Fiche de révision : Atome de Bohr et configuration électronique

📋 Plan du Cours

1. Atomes, isotopes et mole
2. Concentrations et dilutions
3. Concentrations, dilutions et solutions commerciales
4. Stœchiométrie des ions en solution
5. Isotopes et masse atomique
6. Concentrations et préparations de solutions
7. Quantités d’ions et proportions isotopiques
8. Structure et modèle de l’atome
9. Nombres quantiques et modèle de Bohr
10. Transitions et rayonnements atomiques
11. Règles de configuration électronique
12. Configurations d’atomes et d’ions
13. Organisation de la classification périodique
14. Familles et électronégativité
15. Liaisons chimiques fortes
16. Liaisons covalentes et hybridation
17. Liaison hydrogène et eau
18. Bases de thermodynamique

📖 1. Atomes, isotopes et mole

🔑 Notions clés & Définitions

• Isotopes : Atomes d’un même élément possédant le même numéro atomique Z, donc le même nombre de protons, mais des nombres de neutrons et de nucléons différents.
• Nombre d’Avogadro : Le nombre d’entités élémentaires contenues dans une mole et vaut environ $N_A=6{,}022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$.

★ À maîtriser

📌 Dans la notation isotopique, A est le nombre de nucléons, Z le nombre de protons et N le nombre de neutrons, avec $A=Z+N$ et $N=A-Z$.

• Un atome neutre possède autant d’électrons que de protons, tandis qu’un anion Br⁻ possède un électron de plus que l’atome neutre de brome.

Compléments

• Pour le fer caractérisé par A=56 et Z=26, le noyau contient 26 protons et 30 neutrons.

💡 Astuce mémo

A distingue les nucléons, Z les protons ; les isotopes gardent Z mais changent N.

📖 2. Concentrations et dilutions

★ À maîtriser

📐 Formule — La quantité de matière, la masse et la masse molaire sont liées par $n=\frac{m}{M}$, tandis que la concentration molaire vérifie $C=\frac{n}{V}$ et la concentration massique vérifie $C_m=\frac{m}{V}=C\times M$.

📌 Une concentration de 1 % m/v correspond à 1 g de soluté pour 100 mL de solution, soit 10 g·L⁻¹.

📐 Formule — Lors d’une dilution, la quantité de soluté se conserve et la relation $C_iV_i=C_fV_f$ permet de calculer la concentration ou le volume recherché.

Compléments

• Une solution de NaCl à 23,4 g·L⁻¹ possède une concentration molaire de 0,40 mol·L⁻¹ lorsque la masse molaire du NaCl vaut 58,5 g·mol⁻¹.

• Pour préparer une solution à partir d’un solide, on calcule la masse à peser avec $m=C\times M\times V$, on dissout le solide dans un volume approprié, puis on ajuste au volume final.

💡 Astuce mémo

Masse → quantité de matière → concentration → dilution.

📖 3. Concentrations, dilutions et solutions commerciales

★ À maîtriser

📐 Formule — La concentration molaire vérifie $C=\frac{n}{V}$, avec la quantité de matière en moles et le volume en litres.

📌 Une solution à x % m/v contient x grammes de soluté pour 100 mL de solution, tandis qu’une pureté à x % m/m indique x grammes de soluté pour 100 grammes de solution.

Compléments

• Une solution commerciale de soude de densité 1,333 et de pureté 30 % m/m possède une concentration massique de 400 g·L⁻¹ et une concentration molaire de 10 mol·L⁻¹ pour NaOH de masse molaire 40 g·mol⁻¹.

• Pour préparer 150 mL de soude à 0,250 mol·L⁻¹ à partir de cette solution commerciale à 10 mol·L⁻¹, il faut prélever 3,75 mL de solution commerciale.

💡 Astuce mémo

Masse ou quantité → concentration → dilution

📖 4. Stœchiométrie des ions en solution

★ À maîtriser

• Pour déterminer la quantité d’un ion dans un mélange, on calcule d’abord les moles de chaque soluté, on applique ensuite le coefficient stœchiométrique de l’ion, puis on additionne les contributions.

• La dissociation de NaOH produit un ion Na⁺ et un ion OH⁻ par mole de NaOH, de sorte que les concentrations molaires de NaOH et de Na⁺ sont égales.

• La dissociation de MgCl₂ produit un ion Mg²⁺ et deux ions Cl⁻ par unité de formule.

📐 Formule — La masse d’un ion se calcule avec $m=nM$, après détermination de sa quantité de matière à partir du composé ionique.

Compléments

• Dans 500 mL d’une solution de nutrition parentérale, la quantité d’ions chlorure est d’environ 131 mmol et leur masse est d’environ 4,65 g.

