Atomes, Éléments

Un atome d'élément X ou XA-Z se note avec
* A le nombre de nucléons = nombre de masse (=neutrons+protons) («A» pour «All»)
* Z le nombre de protons = numéro atomique (= nombre d'électrons si atome neutre) («Z» pour «bzzzz» des zélectronz-abeilles qui volent autour du noyau à toute vitesse)

Par exemple, C14-6 pour le carbone dit 14 (dans la quatorzième colonne de la table de Mendeleïev), de numéro atomique 6.

Un élément chimique est déterminé par Z. Les variations (en général instables et donc radioactives) en nombre de neutrons donnent des isotopes de l'élément. [ref.]

La masse atomique d'un atome correspond à la moyenne des masses d'un grand nombre d'atomes de cet élément. La masse atomique est légèrement différente du nombre de masse A car dans ce grand nombre se trouvent des isotopes de l'élément, avec un nombre variable de neutrons.

L'isotope le plus fréquent du carbone a un nombre atomique (Z) de 6 et un nombre de masse de 12 mais la masse atomique relative du carbone vaut 12,01 à cause de la présence à l'état naturel d'un petit pourcentage d'atomes de nombre de masse 13 et d'atomes de nombre de masse 14 (¹⁴C).

Liaisons

Les atomes se lient en mettant en commun un certain nombre d’électrons (électrons de valence) présents sur leur couche externe dite couche de valence ou coque valencielle. Ils forment ainsi entre eux des liaisons, donnant naissance à des édifices chimiques.

Parmi les différents types de liaisons rencontrés, la liaison covalente simple est la plus élémentaire. Une telle liaison, entre deux atomes A et B, résulte de la mise en commun d’un électron de la couche externe de chaque atome. Il se forme alors un doublet liant représenté de la manière suivante : A—B. [ref.]

Le modèle de Lewis représente la molécule dans un plan. On y place tous les doublets liants et non liants. [ref.]

Électrons

Le mouvement des électrons, très complexe, ne peut pas être étudié en mécanique classique. Une mécanique plus récente, la mécanique quantique, parle de probabilité de présence des électrons dans un nuage électronique.

Un atome a une ou plusieurs couches d'électrons, numérotés de la plus proche du noyau à la plus éloignée avec des entiers naturels.

Si on se contente d'utiliser l'ancien modèle planétaire de Bohr (danois :1885 - 1962) qui répartit les électrons sur des couches, on obtient la Règle de répartition des électrons en couches : 

La couche n (entier) contient au maximum 2 ´ n ²électrons.

La couche n = 1 (K) contient au maximum 2 ´ 1² = 2 électrons.
La couche n = 2 (L) contient au maximum 2 ´ 2² = 8 électrons.
La couche n = 3 (M) contient au maximum 2 ´ 3² = 18 électrons.
La couche n = 4 (N) contient au maximum 2 ´ 4² = 32 électrons.

[ref.]

Sa place dans les colonnes de la classification périodique [ref.] détermine le nombre d'électrons sur sa couche externe. 1e ligne, 2e colonne: couche externe= 1e couche, 2 électrons.(He) 2e ligne, 4e colonne: couche externe= 2e couche, 4 électrons. (C)

L'atome d'hydrogène est monovalent (il crée une liaison avec ses voisins), l'atome d'oxygène est divalent, l'atome d'azote est trivalent et l'atome de carbone est tétravalent (il crée quatre liaisons avec ses voisins).

L'atome de carbone est digonal (deux cotés) s'il est lié à deux voisins, trigonal (trois cotés) s'il est lié à trois voisins, tétragonal (quatre cotés) s'il est lié à quatre voisins. Mais l'atome de carbone est toujours tétravalent car il est entouré de quatre liaisons.

* Règle du duet : Les atomes proches de l'hélium évoluent pour acquérir deux électrons externes.

* Règle de l'octet : Les autres atomes évoluent pour acquérir huit électrons sur leur couche externe.

Ces évolutions aboutissent à des molécules ou à des ions.

Configuration électronique:

Chaque couche se subdivise en une ou plusieurs sous-couches, déterminées par le nombre quantique secondaire:

l, entier tel que 0⩽l⩽n-1.
si l=0, sous-couche de type s
si l=1, sous-couche de type p
si l=2, sous-couche de type d
si l=3, sous-couche de type f

Exemple: soit la couche n=2, on a l=0 ou l=1, la couche n=2 est donc constituée de 2 sous-couches, 2s et 2p.

Les sous-couches ou (régions) orbitales atomiques on donc des formes différentes.
La première couche ne contient qu'une orbitale sphérique (sous-couche s ou orbitale s).
Le deuxième couche contient une orbitale s et trois orbitales p.
La troisième couche contient aussi une orbitale d et la quatrième une orbitale f.
Seules les orbitales s et p jouent un rôle majeur en chimie organique.

Règles d'occupation des orbitales:

Règle 1: les orbitales de plus basse énergie (donc plus proches du noyau et s par rapport à p) se remplissent d'abord. (principe d'Aufbau)
Règle 2: Un maximum de deux électrons (de spins opposés) peuvent occuper une même orbitale (principe d'exclusion de Pauli)
Règle 3: Quand il y a plus d'une orbitale de même niveau d'énergie (eg. px, py et pz), aucune ne peut contenir deux électrons tant que chacune n'en contient pas un. (règle de Hund)

Les sous-couches d et f se remplissent bien après les sous-couches s ou p de la couche suivante. [ref.]