FC1-Structure de l_atome-final.pdf

La structure de l’atome Professeur : BOUTAHAR FC N°1 Date : 04/09/2023 SOMMAIRE I. INTRODUCTION ....................................................................................................................................................................... 1 II. CONSTITUANTS DE L’ATOME ......

La structure de l’atome Professeur : BOUTAHAR FC N°1 Date : 04/09/2023 SOMMAIRE I. INTRODUCTION ....................................................................................................................................................................... 1 II. CONSTITUANTS DE L’ATOME .................................................................................................................................................. 2 1. NOYAU ET ELECTRONS ......................................................................................................................................................... 2 A. Composants de l’atome.................................................................................................................................................. 2 B. Caractéristiques d’un élément ........................................................................................................................................ 3 2. ISOTOPES ......................................................................................................................................................................... 4 III. STRUCTURE ELECTRONIQUE DE L’ATOME .............................................................................................................................. 5 IV. ORBITALE ATOMIQUE OU CASE QUANTIQUE ........................................................................................................................ 6 1. NOMBRES QUANTIQUES ............................................................................................................................................................ 6 2. FORMES DES ORBITALES ............................................................................................................................................................ 8 3. PRINCIPES FONDAMENTAUX ....................................................................................................................................................... 9 4. IMPORTANCE DES ELEMENTS EN BIOLOGIE ...................................................................................................................................... 9 5. TABLEAU PERIODIQUE DES ELEMENTS .......................................................................................................................................... 10 6. ORDRE DE REMPLISSAGE DES ORBITALES ...................................................................................................................................... 11 7. REGLE DE KLECHKOWSKI .......................................................................................................................................................... 12 8. REGLE DE HUND .................................................................................................................................................................... 13 9. REPRESENTATION DE LA CONFIGURATION ELECTRONIQUE ................................................................................................................. 14 A. Résumé........................................................................................................................................................................ 15 B. Représentation électronique de Lewis ........................................................................................................................... 15 C. Structure électronique des ions ..................................................................................................................................... 16 V. PROPRIETES DES ATOMES A LA LECTURE DU TABLEAU PERIODIQUE .................................................................................... 17 VI. CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS ..................................................................................................................... 