Fiche 1a - FS - Les premiers modèles de l'atome PDF

De l’atome aux molécules 1a LES PREMIERS MODÈLES DE L’ATOME FS Semaine et jour :...

De l’atome aux molécules 1a LES PREMIERS MODÈLES DE L’ATOME FS Semaine et jour : S1 le 11/09/2023 RB : Juliette Thimonier Professeur : Mme. GAZEAU CM : Maelis Coutant et Sayahi Selvaratnam Plan du cours I. EVOLUTION DES MODELES DE L’ATOME........................................................................ 2 A. Le concept d’atome en Grèce antique........................................................................................ 2 B. Théorie atomique de John Dalton (1803).................................................................................... 2 1. Description du modèle......................................................................................................... 2 2. Limites du modèle................................................................................................................ 2 C. Modèle du plum pudding – Joseph John Thompson (1897)..................................................... 2 D. Modèle atomique planétaire – Rutherford (1911)....................................................................... 2 1. Modèle planétaire................................................................................................................ 2 2. Insuffisances du modèle...................................................................................................... 3 E. Modèle quantique – Niels Bohr (1913)........................................................................................ 4 1. Différents postulats.............................................................................................................. 4 2. Insuffisance du modèle de Bohr........................................................................................... 4 F. Modèle de Bohr-Sommerfeld....................................................................................................... 4 G. Le modèle ondulatoire de Heinsenberg-De Broglie-Schrödinger............................................. 5 1. Louis de Broglie................................................................................................................... 5 2. Notion d’incertitude de Werner Heisenberg.......................................................................... 5 3. Equation de Schrodinger..................................................................................................... 5 4. Cases quantiques et orbitales.............................................................................................. 6 II. NOTIONS FONDAMENTALES DE LA STRUCTURE D’ATOME......................................... 6 A. Composants de l’atome et de son noyau................................................................................... 6 B. Nucléides, éléments et isotopes................................................................................................. 6 C. Notion de corps simple, composé et mélanges......................................................................... 7 ©Tutorat Paris XII 2023/2024– De l’atome aux molécules : N°1a – Ce document n’est pas le support officiel Page 1 sur 7  I. EVOLUTION DES MODELES DE L’ATOME A. LE CONCEPT D’ATOME EN GRECE ANTIQUE Théorie de Démocrite d’Abdère, philosophe du 5ème siècle avant JC. Il décrit la matière comme : Discontinue Formé de petites particules insécables : atomes B. THEORIE ATOMIQUE DE JOHN DALTON (1803) 1. Description du modèle Matière constituée d’atomes : Particules insécables par nature Représenté par un symbole : C pour l’atome de Carbonne, H pour l’hydrogène, O pour l’oxygène Possède des propriétés particulières. Peut se combiner avec d’autres atomes = molécule. Dans une réaction chimique, jamais créés ou modifiés, les atomes changent de partenaire = réarrangement pour produire des substances différentes. 