Seance 5 CHM 1120

SEANCE 5 (8)
Objectifs : Savoir déterminer la structure électronique des atomes et la répartition des électrons selon
les couches, sous couches et les orbitales, identifier les électrons externes et établir la forme activée
Consignes/Activités d’introduction : lire les notes de cours, comprendre les principes de

détermination de la structure électronique des atomes, proposez des exemples de détermination.
Contenu : Chapitre 1 suite. Structure électronique des atomes
Répartition des électrons selon les couches, sous couches et les orbitales, électrons externes et
forme activée des atomes
Activités :
1. Comparez les modèles des atomes existants,

2. Expliquez l’importance des nombres quantiques,
3. Apprendre les règles de remplissage de la structure électronique,
4. Déterminez la structure électronique des atomes,
5. Déterminez la structure des atomes à l’état activé.
1.4. Modèles de l’atome
Modèle de Tompson
Le premier modèle sur la structure de l’atome fut propose par Tompson en 1898. Selon ce
modèle l’atome est conçu comme une sphère dont la surface est chargée positivement et les
électrons sont places à l’intérieur de la sphère pour compenser les charges positives de
manière que l’atome soit électriquement neutre.
Modèle de Rutherford
Selon ce modèle la charge positive est concentrée en un très petit volume, et les électrons
étant trop légers, la masse est également est concentrée dans ce petit volume au centre de
l’atome.
noyau
d
D/d=104
D
électrons
La théorie de Rutherford présente un seul point faible, car elle est en contradiction avec la
théorie classique de rayonnement électromagnétique. Les charges positives et négatives étant
séparées dans l’atome, les électrons doivent subir la force coulombienne du noyau qui devait
les attirer. Par conséquent, ils devraient être soumis à une force de compensation, qui
s’oppose à l’attraction et qui les maintient éloignés du noyau. Rutherford leur attribua un
mouvement de rotation. Or les lois d’électrodynamique prévoient q’une particule animée d’un
mouvement de rotation circulaire doit émettre un rayonnement dont la fréquence est égale à
celle du mouvement de rotation de la particule. On devrait assister alors à une diminution de
l’énergie de l’électron qui finirait par heurter le noyau.
Modèle de Bohr
Selon le modèle de Bohr :
 seules certaines orbites électroniques sont possibles ;
 sur une orbite donnée l’électron n’émet aucune radiation ;
 un rayonnement est émis ou absorbé lorsqu’un électron passe d’une orbite à une autre.
Ce passage est accompagné de l’émission ou de l’absorption de l’énergie
Eq=hν=Ea -Eb
Eq énergie du rayonnement,
h constante de Planck, h=6.62618.10-31 J.s
Ea et Eb énergie de l’électron sur une orbite respectivement a et b.
Pour déterminer les nivaux énergétiques des orbites Bohr admet que l’orbite de l’électron est
circulaire et que le moment angulaire de l’électron (mevr) sur cette orbite est un multiple de
h/2π tel que :
mevr=n h/2π (n>0)
La théorie de Bohr a permis de retrouver le spectre d’hydrogène, elle a confirmé les hypothèses
de Planck sur la quantification de l’énergie, cependant dès que le système comporte plus d’un
électron la théorie de Bohr est limitée.
Modèle de Schrödinger
En 1924 De Broglie proposa une nouvelle conception de l’électron et par suite de la matière
basée sur nouvelle mécanique : mécanique ondulatoire qui est à l’origine de la théorie atomique
actuelle. Il a associé aux électrons une onde.
Postulat 1: un flux d’électrons, du point de vue énergétique, est équivalent à un flux de photons.
L’énergie d’un photon Eph associée à un rayonnement de fréquence ν ou de longueur d’onde λ
est donnée par la relation :
Eph=hν=hC/λ
D’autre part, Einstein avait établi que toute énergie est équivalente, en quantité, au produit
d’une certaine masse m par le carré de la vitesse de lumière C :
E=mC²
Ceci revient à dire qu’on peut associer une masse imaginaire mph au photon tel que :
Eph=mph c²
Et la longueur d’onde associée au photon :
λ=h/mphC
Par analogie, on peut associer aux électrons une longueur d’onde λ :
λ=h/meV
Où : me masse d’électron, V vitesse d’électron.

