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231
•
10 déc. 2025
•
Yasmine Yasmine
@yasmineya_0k3i8
Tu vas découvrir les bases de la structure atomique et... Affiche plus
Les isotopes sont des versions différentes d'un même élément qui ont le même nombre de protons mais pas le même nombre de neutrons. Par exemple, le carbone existe sous trois formes : ¹²C, ¹³C et ¹⁴C.
La mole est une unité super pratique qui correspond à 6,023×10²³ atomes (le nombre d'Avogadro). Une mole de carbone 12 pèse exactement 12 g. L'unité de masse atomique (uma) permet de mesurer la masse des atomes : 1 uma = 1,66×10⁻²⁷ kg.
Pour calculer la masse atomique moyenne d'un élément, on utilise la formule M = ΣXᵢMᵢ, où Xᵢ est l'abondance de chaque isotope. Par exemple, le chlore naturel contient 75% de chlore 35 et 25% de chlore 37, ce qui donne une masse molaire de 35,5 g.mol⁻¹.
💡 Astuce pratique : Pour un élément donné, la valeur de la masse d'un atome en uma est égale à la valeur de la masse d'une mole d'atomes en grammes !
Le modèle planétaire de Rutherford (1911) décrivait l'atome comme un noyau central positif avec des électrons qui tournent autour. Problème : selon la physique classique, cet atome devrait s'effondrer !
C'est là qu'intervient Niels Bohr avec sa théorie révolutionnaire. Il a gardé l'idée planétaire mais a ajouté le concept de quantification de l'énergie. Selon Bohr, les électrons ne peuvent se placer que sur certaines orbites précises où leur énergie reste constante.
Quand un électron absorbe ou émet de l'énergie, il change de niveau énergétique . Le niveau n = 1 correspond à l'état fondamental (le plus stable), les autres sont les états excités.
💡 Important pour tes examens : Le modèle de Bohr fonctionne parfaitement pour l'hydrogène mais pas pour les autres atomes - c'est pourquoi la mécanique quantique a été développée !
Grâce à Louis de Broglie, on sait maintenant que l'électron est à la fois une particule et une onde. Cette dualité nous amène au concept d'orbitale atomique - le "logis" de l'électron décrit par une fonction d'onde.
Les orbitales s ont une forme sphérique parfaite. Elles peuvent contenir jusqu'à 2 électrons et existent pour tous les niveaux d'énergie (1s, 2s, 3s...).
Les orbitales p ressemblent à des haltères avec deux lobes. Il y en a trois par niveau : pₓ, pᵧ et pᵤ, orientées selon les trois axes de l'espace. Elles apparaissent à partir du niveau n = 2.
💡 Visualise bien : Les signes + et - dans chaque lobe indiquent le signe mathématique de la fonction d'onde - c'est crucial pour comprendre les liaisons chimiques !
Pour répartir les électrons dans un atome, on suit des règles strictes. Le principe de stabilité nous dit que les électrons occupent d'abord les niveaux de plus basse énergie selon la règle de Klechkowski : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d...
Le principe d'exclusion de Pauli est fondamental : deux électrons d'un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. Concrètement, une orbitale ne peut contenir que 2 électrons maximum, avec des spins opposés (↑↓).
Si une orbitale ne contient qu'un électron, il est dit célibataire et son spin est positif (↑). Une orbitale vide crée une lacune électronique.
💡 Règle pratique : Pour remplir les orbitales de même énergie, on place d'abord un électron dans chaque orbitale, puis on les apparie - c'est la règle de Hund !
Le tableau périodique se découpe en blocs selon le remplissage des sous-couches : bloc s , bloc p (halogènes, gaz rares), bloc d (métaux de transition) et bloc f (lanthanides, actinides).
L'énergie de première ionisation (EI₁) est l'énergie qu'il faut fournir pour arracher un électron à un atome : A₍ₘ₎ → A⁺₍ₘ₎ + 1e⁻. Elle s'exprime souvent en électronvolts .
