STRUCTURE DE L'ATOME

Numéro atomique Z

Nombre de protons (électrons)

Nombre de masse A

Nombre de nucléons (masse atomique)

Isotope

Atomes d'un même élément chimique possédant des nombres de mase différents

Masse molaire d'un élément possédant plusieurs isotopes

Types d'isotopes

Naturels (stables et radioactifs) et artificiels (radioactifs et à courte durée de vie)

Sodium 24

Permet de suivre la circulation sanguine

Phosphore

Permet de traites les leucémies

Cobalt 60

Permet de faire des stérilisations et de la radiothérapie

Iode 123

Permet de faire du contrôle de l'activité cérébrale

Iode 131

Permet de mesurer l'activité de la glande thyroïde

Abondance naturelle isotopique

Pourcentage massique de l'isotope i dans l'élément naturel

Lien longueur d'onde et fréquence

Vitesse de propagation de la lumière c

c=3*10^8 m/s

Nombre d'onde

1/λ

Spectre électromagnétique

Classement de toutes les ondes électromagnétiques en fonction de leur longueur d'onde et de leur fréquence

Energie transportée par une onde électromagnétique E

Rayonnement quantifiée

Seuls certains rayonnements sont émis par chaque atome

Spectre d'émission

Signature énergétique d'un élément

Conversion eV-J

1 eV = 1,6*10^-19 J

Nombres quantiques

Ensembles de nombres définissant l'état quantique d'un système

Nombre quantique principal n

Couche électronique = ensemble des électrons d'un atome ayant la même valeur de n

Nombre quantique secondaire/azimutal l

Sous-couche électronique (niveau d'énergie) = ensemble des électrons d'un atome ayant la même valeur de n et de l

Nombre quantique magnétique ml

Représentation des orbitales atomiques

Nombre quantique magnétique de spin ms

-1/2 ou 1/2

Energie En des niveaux d'énergie n

En=-13,6/n^2

Série de Lyman

Rayonnement UV --> En à E1

Série de Balmer

Rayonnement visible --> En à E2

Série de Paschen

Rayonnement IR --> En à E3

Processus d'absorbtion

un électron dans un niveau d’énergie E1 peut accéder à un niveau d’énergie supérieur E2 en absorbant un photon d’énergie ΔE = h.ν = E2 – E1

Processus d'émission

Un électron dans un niveau d’énergie E2 cède de
l’énergie sous forme d’un photon en descendant dans un niveau d’énergie inférieur E1. L’énergie du photon est ΔE = h.ν = E2 – E1

Ion hydrogénoïde

Ion qui possède Z protons mais un seul
électrons, comme l’hydrogène.

Diagramme énergétique des ions hydrogénoïdes

Modèle de Slater

Principe d'exclusion de Pauli

Deux électrons d’un même atome ne peuvent avoir leurs quatre nombres quantiques identiques.

Règle de Klechkowski

Dans un atome polyélectronique, l’ordre de remplissage des niveaux d’énergie se fait par ordre croissant des (n+l). Si deux niveaux d’énergie ont la même valeur de (n+l), alors le niveau qui se remplit en premier est le niveau ayant la plus petite valeur de n.

Règle de Hund

Si un niveau d’énergie est dégénéré et que le nombre d’électron est insuffisant pour saturer ce niveau, alors l’état le plus stable est l’état pour lequel les électrons occupent un maximum d’OA ; les spins des électrons non appariés étant parallèles.

Electrons de cœur

Electrons les plus proches du noyau

Electrons de valence

Electrons les plus hauts en énergie et responsables de la réactivité de l'atome