Structure de l'atome

Tout atome est constitué d'un noyau central, très dense et chargé positivement, entouré d'un nuage d'électrons chargés négativement. Le noyau contient deux types de particules : les protons, chargés positivement, et les neutrons, électriquement neutres. Les électrons, bien plus légers, gravitent autour du noyau et portent une charge négative égale en valeur absolue à celle d'un proton.

Le numéro atomique Z correspond au nombre de protons dans le noyau : il définit l'identité chimique de l'élément (tous les atomes de carbone ont Z = 6, quel que soit leur nombre de neutrons). Le nombre de masse A correspond à la somme des protons et des neutrons. Un atome neutre possède autant d'électrons que de protons.

Deux atomes d'un même élément (même Z) peuvent posséder un nombre de neutrons différent : on parle alors d'isotopes. Le carbone-12 et le carbone-14, par exemple, ont tous deux 6 protons mais respectivement 6 et 8 neutrons.

Les électrons se répartissent autour du noyau selon des niveaux d'énergie appelés couches électroniques, remplies selon un ordre précis. Cette répartition, appelée configuration électronique, détermine en grande partie la réactivité chimique de l'atome — en particulier le nombre d'électrons sur la couche la plus externe (électrons de valence).

Illustration : remplissage électronique (règle de Hund)

Calcul : configuration électronique et électrons non appariés

Ordre de remplissage (règle de Klechkowski) : $1s,\,2s,\,2p,\,3s,\,3p,\,4s,\,3d,\,4p\ldots$ — noter que $4s$ se remplit avant $3d$. Exemple pour le fer ($Z=26$) : $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2\,3d^6$. En appliquant Hund aux 6 électrons de la sous-couche $3d$ (5 orbitales) : les 5 orbitales reçoivent d'abord chacune 1 électron, puis le 6ᵉ s'apparie dans la première — il reste donc 4 électrons non appariés, ce qui explique le comportement paramagnétique du fer.

Les 4 nombres quantiques décrivent un électron de façon unique : $n$ (niveau d'énergie, 1,2,3…), $l$ (sous-couche, 0 à $n-1$ : $s,p,d,f$), $m_l$ (orientation de l'orbitale, $-l$ à $+l$), $m_s$ (spin, $+\tfrac{1}{2}$ ou $-\tfrac{1}{2}$). Deux électrons d'un même atome ne peuvent jamais avoir les 4 identiques (principe d'exclusion de Pauli) — c'est pourquoi une orbitale contient au maximum 2 électrons, de spins opposés.

• Proton : charge +1, dans le noyau. Neutron : charge nulle, dans le noyau. Électron : charge -1, autour du noyau.
• Numéro atomique Z = nombre de protons = identité de l'élément.
• Nombre de masse A = protons + neutrons.
• Isotopes : même Z, nombre de neutrons différent.
• Électrons de valence : électrons de la couche externe, responsables de la réactivité chimique.

Nombre de neutrons : $N = A - Z$

Pour un atome neutre : $n_{e^-} = Z$

Imagine le noyau comme une petite bille très lourde et dense au centre d'un stade, et les électrons comme des spectateurs très légers et agités, dispersés dans les gradins à différentes hauteurs (les couches). Ce qui définit "l'équipe" (l'élément), c'est le nombre de billes dans le noyau — pas le nombre de spectateurs présents à un instant donné.

Confondre numéro atomique (Z, nombre de protons) et nombre de masse (A, protons + neutrons) — une erreur très fréquente sous la pression du chronomètre. Autre piège : croire que deux isotopes d'un même élément ont des propriétés chimiques différentes — elles sont quasiment identiques, seules les propriétés nucléaires (radioactivité, masse) changent.