Pour les ionisations successives, on utilise EIₙ pour arracher le nième électron. Plus on arrache d'électrons, plus il devient difficile d'en enlever d'autres.
💡 Structure abrégée : Tu peux écrire la configuration électronique en utilisant le gaz rare précédent. Exemple : Na = 3s¹ au lieu de 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ !
L'affinité électronique (AE) mesure la capacité d'un atome à capturer un électron : A₍ₘ₎ + 1e⁻ → A⁻₍ₘ₎. Contrairement à l'énergie d'ionisation, elle peut être positive ou négative selon la stabilité de l'ion formé.
Le rayon atomique correspond à la moitié de la distance entre deux noyaux d'atomes identiques liés. C'est une mesure concrète de la "taille" d'un atome.
L'électronégativité (EN) indique la tendance d'un élément à attirer les électrons dans une liaison. Deux échelles principales existent : celle de Mulliken et celle de Pauling (basée sur les énergies de liaisons).
💡 Applications pratiques : L'électronégativité prédit le type de liaison chimique - plus la différence est grande entre deux atomes, plus la liaison sera ionique !
Les propriétés atomiques varient de façon périodique dans le tableau. Cette variation suit des tendances claires qu'il faut absolument maîtriser !
Dans une période (de gauche à droite) : Z augmente, le rayon atomique diminue, l'énergie d'ionisation et l'électronégativité augmentent. Pourquoi ? Plus il y a de protons, plus ils attirent fortement les électrons.
Dans une colonne (de haut en bas) : Z augmente mais le nombre de couches aussi, donc le rayon atomique augmente. Résultat : l'énergie d'ionisation et l'électronégativité diminuent car les électrons externes sont plus éloignés du noyau.
💡 Mémorise les tendances : Rayon atomique ↘ dans une période et ↗ dans une colonne. C'est l'inverse pour l'énergie d'ionisation et l'électronégativité !
Notre compagnon IA est spécialement conçu pour répondre aux besoins des étudiants. Sur la base des millions d'éléments de contenu que nous avons sur la plateforme, nous pouvons fournir des réponses vraiment significatives et pertinentes aux étudiants. Mais il ne s'agit pas seulement de réponses, le compagnon a encore plus pour but de guider les élèves dans leurs défis d'apprentissage quotidiens, avec des plans d'étude personnalisés, des quiz ou des éléments de contenu dans le chat et une personnalisation à 100% basée sur les compétences et les développements de l'étudiant.
Tu peux télécharger l'application dans Google Play Store et dans l'App Store d'Apple.
Oui, tu as un accès entièrement gratuit à tous les contenus de l'appli, tu peux chatter ou suivre les créateurs à tout moment. De plus, nous proposons Knowunity Premium, qui te permet de réviser sans limites!
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Google Play
L'application est très facile d'utilisation et bien conçue. Jusqu'à présent, j'ai trouvé tout ce que je cherchais et j'ai pu apprendre beaucoup de choses grâce aux présentations ! Je vais certainement utiliser l'application pour un travail en classe ! Et comme source d'inspiration personnelle, elle est bien sûr aussi très utile.
Stefan S
utilisateur iOS
Cette application est vraiment super. Il y a tellement de fiches de révision et d'aide, [...]. Par exemple, la matière qui me pose problème est le français et l'appli a un choix d'aide très large. Grâce à cette application, je me suis améliorée en français. Je la recommanderais à tout le monde.
Samantha Klich
utilisatrice Android
Waouh, je suis vraiment abasourdi. J'ai essayé l'application parce que je l'avais déjà vue plusieurs fois dans la publicité et j'ai été absolument choquée. Cette appli est L'AIDE dont on rêve pour l'école et surtout, elle propose tellement de choses, comme des rédactions et des fiches qui m'ont personnellement TRÈS bien aidé.