2. Limites du modèle Ce modèle n’explique pas le fait que certains atomes ne peuvent pas se lier entre eux et former des molécules (ex : CO2 existe mais pas C2O). C. MODELE DU PLUM PUDDING – JOSEPH JOHN THOMPSON (1897) Atome composé d'électrons plongés dans une « soupe » de charges positives pour équilibrer la charge négative des électrons. Atome électriquement neutre, autant de charges positives que de charges négatives. D. MODELE ATOMIQUE PLANETAIRE – RUTHERFORD (1911) 1. Modèle planétaire Il décrit le noyau d’un atome comme le Soleil autour duquel gravite les électrons qui sont comme les planètes. Les électrons ne gravitent pas tous sur le même plan. La rotation rapide des électrons autour du noyau délimite le volume de l'atome, car un atome, c'est 99,99% de vide. L’énergie de l’électron est fonction continue de la distance noyau-électron : Et = énergie totale de l’électron, ε0 = permittivité du vide, r = orbite de l’électron, e = charge de l’électron ©Tutorat Paris XII 2023/2024– De l’atome aux molécules : N°1a – Ce document n’est pas le support officiel Page 2 sur 7  2. Insuffisances du modèle a. Contradiction avec la théorie de l’électromagnétisme Le modèle implique que : l’atome se trouve en mouvement dans un champ électromagnétique → il devrait rayonner → perdre de l’énergie → ralentissement du mouvement + diminution du rayon de l’orbite → électron « tombe » En réalité l’atome n’émet pas de rayonnement à l’état fondamental. Il est stable et sa durée de vie semble être illimitée. b. Incohérence avec le spectre de raies de l’hydrogène L’Hydrogène émet de l’énergie sous forme de radiation lumineuses lorsqu’un électron passe d’une orbite d’énergie supérieure à une orbite d’énergie inférieure. Selon Rutherford, le spectre d’émission de l’atome d’hydrogène devrait être continu. Or le spectre de l’hydrogène est discontinu. c. Avancement des connaissances scientifiques à cette époque Auteurs Définition Formule La lumière est un faisceau d’onde électromagnétique Fréquence de la lumière = se déplaçant à une vitesse c constante dans le vide James (3.108m.s-1). Maxwell Onde électromagnétique = oscillation champs électrique + champs magnétique Energie du photon = L’énergie lumineuse est granuleuse. Ce grain d’énergie est appelé photon. Elle est ici considérée Einstein comme discontinue, et non continue comme une onde = aspect corpusculaire de la lumière. Energie échangée= Idée que les échanges d’énergie entre la matière et le Max rayonnement ne peuvent avoir lieu que par un multiple n = fréquence du rayonnement Planck d’entier d’une quantité minimale d’énergie (quantum). émis (ou absorbé) [s-1] On dit alors que l’énergie est quantifiée. h = constante de Planck = 6,62.10-34 joule.seconde a = nombre entier Le spectre de l’hydrogène est discontinu et est // constitué de 4 raies Hα , H β , H δ et H γ à des longueurs d’ondes bien précises. Relation de Ritz ©Tutorat Paris XII 2023/2024– De l’atome aux molécules : N°1a – Ce document n’est pas le support officiel Page 3 sur 7  E. MODELE QUANTIQUE – NIELS BOHR (1913) 1. Différents postulats 1) L’électron ne peut graviter autour du noyau que sur certaines orbites : celles pour lesquelles le moment cinétique de l’électron (p = mvr) est un multiple de h/2π. 2) À chaque orbite est associé un niveau d’énergie constant au cours du temps. L’électron gravite autour du noyau sur des trajectoires bien particulières. 3) Sur une orbite donnée, l’électron n’émet et n’absorbe aucune radiation : il est dans un état stationnaire. 4) En l’absence de toute excitation extérieure, l’électron est situé sur la trajectoire d’énergie la plus basse (état fondamental). 5) L’électron peut changer d’orbite en absorbant ou émettant des radiations lumineuses (avec énergie du photon absorbé égale à la différence d’énergie entre les deux orbites). Le modèle de Bohr permet de retrouver le spectre de l’atome d’hydrogène et donc tous les niveaux d’énergie possibles de l’électron. 2. Insuffisance du modèle de Bohr Spectre de l’Hélium ne peut être retrouvé par ce modèle. Ce modèle n’explique pas la présence de raies dédoublées dans le spectre de l’Hydrogène quand il est placé dans un champ extérieur (électrique ou magnétique). F. MODELE DE BOHR-SOMMERFELD L’état d’un électron dans un atome est défini par 4 nombres quantiques : n, l, m et s. Les valeurs de ces 4 nombres identifient un électron dans un atome. ©Tutorat Paris XII 2023/2024– De l’atome aux molécules : N°1a – Ce document n’est pas le support officiel Page 4 sur 7  Nombre quantique Définition Attribution n Représente une couche. n = 1 (K) n = 4 (N) Nombre quantique n est le seul nombre quantique qui influence n = 2 (L) n = 5 (O) principal l'énergie de l’électron de l’atome d'hydrogène n = 3 (M) n = 6 (P) l Définit une sous couche d’un électron. 