18 1. METAUX ............................................................................................................................................................................. 19 2. NON-METAUX ...................................................................................................................................................................... 20 3. REPRESENTATION DES ORBITALES ATOMIQUES ............................................................................................................................... 21 4. PROPRIETES MAGNETIQUES DES ATOMES ..................................................................................................................................... 21 En cas de questions sur ce cours, vous pouvez écrire à l’adresse suivante : [email protected] Les règles de courtoisies sont à respecter lors de l’envoi d’un mail. L’équipe des tuteurs se réserve le droit de répondre ou non à un mail. En cas de questions récurrentes, les tuteurs pourront faire un point lors des colles hebdomadaires. I. Introduction DE LA STRUCTURE DES MOLECULES À LEUR FONCTION Étude et compréhension du passage de la structure aux fonctions de la molécule • Assemblement d’atomes en molécules intervenant dans les différentes fonctions de la cellule (croissance, multiplication, défenses cellulaires...) • Impact de la structure des molécules sur les fonctions biologiques • Fonctions vitales portées par des fonctions chimiques • Exemple de fonctions chimiques : alcools, thiols, acides carboxyliques, amines, aldéhydes, cétone… • Fonctions chimiques : permettent le passage de la structure à la fonction biologique → rôle fonctionnel Étudier les différentes fonctions 1 II. Constituants de l’atome Dès 1911, Rutherford a déduit que les atomes contiennent essentiellement du vide. L’atome est composé d’un noyau très dense, contenant des nucléons (protons + neutrons), entourés d’électrons chargés négativement. L’atome est électriquement neutre (nb de proton=nb d’électron). Il possède 3 composants : protons, neutrons et électrons. 1. Noyau et électrons A. Composants de l’atome COMPOSANTS DE L’ATOME Noyau (essentiel de la masse de l’atome) Nuage électronique Charge élémentaire positive : +𝑒 = +1,602. 10−19 𝐶𝑜𝑢𝑙𝑜𝑚𝑏 (𝐶) Masse = 1,672. 10−27 𝑘𝑔 Neutrons Electriquement neutre : Charge = 0 𝐶𝑜𝑢𝑙𝑜𝑚𝑏 (𝐶) Masse (sensiblement équivalente à celle du proton) = 1,675. 10−27 𝑘𝑔 Électrons Charge élémentaire négative : −𝑒 = −1,602. 10−19 𝐶𝑜𝑢𝑙𝑜𝑚𝑏 (𝐶) Masse (très inférieure à celle du proton) = 9,110. 10−31 𝑘𝑔 Protons 2 B. Caractéristiques d’un élément CARACTERISTIQUES D’UN ELEMENT Notation E A • Symbole de l’élément • Nombre de masse ou nombre de nucléons • = nombre de protons + nombre de neutrons • Numéro atomique ou nombre atomique ou nombre de charge • = nombre de protons (aussi = nombre d’électrons) Z • Caractérise un élément donné • Pour un élément donné, le nombre de protons est fixe mais le nombre de neutrons peut varier A-Z • Nombre de neutrons • Nombre de masse = A = nombre de nucléons = 40 Exemple : atome de Calcium : 𝟒𝟎 𝟐𝟎𝑪𝒂 • Numéro atomique = Z = nombre de protons = nombre d’électrons = 20 • Nombre de neutrons = A-Z donc 40-20 = 20 • Atome de calcium : 40 nucléons comprenant 20 protons et 20 neutrons 3 2. Isotopes ISOTOPES Principe • Même nombre de protons (même Z) mais nombre de neutrons (A-Z) différent • Atomes constitutifs d’un même élément • Stable pour Stabilité 𝑥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑜𝑛𝑠 𝑛 𝑦𝑝𝑟𝑜𝑡𝑜𝑛𝑠 𝑝 • Instable pour =1 𝑥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑜𝑛𝑠 𝑛 𝑦𝑝𝑟𝑜𝑡𝑜𝑛𝑠 𝑝 • Radioactif pour >1 𝑥𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑜𝑛𝑠 𝑛 𝑦𝑝𝑟𝑜𝑡𝑜𝑛𝑠 𝑝 ≃ 1,5 • Isotope du Carbone (Z=6) o 126𝐶 (carbone 12) : stable car possède autant de protons que de neutrons o Exemples 13 6𝐶 : instable car nombre de neutrons > nombre de protons o 146𝐶 ∗ : isotope lourd du carbone qui est également radioactif • Isotope de l’hydrogène (Z=1) o 11𝐻 : stable o 21𝐻 (Deutérium) : stable o 31𝐻 ∗ (Tritium) : isotope artificiel et radioactif • Utilisation des isotopes radioactifs ou radioisotopes : Intérêt médical • Rayonnement émit caractéristique → localisation et suivi dans l’organisme • Exemple de l’iode radioactif : analyse du fonctionnement de la thyroïde (iode nécessaire pour former les hormones thyroïdiennes) 4 III. Structure électronique de l’atome Les électrons ont le pouvoir d’établir des liaisons chimiques et permettant de former des molécules. L’étude de la position des électrons dans l’atome va permettre de comprendre la formation des molécules. STRUCTURE ELECTRONIQUE DE L’ATOME Position précise de • Impossible à déterminer (sauf l’électron d’hydrogène) l’électron → Détermination d’une probabilité de présence (>90%) Mécanique quantique ou ondulatoire • Associe à chaque électron une fonction d’onde dont le carré va permettre de déterminer la probabilité de présence de l’électron en un point de l’espace o Permet de déterminer le volume dans lequel se trouve l’électron (orbitale atomique) o Par la résolution de l’équation de Schrödinger Orbitale Énergie des électrons • Région de l’espace où la probabilité de présence de l’électron est relativement élevée • Organisation des électrons par niveau d’énergie selon la quantité d’énergie emmagasinée par l’électron • Energie de chaque électron quantifié et ne peut prendre que certaines valeurs correspondant à un niveau d’énergie (déjà décrit pour l’hydrogène par le modèle de Bohr La résolution de l’équation de Schrödinger conduit à l’introduction de 4 nombres quantiques (n, l, m, s). n, l, m : caractérisent une orbitale atomique s : caractérise le mouvement de l’électron dans l’orbitale 5 IV. Orbitale atomique ou case quantique ORBITALE ATOMIQUE Définition • Correspond au volume occupé par un électron avec 95% de présence (adresse de l’électron) • Caractérisée par les 3 nombres quantiques m,n et l Electron • Se positionne dans les orbitales atomiques en fonction de son niveau d’énergie • Caractérisé par 4 grandeurs correspondant aux nombres quantiques n, l, m et s 1. Nombres quantiques NOMBRES QUANTIQUES Nom Nombre quantique principal • Définit une couche électronique Signification • Etat d’énergie le plus bas : n=1, où se trouve les électrons de plus basse énergie • Energie augmente proportionnellement à n n: dimension • Pour une couche n : maximum 2n² électrons Nombre entier différent de 0 : • n=1 : couche K Valeurs • n=2 : couche L • n=3 : couche M • n=4 : couche N Nom Nombre quantique angulaire/orbital/azimutal • Définit une sous-couche électronique • Compris entre 0 et n-1 • Ex : l : forme Signification o n=1 → l=0 o n=2 → l=0;1 • Formes caractéristiques des orbitales : permettent de loger les électrons 6 • Sous-niveaux énergétiques désignés par ordre croissant d’énergie par les lettres s, p, d, f… : o l=0 : orbitale s (correspond à l’énergie la plus basse) Valeurs o l=1 : orbitale p o l=2 : orbitale d o l=3 : orbitale f o l=4 : orbitale g Nom Nombre quantique magnétique • Pour deux électrons de même n et l mais de m différents, correspondent des orbitales localisées orientées différemment dans l’espace m: orientation dans l’espace Signification • Compris entre -l et +l (0 inclus) • Ex : o n=1 → l=0 → m=0 o n=2 → l=0 ;1 → m=-1 ;0 ;1 Valeurs Nom s: mouvement de l’électron Exemple : • Orbitales px, py et pz Nombre de spin Signification • Définit le mouvement (sens de rotation) de l’électron (et pas l’orbitale !) Valeurs • 2 valeurs possibles (pour 2 sens possibles) : 𝒔 = + 𝟏⁄𝟐 𝒐𝒖 𝒔 = − 𝟏⁄𝟐 7 2. Formes des orbitales FORME DES ORBITALES Généralités • Pour nommer une orbitale : lettre (s, p) précédée du nombre quantique n • Dans chaque orbitale on peut mettre 2 électrons avec des s différents (principe de Pauli) • Sphériques centrée sur le noyau Orbitale s • Pour l=0 • Augmentation du rayon de la sphère avec le nombre quantique principal n • Bilobées • Pour l=1 : 3 orbitales p différente car trois valeurs possibles de m : -1 ; 0 ; 1 Orbitale p • Orientées dans les 3 direction de l’espace • Même niveau d’énergie des 3 orbitales • Dans chaque orbitale : possibilité de loger 2 électrons de spin opposés → maximum 6 électrons (2 électrons par orbitales). Au maximum, une orbitale peut accueillir 2 électrons dont les nombres quantiques de spins sont opposés. On dit que ces 2 électrons sont appariés et possèdent des spins antiparallèles. 