De Broglie a généralisa ce résultat, et associa à tout flux de particules identiques (électrons,
neutrons, protons…) de masse m en mouvement avec une vitesse V, une longueur d’onde λ :
λ=h/mV
En mécanique ondulatoire on ne parle plus de la trajectoire de l’électron mais on détermine la

densité de probabilité de présence de l’électron dans une certaine région de l’espace entourant
le noyau : c’est ce qu’on appelle une orbitale.
Un volume de l’espace dans lequel la probabilité de présence de l’électron ou de la paire
d’électrons est de 95-99% est appelé l’orbitale atomique.
1.5. Nombres quantiques
Il existe un système de caractéristiques quantique de l’électron qui sert à définir l’état de

l’électron suivant l’orbitale occupée dans l’atome : se sont les nombres quantiques.
 Nombre quantique principal n. Il peut prendre toutes les valeurs entières positives. A
un état défini par n correspondent au maximum 2n² électrons. n définit une couche
électronique :
1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q
 Nombre quantique secondaire ou orbital l. Le niveau énergétique n se compose de
plusieurs sous niveaux.
Le nombre quantique l caractérise les sous couches correspondant aux sous niveaux
d’énergie, et donne surtout la forme du volume occupé par l’électron : orbitale.
s l =0 :l’orbitale est sphérique
p l =1 : l’orbitale à la forme d’un haltère
d l =2 : l’orbitale à la forme de deux haltères croisés
f l =3
Pour une valeur donnée de n, le nombre quantique l peut prendre toutes les valeurs
entières comprises entre zéro et n-1
0≤l ≤ n-1
 Nombre quantique magnétique m. L’énergie de l’électron est fonction de l’orientation

de l’orbitale par rapport au champ magnétique l’extérieur. Elle est déterminée par
interaction de ce champ avec celui induit par le mouvement de l’électron. C’est une
grandeur quantifiée. Le nombre quantique m est la projection des différentes
orientations du moment cinétique sur la direction du champ magnétique prise
arbitrairement suivant l’axe oz.
Pour une valeur donnée de l, le nombre quantique m peut prendre toutes les valeurs
entières allant de –l à +l en passant par zéro.
-l ≤ m ≤ +l
 Spin s. L’électron est toujours en rotation autour de lui-même, ce mouvement est dit
spin. Il confère à l’électron son deuxième moment cinétique. D’une façon simpliste, le
spin électronique peut être perçu comme une rotation de l’électron autour de son axe
dans le sens des aiguilles d’une montre ou dans le sens inverse. La quantité d’énergie
associée à ce mouvement est quantifiée. A ces deux rotations sont associées deux
valeurs de spin : -1/2 et +1/2
Les quatre nombres quantiques définissent un électron.
1.6. Règles de remplissage
Dans chaque couche définie par nombre quantique n les électrons se repartissent sur des sous
couches s, p, d, f. Sur les sous couches les électrons se groupent par paires dans des orbitales.
On schématise une orbitale atomique par un carré appelé case quantique □. Chaque orbitale
peut contenir deux électrons – une paire ou un électron - électron célibataire.
Il existe trois règles pour établir la structure électronique de l’atome.
Règle 1 (Klechkowski)
Dans l’état fondamental on commence à remplir les orbitales de plus basse énergie puis en
suivant celles qui ont des énergies croissantes. Cependant du fait de certains recouvrements
l’ordre de remplissage est celui indiqué par le schéma à quelques exceptions :
Règle 2 (Hund)
Une orbitale d’une sous-couche donnée ne peut recevoir deux électron avant que toutes les
orbitales de cette même sous couche n’aient reçu un électron
Règle 3 (règle d’exclusion de Pauli)
Un état électronique caractérisé par les nombres quantiques n, l, m, s, peut être occupé au
maximum par un seul électron
On distingue les électrons externes qui participent à la formation des liaisons.

Pour les éléments des colonnes principales (I, II,….VIII), on appelle électrons externes
ceux de la dernière couche contenant encore des électrons
Pour les éléments de transition (colonnes Ib, IIb,….VIIIb), on appelle électrons externes
ceux de la dernière couche plus ceux des sous couches incomplètes des couches internes.
Pour augmenter le nombre d’électrons célibataires les électrons s, p, d peuvent passer sur des
orbitales des sous couches supérieures p, d, f libres dans la même couche. L’atome dans un
tel état est appelé atome activé ou excité.

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1. Comparez les modèles des atomes existants,

1.4. Modèles de l’atome

Où : me masse d’électron, V vitesse d’électron.

En mécanique ondulatoire on ne parle plus de la trajectoire de l’électron mais on détermine la

1.5. Nombres quantiques

Il existe un système de caractéristiques quantique de l’électron qui sert à définir l’état de

 Nombre quantique magnétique m. L’énergie de l’électron est fonction de l’orientation

Les quatre nombres quantiques définissent un électron.

1.6. Règles de remplissage

Règle 3 (règle d’exclusion de Pauli)

On distingue les électrons externes qui participent à la formation des liaisons.

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