0 (s) 3 (f) Nombre quantique Prend toutes les valeurs possibles en 0 et n-1 1 (p) 4 (g) secondaire (azimutal) Chaque sous-couche est dénommée par un 2 (d) 5 (h) symbole formé d’un chiffre qui est la valeur de n et d’une lettre associée à la valeur de l. m Caractérise les niveaux d’énergie dans une Nombre quantique même sous couche d’électrons. Pas magnétique Il peut prendre (2l+1) d’attribution Valeurs entières comprises entre -l et +l s Attribue la rotation (= moment magnétique Nombre quantique de n’ayant que deux orientations possibles) de s = -1/2 ou +1/2 spin l’électron sur lui-même NB : Dans un atome, chaque électron a une combinaison unique de 4 nombres quantiques (2 électrons ne peuvent pas avoir la même combinaison) NB : on vous conseille d’aller en ED et de s’entrainer avec des QCMs pour mieux comprendre et maîtriser les notions G. LE MODELE ONDULATOIRE DE HEINSENBERG-DE BROGLIE-SCHRÖDINGER 1. Louis de Broglie Généralise la notion de dualité onde corpuscule. Met en avant le fait que tout électron a des propriétés ondulatoires et corpusculaires. 2. Notion d’incertitude de Werner Heisenberg Évoque la probabilité de présence des électrons en un point de l’espace autour du noyau ou dans un volume centré sur le noyau et non plus des trajectoires stables et géométriques circulaires ou elliptiques. L’onde électromagnétique associée à̀ un électron : o Est une onde stationnaire : son amplitude en chaque point de l’espace (de coordonnées x, y, z) est indépendante du temps. o Cette amplitude est donnée par une fonction mathématique nommée « fonction d’onde » et notée Ψ (x, y, z). o Ψ2 représente la densité de probabilité de trouver l’électron en un point M de l’espace. o La probabilité́ dP de trouver l’électron dans un volume infinitésimal dV centré autour de M de coordonnées x, y, z est donnée par la relation : 3. Equation de Schrodinger. Les fonctions d’onde Ψ ne peuvent être calculées qu’à priori par une équation différentielle : équation de Schrodinger qui introduit les trois nombres quantiques. Ce triplet de nombre quantique définit l’énergie de l’électron. Ψ2 qui donne une information sur la répartition spatiale de l’électron (probabilité de présence représentée par un nuage électronique) symbolisée par une orbitale. ©Tutorat Paris XII 2023/2024– De l’atome aux molécules : N°1a – Ce document n’est pas le support officiel Page 5 sur 7  4. Cases quantiques et orbitales. Sont associées au triple n,l,m. Forme des orbitales dépend de l et m : o l = forme + symétrie o m = orientation Valeur de l Forme de l’orbitale = 0 = orbitale s Symétrie sphérique autour du noyau avec le diamètre de la sphère qui augmente avec n = 1 = orbitale p Formées de deux lobes dont l’orientation dépend de m sur l’axe x,y,z = 2 = orbitale d 5 possibilités selon m → géométrie plus complexe II. NOTIONS FONDAMENTALES DE LA STRUCTURE D’ATOME A. COMPOSANTS DE L’ATOME ET DE SON NOYAU Un atome = électrons + noyau (= protons + neutrons) Dans un atome électriquement neutre : Nombre de protons égal au nombre d’électrons. Masse de l’atome est quasiment égale à la masse du noyau: un électron est environ 2000 fois plus léger qu’un nucléon. B. NUCLEIDES, ELEMENTS ET ISOTOPES Définition Représentation, exemple Ensemble des atomes dont les noyaux contiennent le même nombre de Nucléide proton Z et le même nombre de neutron N. Ensemble des atomes et des ions dont les noyaux contiennent le même Eléments nombre de proton Z. Deux éléments Cu et l’ion Cu2+ différents ne peuvent pas avoir le même Z. Tous les atomes ayant le même nombre de protons (peu importe leur Isotope nombre de neutrons) présentent les mêmes propriétés chimiques et appartiennent au même élément. ©Tutorat Paris XII 2023/2024– De l’atome aux molécules : N°1a – Ce document n’est pas le support officiel Page 6 sur 7  C. NOTION DE CORPS SIMPLE, COMPOSE ET MELANGES Définition Exemple Substance composée d’un seul élément, Corps simple Ne(néon), Ar(argon) d’un seul type d’atome Composant organique (qui contient du carbone et souvent de l’hydrogène ) : Corps Association d’au moins deux éléments sucre. composé différents Composant inorganique : ammoniac NH3, méthane CH4 Groupe défini et indépendant d’atomes Molécule H2O liés dont l’agencement est bien particulier Atome ou groupe d’atomes liés chargé Ion Na positivement ou négativement De nombreux matériaux ne sont ni des corps simples ni des corps composés, mais des mélanges de ces substances. Pour toute erreur retrouvée dans la fiche, merci d’envoyer un mail à l’adresse suivante : [email protected] ©Tutorat Paris XII 2023/2024– De l’atome aux molécules : N°1a – Ce document n’est pas le support officiel Page 7 sur 7