8 3. Principes fondamentaux REGLES DE REPARTITION DES ELECTRONS DANS LES DIFFERENTES ORBITALES Principe de stabilité • Placement des électrons le plus près possible du noyau (pour occuper les états énergétiques les plus bas possible) • Etat fondamental : état énergétique le plus bas possible → confère à l’atome une stabilité maximale • Capacité d’accueil des électrons dans une orbitale limitée Principe d’exclusion de Pauli • Dans un atome, deux électrons ne peuvent pas avoir les 4 mêmes nombres quantiques → Dans chaque orbitale on peut mettre 2 électrons avec : o Les mêmes n, l et m o Des s différents ▪ Electrons dits « appariés » 4. Importance des éléments en biologie IMPORTANCE DES ELEMENTS EN BIOLOGIE 4 atomes composent 96% de la masse du corps humain • Carbone (C) • Hydrogène (H) • Oxygène (O) • Azote (N) • Sodium (Na) • Potassium (K) 7 atomes composent 4% de la masse du corps humain • Magnésium (Mg) • Calcium (Ca) • Phosphore (P) • Souffre (S) • Chlore (Cl) 12 atomes à l’état de traces (=oligoéléments ou traces essentielles) • Pas parce qu’ils sont moins abondants qu’ils sont moins importants : indispensables à la vie ! o Ex : zinc, cuivre, fluor, sélénium, fer, … • Carence → troubles métaboliques suivi de troubles enzymatiques 9 5. Tableau périodique des éléments TABLEAU PERIODIQUE DES ELEMENTS Classement des éléments • Par numéro atomique croissant • Contiennent : o Le symbole de l’élément Cases o La masse atomique A o Le numéro atomique Z o Le nom de l’élément • Eléments disposés de gauche à droite par ordre de numéro atomique croissant • 1ère période : remplissage de la couche K (n=1) et de l’orbitale 1s² Lignes horizontales = périodes • 2ème période : remplissage de la couche L (n=2) et des orbitales 2s² et 2p6 • 3ème période : remplissage de la couche M (n=3) et des orbitales 3s² et 3p6 • À partir de la 4ème période, le remplissage de l’orbitale d intervient • À partir de la 6ème période, le remplissage de l’orbitale f intervient Colonnes verticales = familles • Contiennent des éléments ayant une configuration électronique identique • Même nombre d’électrons périphérique/couche de valence sur leur couche externe/couche 10 • Couche externe intéressante car ses électrons interviennent dans les propriétés des molécules en établissant des liaisons chimiques • Pas besoin de connaitre par cœur tous les éléments du tableau périodique. En général, Mme Boutahar donne les numéros atomiques dans les QCM. o 1ère ligne : Lili Berça Bébé Chez Notre Oncle Fernand Nestor Mnémo o 2ème ligne : Napoléon Mangea Allégrement Six Poulets Sans Claquer d’Argent o Colone des gaz parfaits : Hercule Negligea d’Aracher le Korsage de Xena o Colone des halogènes : François Claqua Brutalement Isidore 6. Ordre de remplissage des orbitales ORDRE DE REMPLISSAGE DES ORBITALES Principe • Positionnement des électrons au niveau des couches électroniques • Remplissage des orbitales par ordre croissant d’énergie • Ici on a représenté la valeur de cette énergie pour les 15 premières orbitales. Illustration o Couche n=1 : orbitale 1s o Couche n=2 : orbitale 2s et les 3 orbitales 2p o Couche n=3 : orbitale 3s, 3 orbitales 3p et orbitales 3d • Electrons respectent un ordre de remplissage : 2 premiers électrons dans l’orbitale 1s, 2 électrons suivants dans l’orbitale 2s … selon le principe de stabilité • Attention : l’orbitale 4s à un niveau énergétique plus faible que l’orbitale 3d → se rempli avant l’orbitale 3d 11 7. Règle de Klechkowski REGLE DE KLECHKOWSKI ✪✪✪ But Tableau Ordre de remplissage • Déterminer l’ordre de remplissage des orbitales • Lecture en diagonale : en haut à gauche pour finir en bas à droite Ordre de remplissage : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p • 6 électrons à répartir car Z=6 Exemples Structure électronique du carbone (Z=6) • Selon le principe de stabilité, on remplit d’abord sur les niveaux d’énergie les plus bas : o 2 électrons sur l’orbitale 1s o 2 électrons sur l’orbitale 2s o 2 électrons sur l’orbitale 2p → Structure du Carbone : 1s² 2s² 2p² Structure électronique du calcium (Z=20) • De la même manière : → 