Modèle atomique
I. Orbitale électronique
Il est impossible de définir la position ou la trajectoire d'un électron elles sont aléatoires. En revanche on peut définir précisément une zone (orbitale) où la probabilité de présence d'un électron est supérieure à 95 %.

Suivant leur forme on distingue 4 types d'orbitales s,p,d,f.
Exemple :
Orbitale de type s : C'est une sphère centrée sur le noyau

Orbitale de type p :

Elles forment deux lobes de part et d'autre du noyau. Dans sous couche de type p, il existes 3 orbitales suivant 3 axes perpendiculaires.

➢ Chaque orbitale peut accueillir deux électrons de spin (aimantation) opposé.
➢ A chaque orbitale est associé un niveau d'énergie quantifié.
Énergie (eV)

L'ordre d'énergie croissant est :
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.
➢ On remarque qu'on commence à remplir la quatrième couche avant de finir de remplir la troisième (orbitales 3d).
➢ Les électrons occupent prioritairement les orbitales de plus basse énergie possible.
➢ A l'intérieur d'une sous couche (orbitales de même niveau d'énergie), les électrons occupent le plus d'orbitales possible.

II.Schéma de Lewis
Il s'applique aux atomes possédant 1 à 8 électrons sur leur couche de valence (couche externe).
Autour du symbole chimique de l'atome central, on représente les électrons célibataires (seuls dans une orbitale) par des points, et les doublets (électrons appariés par deux dans une orbitale) par des traits. ➢ Jusqu'à 4, les électrons sont célibataires. A partir de 5, on forme un nouveau doublet à chaque électron rajouté.
➢ Le nombre d'électrons célibataire correspond au nombre de liaisons que peut faire l'atome.
➢ Le schéma de Lewis va donc nous permettre de construire des molécules.
Remarque :
Les règles de remplissage des orbitales électronique nous permettent de retrouver le schéma de Lewis. Chaque case représente une orbitale. Deux électrons appariés dans une case forment un doublet.

Exemples :
H:

Z=1

K1