calcium ($Z=20$) : $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^2$
Attention : cas du chrome et du cuivre !
• Chrome ($Z=24$) : $[\mathrm{Ar}]\ 3d^5\ 4s^1$ (et non $3d^4\ 4s^2$) → demi-couche $d$ remplie stabilisée.
• Cuivre ($Z=29$) : $[\mathrm{Ar}]\ 3d^{10}\ 4s^1$ (et non $3d^9\ 4s^2$) → couche $d$ pleine stabilisée.
Ces exceptions sont dues à une plus grande stabilité des sous-couches $d$ à demi-remplies ou pleines.
La notation condensée utilise le symbole du gaz noble précédent entre crochets :
Exemple. Sodium ($Z=11$) : $[\mathrm{Ne}]\ 3s^1$ (car $[\mathrm{Ne}]$ = $1s^2\ 2s^2\ 2p^6$).
Les électrons de valence sont les électrons de la couche externe (la plus haute valeur de $n$) plus les électrons des sous-couches $d$ incomplètes. Ce sont eux qui déterminent les propriétés chimiques de l'atome.
6Ions : formation et charge
Un ion est formé à partir d'un atome neutre qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons.
Cation. Un cation est un ion de charge positive : l'atome a perdu des électrons.
$$\mathrm{Na} \rightarrow \mathrm{Na^+} + e^-$$
Na ($Z=11$) : $[\mathrm{Ne}]\ 3s^1 \rightarrow$ Na$^+$ : $[\mathrm{Ne}]$ (config. du gaz noble précédent)
Anion. Un anion est un ion de charge négative : l'atome a gagné des électrons.
$$\mathrm{Cl} + e^- \rightarrow \mathrm{Cl^-}$$
Cl ($Z=17$) : $[\mathrm{Ne}]\ 3s^2\ 3p^5 \rightarrow$ Cl$^-$ : $[\mathrm{Ne}]\ 3s^2\ 3p^6 = [\mathrm{Ar}]$
Les ions tendent à atteindre la configuration électronique du gaz noble le plus proche : c'est la règle de l'octet (ou du duet pour H et He).
Exemples d'ions courants :
• Na$^+$ : $1s^2\ 2s^2\ 2p^6$ — identique à Ne
• Mg$^{2+}$ : $1s^2\ 2s^2\ 2p^6$ — identique à Ne
• Al$^{3+}$ : $1s^2\ 2s^2\ 2p^6$ — identique à Ne
• Cl$^-$ : $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6$ — identique à Ar
• O$^{2-}$ : $1s^2\ 2s^2\ 2p^6$ — identique à Ne
Astuce. Pour écrire la configuration d'un ion, on part de celle de l'atome neutre et on enlève (cation) ou ajoute (anion) le nombre d'électrons correspondant à la charge. Pour les cations de transition, on enlève d'abord les électrons 4s avant les électrons 3d.
7Taille et masse de l'atome — ordres de grandeur
L'atome est extrêmement petit. Il est important de connaître les ordres de grandeur :
| Grandeur | Ordre de grandeur |
|---|
| Rayon de l'atome | $\sim 10^{-10}$ m = 1 Å (ångström) |
| Rayon du noyau | $\sim 10^{-15}$ m = 1 fm (femtomètre) |
| Masse du proton/neutron | $\sim 1{,}67 \times 10^{-27}$ kg |
| Masse de l'électron | $\sim 9{,}1 \times 10^{-31}$ kg |
Ordre de grandeur clé. Le noyau est environ $10^5$ fois plus petit que l'atome (rapport des rayons $\sim 10^{-15}/10^{-10} = 10^{-5}$). L'atome est donc essentiellement constitué de vide !
Unité de masse atomique (u.m.a.). On définit l'unité de masse atomique :
$$1\ \mathrm{u} = 1{,}66054 \times 10^{-27}\ \mathrm{kg}$$
La masse d'un proton ou d'un neutron est $\approx 1$ u. La masse d'un atome vaut approximativement $A$ u (où $A$ est son nombre de masse).
Exemple. L'atome de carbone 12 ($^{12}_6\mathrm{C}$) a une masse de $12\ \mathrm{u} = 12 \times 1{,}66054 \times 10^{-27} \approx 1{,}99 \times 10^{-26}\ \mathrm{kg}$.
★À retenir
En bref :
• L'atome est constitué d'un noyau (protons + neutrons) et d'un cortège d'électrons.
• On note le nuclide $^A_Z\mathrm{X}$ : $Z$ = nombre de protons, $A$ = nombre de nucléons, $N = A - Z$ = nombre de neutrons.
• Les isotopes : même $Z$, $A$ différents (propriétés chimiques identiques, masses différentes).
• Ordre de remplissage : $1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, \ldots$ (règle de Klechkowski).
• Un cation a perdu des électrons (charge +) ; un anion en a gagné (charge −).
• Rayon atomique $\sim 10^{-10}$ m ; rayon du noyau $\sim 10^{-15}$ m (l'atome est essentiellement du vide).