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² • 1ère période : couche K (n=1), 1s2 • 2ème période : couche L (n=2), 2s2, 2p6 Tableau périodique • 3ème période : couche M (n=3), 3s2, 3p6 • A partir de la 4ème période le remplissage de l’orbitale d intervient • A partir de la 6ème période le remplissage de l’orbitale f intervient 12 8. Règle de Hund REGLE DE HUND Principe Pour des orbitales de même niveau d’énergie, les électrons occupent un maximum d’orbitales définies par le nombre quantique azimutal l, avant de les compléter par un deuxième électron de spin opposé. • Electron célibataire : électron seul dans une orbitale (va pouvoir s’associer avec un électron célibataire d’un autre élément pour former une liaison) D’où : • Electron appariés = doublet électronique = paire électronique : électrons d’une même orbitale → On commence par remplir le maximum d’orbitales de même l avec des électrons célibataires. → S’il reste des électrons, on complète les orbitales (avec des électrons de spin opposé) pour former des électrons appariés. 13 9. Représentation de la configuration électronique REPRESENTATION DE LA CONFIGURATION ELECTRONIQUE • Représentent les orbitales dans lesquels sont schématisés les électrons par des flèches Cases quantiques • Flèches en sens inverse : électrons antiparallèles de spin opposés • Attention : impossible d’avoir 2 flèches dans le même sens dans une même case quantique, cela reviendrait à dire qu’il y a 2 électrons de même spin ce qui ne respecterais pas la règle de Pauli. Carbone (Z=6) 1s22s²2p² Oxygène (Z=8) 1s²2s²2p4 Structure électronique d’atomes Phosphore (Z=15) 1s²2s²2p63s²3p3 • Règle de Hund impose la présence de deux électrons célibataires dans 2 des 3 orbitales 2p • Grâce à ses 2 électrons célibataires sur sa couche externe, l’oxygène pourra réaliser 2 liaisons chimiques • Pour les atomes avec un Z plus élevé, on s’intéresse seulement à la couche externe • Couches électroniques complètes symbolisées par le symbole du gaz rare (dernière colonne du tableau périodique, éléments très stables) qui précède l’élément en question Titane (Z=22) 1s22s22p63s23p64s23d2 • On peut l’écrire de plusieurs façons : o On peut indiquer le gaz rare pour les couches complètes : Ar 4s23d2 o Ou indiquer le nom des couches : KL 3s23p64s23d2 14 A. Résumé NOMBRE MAXIMUM D’ELECTRONS (=2N2) N L M S K ou 1 s 0 -1/2 ; +1/2 2 s 0 -1/2 ; +1/2 2 L ou 2 SOUSCOUCHE = 2x1² = 2 1s² 2s² = 2x2² = 8 M ou 3 p -1 ; 0 ; 1 -1/2 ; +1/2 6 2p6 s 0 -1/2 ; +1/2 2 3s² p -1 ; 0 ; 1 -1/2 ; +1/2 6 d -2 ; -1 ; 0 ; 1 ; 2 -1/2 ; +1/2 10 3d10 s 0 -1/2 ; +1/2 2 4s² p -1 ; 0 ; 1 -1/2 ; +1/2 6 4p6 d -2 ; -1 ; 0 ; 1 ; 2 -1/2 ; +1/2 10 4d10 f -3 ; -2 ; -1 ; 0 ; 1 ; 2 ; 3 -1/2 ; +1/2 14 4f14 N ou 4 3p6 = 2x3² = 18 = 2x4² = 32 B. Représentation électronique de Lewis REPRESENTATION ELECTRONIQUE DE LEWIS Nom Z Symbole Configuration électronique Hydrogène 1 H 1s1 Carbone 6 C [He] 2s² 2p² Azote 7 N [He] 2s² 2p3 Oxygène 8 O [He] 2s² 2p4 On indique seulement les électrons de la couche externe, puisque c’est elle qui est responsable des propriétés chimiques des atomes et qui contient les électrons qui vont faire des liaisons ou former les ions. 15 C. Structure électronique des ions STRUCTURE ELECTRONIQUE DES IONS • Atomes avec une couche externe complète : stabilité maximale Formation → Atomes deviennent des ions en perdant ou en gagnant des électrons de leur couche périphérique → structure proche du gaz noble le plus proche → gain de stabilité • Ion Sodium Na+ : Cations o Z=11 → configuration électronique :1s²2s²2p63d1 o Perd un électron pour devenir plus stable o Configuration électronique de l’ion Na+ : 1s²2s²2p6 Gain d’électrons (symbolisé par -) • L’ion Fluor F - : Anions o L’atome de fluor à un numéro atomique Z=9 et une configuration électronique 1s²2s²2p5 o Gagne un électron pour devenir plus stable o Configuration électronique de l’ion F- : 1s²2s²2p6 16 V. Propriétés des atomes à la lecture du tableau périodique PPROPRIÉTES DES ATOMES Taille • Augmente de haut en bas dans une colonne (car on augmente le nombre de couches) • Diminue de gauche à droite dans une période (car le nombre de couches n’augmente pas et le gain d’électron renforce la cohésion avec le