Anna
utilisatrice iOS
Meilleur application je voulais m'entraîner pour mes maths puis j'ai tout compris d'un coup c'est mon nouveau prof maintenant 🤣🤣
Thomas R
utilisateur d' Android
super application pour réviser je révise tout les soirs
Esteban M
utilisateur d'Android
Permet de vraiment comprendre les cours sous forme de fiches de révisions déjà faites ! Incroyable, je recommande vraiment
Leny
utilisateur d'Android
L'application est tout simplement géniale ! Il me suffit de taper mon sujet dans la barre de recherche et je le vérifie très rapidement. Je ne dois plus regarder 10 vidéos YouTube pour comprendre quelque chose et j'économise ainsi mon temps. Je te le recommande !
Sudenaz Ocak
utilisateur Android
Cette application m'a vraiment fait m'améliorer ! J'étais vraiment nul en maths à l'école et grâce à l'appli, je suis meilleur en maths ! Je suis tellement reconnaissante que vous ayez créé cette application.
Greenlight Bonnie
utilisateur Android
PARFAIT 🌟 💕🔥 ça facilite Vrmt la révision avec des fiches de révisions fascinants✨🥰
Khady
utilisatrice d'Android
Je conseille vraiment ! je galère à avoir des cours clairs et ça aide énormément !!
Claire
utilisatrice iOS
C’est vraiment mais vraiment la meilleurs appli au début de l’année au collège jetait une élève perturbatrice et j’avais 9 de moyenne générale plus précisément 9,68... Et la un de mes potes me donne cette appli pour réviser c’était incroyable y’a des fiche de révision des quiz bref grâce à cette appli je suis passé de 9,68 à 17,40 trop contente 🤩🤩
Raoul
utilisateur IOS
Knowunity est vraiment une application incroyable elle est pour tous les âges et s’adapte à tous les niveaux.Elle permet de mieux comprendre et apprendre. Cette application est super pour les devoirs et pour les contrôles je la recommande à tous le monde petit ou grands
Ella
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Samantha Klich
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Sudenaz Ocak
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Greenlight Bonnie
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Yasmine Yasmine
@yasmineya_0k3i8
Tu vas découvrir les bases de la structure atomique et les propriétés des éléments - des concepts essentiels pour comprendre la chimie. On va explorer comment les atomes sont organisés, comment leurs électrons se répartissent, et pourquoi les éléments du... Affiche plus
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Les isotopes sont des versions différentes d'un même élément qui ont le même nombre de protons mais pas le même nombre de neutrons. Par exemple, le carbone existe sous trois formes : ¹²C, ¹³C et ¹⁴C.
La mole est une unité super pratique qui correspond à 6,023×10²³ atomes (le nombre d'Avogadro). Une mole de carbone 12 pèse exactement 12 g. L'unité de masse atomique (uma) permet de mesurer la masse des atomes : 1 uma = 1,66×10⁻²⁷ kg.
Pour calculer la masse atomique moyenne d'un élément, on utilise la formule M = ΣXᵢMᵢ, où Xᵢ est l'abondance de chaque isotope. Par exemple, le chlore naturel contient 75% de chlore 35 et 25% de chlore 37, ce qui donne une masse molaire de 35,5 g.mol⁻¹.
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Quand un électron absorbe ou émet de l'énergie, il change de niveau énergétique . Le niveau n = 1 correspond à l'état fondamental (le plus stable), les autres sont les états excités.
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Les orbitales s ont une forme sphérique parfaite. Elles peuvent contenir jusqu'à 2 électrons et existent pour tous les niveaux d'énergie (1s, 2s, 3s...).
Les orbitales p ressemblent à des haltères avec deux lobes. Il y en a trois par niveau : pₓ, pᵧ et pᵤ, orientées selon les trois axes de l'espace. Elles apparaissent à partir du niveau n = 2.
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Le principe d'exclusion de Pauli est fondamental : deux électrons d'un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. Concrètement, une orbitale ne peut contenir que 2 électrons maximum, avec des spins opposés (↑↓).
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Dans une colonne (de haut en bas) : Z augmente mais le nombre de couches aussi, donc le rayon atomique augmente. Résultat : l'énergie d'ionisation et l'électronégativité diminuent car les électrons externes sont plus éloignés du noyau.
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