Éléments chimiques et isotopes

Un élément chimique, c'est simple : c'est un atome (ou un groupe d'atomes) qui a le même nombre de protons dans son noyau. Think of it comme l'identité de l'atome !

Quand le nombre d'électrons = nombre de protons, l'atome est neutre. S'il y a moins d'électrons, ça devient un cation (ion positif). Plus d'électrons ? C'est un anion (ion négatif).

Les isotopes sont des atomes du même élément mais avec un nombre différent de neutrons. Ils ont donc des masses différentes mais les mêmes propriétés chimiques. L'abondance relative nous dit quelle proportion de chaque isotope existe dans la nature.

💡 Astuce exam : La notation AZX vous donne tout : A = masse, Z = protons, et n = A-Z pour les neutrons !

Masse atomique et quantité de matière

La masse atomique utilise le carbone-12 comme référence standard. Une UMA (unité de masse atomique) vaut exactement 1/12e de la masse d'un atome de carbone-12, soit 1,66054 × 10⁻²⁷ kg.

La mole est votre meilleure amie en chimie ! Une mole contient 6,022 × 10²³ entités (le fameux nombre d'Avogadro). C'est comme une douzaine, mais en beaucoup plus grand.

La masse molaire d'un élément correspond à sa masse atomique exprimée en g.mol⁻¹. Super pratique pour passer des atomes aux grammes !

Les modèles atomiques ont évolué : Dalton voyait des boules de billard, Thomson un "pudding aux raisins", et Rutherford a découvert le noyau central.

💡 Note importante : 1 mole = 6,022 × 10²³ particules, peu importe ce que vous comptez !

Hydrogénoïdes et énergie des électrons

Les hydrogénoïdes sont des atomes ou ions avec un seul électron (comme He⁺, Li²⁺). Ils se comportent comme l'hydrogène, ce qui simplifie les calculs !

L'énergie d'un électron dans un niveau n suit la formule : En = -13,6 × Z²/n². Plus n est grand, plus l'électron est loin du noyau et moins il est lié.

Les formules importantes à retenir :

• E = hν (énergie d'un photon)
• c = νλ $relation onde-fréquence$
• Équation de Rydberg pour les transitions

💡 Truc de calcul : 1 eV = 1,6 × 10⁻¹⁹ J - très utile pour convertir !

Diagrammes d'énergie et transitions électroniques

Le diagramme d'énergie de l'hydrogène montre les niveaux d'énergie comme des "étages". L'état fondamental $n=1$ est à -13,6 eV, et l'ionisation correspond à E = 0.

Le phénomène d'absorption se produit quand un électron "monte" d'un niveau bas vers un niveau haut en absorbant un photon d'énergie Eph = hν.

Toutes les transitions électroniques sont possibles :

• De l'état fondamental vers un état excité
• D'un état excité vers un autre plus élevé

L'énergie du photon doit correspondre exactement à la différence d'énergie entre les niveaux !

💡 Visualisation : Imaginez les niveaux comme les étages d'un immeuble - l'électron peut monter ou descendre !

Énergie d'ionisation et dualité onde-corpuscule

L'énergie d'ionisation est l'énergie minimale pour arracher complètement un électron de l'atome. Pour l'hydrogène, c'est 13,6 eV (la différence entre E∞ et E₁).

La dualité onde-corpuscule révèle que les électrons se comportent parfois comme des particules, parfois comme des ondes. La longueur d'onde de De Broglie est λ = h/(m×v).

Cette dualité explique pourquoi les électrons ne peuvent occuper que certains niveaux d'énergie - ils doivent "s'adapter" comme des ondes stationnaires autour du noyau.

💡 Concept clé : Plus une particule est légère et rapide, plus son comportement ondulatoire est important !

Principe d'Heisenberg et modèle de Schrödinger

Le principe d'incertitude d'Heisenberg dit qu'on ne peut pas connaître simultanément la position exacte et la vitesse d'un électron : Δx × Δ(mv) ≥ h/(4π).

Le modèle de Schrödinger introduit la fonction d'onde Ψ qui décrit la probabilité de trouver un électron dans une région de l'espace. On parle d'orbitales atomiques plutôt que d'orbites.

Les nombres quantiques caractérisent chaque orbitale :

• n (principal) : niveau d'énergie
• l (secondaire) : forme de l'orbitale
• m (magnétique) : orientation dans l'espace

💡 Changement de vision : Fini les électrons qui tournent comme des planètes - maintenant c'est du probabilisme !

Les nombres quantiques en détail

Le nombre quantique principal n (1, 2, 3...) détermine le niveau d'énergie et la taille de l'orbitale. Plus n est grand, plus l'électron est éloigné du noyau.

Le nombre quantique l caractérise la sous-couche : 0 ≤ l ≤ n-1

• l = 0 → orbitale s (sphérique)
• l = 1 → orbitale p (forme d'haltère)
• l = 2 → orbitale d, l = 3 → orbitale f

Le nombre quantique magnétique m donne l'orientation : -l ≤ m ≤ +l. Il y a donc 2l+1 orientations possibles pour chaque valeur de l.

La dégénérescence signifie que plusieurs orbitales peuvent avoir la même énergie (comme les trois orbitales p).

💡 Mnémotechnique : s = 0, p = 1, d = 2, f = 3 pour retenir les valeurs de l !

Combinaisons des nombres quantiques

Le tableau des combinaisons possibles montre toutes les orbitales pour chaque niveau :

• n=1 : juste 1s (1 orbitale)
• n=2 : 2s + 2p (4 orbitales total)
• n=3 : 3s + 3p + 3d (9 orbitales total)
• n=4 : 4s + 4p + 4d + 4f (16 orbitales total)

Le nombre d'orbitales dans une couche n est toujours n². Dans une sous-couche l, c'est 2l+1 orbitales.

Plus n augmente, plus le volume de l'orbitale est important - l'électron peut être trouvé plus loin du noyau.

💡 Formule magique : n² orbitales par couche, 2l+1 orbitales par sous-couche !

Règle de Klechkowski

La règle de Klechkowski prédit l'ordre de remplissage des orbitales : l'énergie augmente avec n+l. Si deux sous-couches ont le même n+l, celle avec le plus petit n se remplit en premier.

L'ordre de remplissage devient : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p...

Cette règle explique pourquoi 4s se remplit avant 3d $4+0=4 vs 3+2=5$ et pourquoi la configuration électronique suit cet ordre particulier.

Le diagramme en "escalier" aide à visualiser cet ordre de remplissage de manière simple.

💡 Astuce : Apprenez l'ordre par cœur, c'est la base pour écrire toutes les configurations électroniques !

Principe d'exclusion de Pauli

Le principe d'exclusion de Pauli (1925) stipule que deux électrons d'un même système ne peuvent jamais avoir les quatre mêmes nombres quantiques.

Cela signifie qu'une orbitale ne peut contenir au maximum que 2 électrons, et ils doivent avoir des spins opposés (↑↓).

Ce principe explique la structure du tableau périodique et pourquoi les électrons se répartissent de manière spécifique dans les orbitales.

💡 Règle d'or : Maximum 2 électrons par orbitale, et ils doivent "tourner" dans des sens opposés !