noyau) • Energie qu’il faut fournir à l’atome pour lui arracher un électron : 𝑋 + é𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑒 → 𝑋 + + 𝑒 Potentiel d’ionisation • Diminue de haut en bas dans une colonne • Augmente de gauche à droite dans une période (les couches sont plus remplies donc l’élément est plus stable). • Tendance que possède un élément à attirer des électrons : 𝑋 + 𝑛𝑒 − → 𝑋 𝑛− 𝑎𝑛𝑖𝑜𝑛𝑠 • Fluor : élément le plus électronégatif • Diminue de haut en bas dans une colonne • Augmente de gauche à droite dans une période Electronégativité (EN) Échelle d’électronégativité selon Pauling 17 VI. Classification périodique des éléments Classification des éléments simplifié Bloc s Elément de transition : bloc d et f Bloc p n=1 1s H Non métaux n=2 2s Li Be B C N O F Ne n=3 3s Na Mg Al Si P S Cl Ar n=4 4s K Ca As Se Br Kr n=5 5s I Xe n=6 6s n=7 7s Ni Cu Zn Cd Sn Hg Pb Bi Rn Gaz rares (nobles) : ns²np6 sauf He : 1s² Co Halogènes : ns²np5 Métaux Alcalino-terreux : ns2 Métaux Alcalins : ns1 Cs Fe Famille de l’ Oxygène : ns²np4 Mo Mn Famille de l’ Azote : ns²np3 Cr Famille du Carbone : ns²np² V He La transition entre les métaux et les non-métaux est plutôt continue ce qui donne lieu à une superposition des propriétés métalliques et non métallique des éléments (pas de rupture nette). 18 1. Métaux METAUX Propriétés communes • Permettent de conduire la chaleur et l’électricité • Plutôt tendance à perdre des électrons pour former des cations (électropositifs) • Eléments de la 1ère colonne Famille des Alcalins Famille des Alcalinoterreux • Perte d’1 électron pour donner des cations : ion relativement stable mais toujours moins stable que le gaz rare • Cas particulier de l’hydrogène : peut se stabiliser soit en donnant un H+ soit en donnant un ion hydrure (H-) mais l’ion H+ est plus stable • Eléments de la 2ème colonne • Perte de 2 électrons pour donner des cations • Eléments ayant tendance à donner plusieurs cations de valences différentes (sauf zinc (Zn) et le scandium (Sc)) • Perte d’un ou plusieurs électrons • Exemple du Fe : Famille des métaux de transition o Dans l’orbitale 3d il y a 4 électrons avec une attraction plus forte avec le noyau, c’est donc l’orbitale 4s qui est fragilisée et qui perd un électron. → Perte des 2 électrons de la couche 4s pour donner le fer ferreux Fe2+ o Peut aussi donner du fer ferrique Fe3+ (la rouille) en perdant un électron supplémentaire sur la couche 3d 19 2. Non-métaux NON METAUX • Éléments électronégatifs donnant des anions • Gain d’un électron pour saturer leur couche périphérique Propriétés communes • Seuls les éléments de Z faible sont considérés comme des non-métaux (à partir de la 3ème période, il existe des propriétés de liaisons particulières). Famille des halogènes ns2 np5 • Famille très électronégative Famille de l’oxygène ns2 np4 et de l’azote ns2 np5 // • Le carbone a plutôt tendance à mettre en commun certains de ses électrons avec d’autres atomes. Famille du carbone ns2 np2 o Utilise ses électrons célibataires pour former d’autres liaison avec d’autres atomes o Tétravalent : va former 4 liaisons o Ne créer pas d’ions Famille du bore ns2 np1 Famille des gaz rares ns2 np6 // • Possèdent une grande inertie chimique : ne créent pas ou très peu de liaisons • Couche externe complète donc stables 20 3. Représentation des orbitales atomiques REPRESENTATION DES ORBITALES ATOMIQUES Forme des orbitales • Région de l’espace où l’électron a une grande probabilité de se trouver • Dépend essentiellement du nombre quantique l • Orbitale s l =0 • Forme sphérique • Rayon augmente avec la valeur de n • m= -1, 0, +1 l=1 → Trois orbitales : pz, px, et py orientées différemment selon les trois dimensions de l’espace • Probabilité de présence nulle au point de jonction car c’est là que se trouve le noyau 4. Propriétés magnétiques des atomes PROPRIETES MAGNETIQUES DES ATOMES • Possèdent autant d’électrons de spin + ½ que de spin -½ • Ex du Néon (Z=10) : autant de spin +½que de spin -½ → diamagnétique Atomes diamagnétiques • Possèdent un nombre différent d’électrons de spin + ½ spin - ½ • Ex : Oxygène (Z=8), on a 2 e- célibataire, tous les e- ne sont pas appariés → paramagnétique Atomes paramagnétiques 21