L'évolution du modèle atomique

L'Évolution du Modèle Atomique

• John Dalton (1766 – 1844), 1808 : Théorie atomique proposant que la matière est formée d'atomes indivisibles et indestructibles.
• Tous les atomes d'un même élément sont identiques en masse et en taille, tandis que les atomes d'éléments différents sont différents.
• Les composés sont des assemblages d'atomes d'éléments distincts dans des proportions définies.
• Le modèle est celui des boules de billard.
• J.J. Thomson (1856 – 1940), 1897 : Découverte des électrons (e-), particules de charge négative plus petites que l'atome.
• L'atome est une sphère dense de matière positive parsemée d'électrons, assurant sa neutralité électrique.
• Son modèle est celui du muffin aux raisins.
• Ernest Rutherford (1871 – 1937), 1911 : Mise en évidence des protons (p+) et prédiction de l'existence des neutrons (n0), découverts plus tard par J. Chadwick en 1932.
• L'atome est principalement constitué de vide, avec un noyau central contenant les protons et les neutrons, autour duquel gravitent les électrons.
• Le nombre d'électrons est égal au nombre de protons.
• Niels Bohr (1885 – 1962), 1914 : Les électrons orbitent autour du noyau sur des trajectoires fixes (couches électroniques), chacune correspondant à un niveau d'énergie spécifique.
• Il propose un modèle planétaire de Bohr.
• Louis de Broglie (1892 – 1987) et Erwin Schrödinger (1887 – 1961), 1930 : Il est impossible de connaître simultanément la position et la vitesse d'un électron avec précision.
• Les électrons ont une probabilité plus élevée de se trouver près du noyau, définissant des régions de l'espace appelées nuages électroniques ou orbitales, où l'on peut trouver des électrons ayant une énergie donnée.
• Le modèle est celui du nuage d'électrons.
• Comparaison Dalton/Rutherford : L'atome n'est pas indivisible mais constitué d'électrons et est principalement du vide, concentrant sa masse au noyau.
• Comparaison Rutherford/Bohr : Les électrons orbitent circulairement autour du noyau, le rayon dépendant de leur énergie.
• Comparaison Bohr/Schrödinger et de Broglie : On calcule la probabilité de présence des électrons autour du noyau, formant des volumes spécifiques selon leur énergie.

La Classification des Éléments et le Tableau Périodique

• Dmitri Mendeleïev publie son tableau périodique en 1868, ordonnant les éléments par masse atomique croissante.
• Les éléments d'une même colonne présentent des propriétés chimiques similaires (famille chimique).
• Chaque élément est identifié par son numéro atomique (nombre de protons), correspondant à sa position dans le tableau.
• Le tableau est lu de gauche à droite et de haut en bas.
• Chaque ligne horizontale est une période. Il y a 7 périodes connues. Les propriétés chimiques se répètent à chaque période.
• Chaque colonne verticale est un groupe. Les éléments d’un même groupe ont des propriétés chimiques similaires. Le tableau périodique contient 18 groupes.

Catégories d'Éléments

• Métaux : Solides (sauf Hg qui est liquide), brillants, bonne conductivité électrique et thermique, malléables et ductiles.
• Non-métaux : Solides (C, S, P), liquides (Br) ou gazeux (H, He), ternes, mauvais conducteurs (sauf le graphite), non malléables et non ductiles.
• Métalloïdes : Solides (B, Si, Ge, As, Sb, Te, At), conductivité variable (semi-conducteurs), malléabilité et ductilité variables.

Familles Chimiques

• Métaux alcalins (Groupe 1) : Très réactifs, nécessitant un stockage spécial (ex : dans l'huile pour le sodium et le potassium).
• Ils sont brillants et mous, s'oxydant rapidement à l'air.
• Ils forment des solutions basiques (alcalines) dans l'eau.
• Ils ont un seul électron sur leur couche de valence, tendant à le céder.
• Exemples : Lithium (Li), Sodium (Na), Potassium (K), Rubidium (Rb), Césium (Cs), Francium (Fr).
• Métaux alcalino-terreux (Groupe 2) : Moins réactifs que les alcalins, forment des composés avec des non-métaux.
• Leurs oxydes existent à l'état naturel dans le sol.
• Exemples : Béryllium, Magnésium, Calcium, Strontium, Baryum, Radium.
• Métaux de transition (Groupes 3 à 12) : Peuvent avoir plusieurs charges et former des composés variés avec le même élément (ex : FeO ou Fe2O3 pour la rouille).
• Halogènes (Groupe 17) : Très corrosifs et toxiques, réagissent avec de nombreux éléments et se trouvent naturellement sous forme de composés.
• Ils possèdent 7 électrons sur leur couche de valence, tendant à capter un électron.
• Exemples : Fluor, Chlore, Brome, Iode, Astate.
• Gaz nobles (Groupe 18) : Très stables chimiquement, peu réactifs.
• Leur couche de valence est complète, avec tous les électrons appariés.
• Ils ne captent ni ne cèdent d'électrons.
• Exemples : Hélium, Néon, Argon, Krypton, Xénon, Radon.