• Dans 100 g de dentifrice contenant 1 % de NaF et 2 % de CaF₂, la masse totale d’ions fluorure est d’environ 1,43 g, soit 75,1 mmol.

💡 Astuce mémo

Dissociation du sel → coefficients ioniques → quantités d’ions

📖 5. Isotopes et masse atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Isotopes : des atomes d’un même élément qui possèdent le même nombre de protons mais un nombre de neutrons différent

★ À maîtriser

📐 Formule — Le nombre de neutrons se calcule avec $N=A-Z$, où A est le nombre de masse et Z le numéro atomique.

• La masse atomique naturelle d’un élément est la moyenne pondérée des masses isotopiques par leurs abondances naturelles.

Compléments

• Pour l’isotope ⁷⁰Zn de numéro atomique 30, le nombre de neutrons est 40.

• Les isotopes du zinc et leurs abondances sont:

  • ⁶⁴Zn : 49 %
  • ⁶⁶Zn : 28 %
  • ⁶⁷Zn : 4 %
  • ⁶⁸Zn : 18 %
  • ⁷⁰Zn : 1 %

• Pour l’antimoine constitué de ¹²¹Sb et ¹²³Sb, une masse atomique de 121,7 g·mol⁻¹ correspond à une abondance de 65 % pour ¹²¹Sb et de 35 % pour ¹²³Sb.

💡 Astuce mémo

Même Z, A différent : protons identiques, neutrons différents

📖 6. Concentrations et préparations de solutions

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour une solution commerciale de densité d, de pureté massique p et de soluté de masse molaire M, la concentration massique vérifie $C_m=d\times p\times1000$ et la concentration molaire vérifie $C=\frac{C_m}{M}$.

📐 Formule — Lors d’une dilution, la quantité de soluté se conserve selon $C_iV_i=C_fV_f$, où les indices i et f désignent respectivement la solution initiale et la solution finale.

Compléments

• Une solution à 15 % m/v contient 15 g de soluté pour 100 mL de solution, soit 150 g·L⁻¹.

• Pour préparer 1 L d’une solution d’acide nitrique à 0,1 mol·L⁻¹ à partir d’une solution commerciale à 11,08 mol·L⁻¹, il faut prélever environ 9 mL de solution commerciale puis compléter à 1 L avec de l’eau distillée.

• Une solution de soude commerciale à 30 % m/m et de densité 1,333 contient environ 400 g·L⁻¹ de NaOH, soit environ 10 mol·L⁻¹.

💡 Astuce mémo

Densité/pureté → concentration massique → concentration molaire → dilution

📖 7. Quantités d’ions et proportions isotopiques

★ À maîtriser

• La dissociation d’un sel permet de calculer successivement la quantité de chaque ion, sa masse et sa concentration dans le volume de solution.

• Le citrate de calcium a pour formule Ca₃(C₆H₅O₇)₂, car trois ions Ca²⁺ équilibrent deux ions citrate C₆H₅O₇³⁻.

• La dissociation du dichromate de potassium suit $K_2Cr_2O_7\rightarrow2K^++Cr_2O_7^{2-}$, donc une mole de sel produit deux moles d’ions potassium.

Compléments

• Dans une solution contenant 20 mmol de CaCl₂ et 40 mmol de KCl, la quantité totale d’ions chlorure est de 80 mmol, car CaCl₂ fournit deux ions chlorure par mole et KCl en fournit un.

• Le gallium naturel contient 60,27 % de ⁶⁹Ga et 39,73 % de ⁷¹Ga.

💡 Astuce mémo

Dissociation des sels → quantité d’ions → masse et concentration ioniques

📖 8. Structure et modèle de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Numéro atomique : Indique le nombre de protons du noyau et, pour un atome neutre, le nombre d’électrons.
• Nombre de masse : Indique le nombre total de nucléons, c’est-à-dire la somme des protons et des neutrons.

★ À maîtriser

📌 Deux isotopes d’un même élément ont le même numéro atomique Z mais des nombres de masse A différents, car ils possèdent des nombres de neutrons différents.

• Les quatre nombres quantiques sont:
  • le nombre principal n
  • le nombre secondaire l
  • le nombre magnétique m
  • le nombre de spin s

📌 Les valeurs quantiques vérifient n entier positif non nul, l compris entre 0 et n−1, m compris entre −l et +l, et s égal à +1/2 ou −1/2.

📌 Dans le modèle de Bohr, un électron stable sur une orbite stationnaire n’émet ni n’absorbe de radiation, tandis qu’une transition électronique correspond au passage vers une autre orbite d’énergie différente.

Compléments

• Le noyau contient des protons chargés positivement et des neutrons dépourvus de charge, tandis que l’électron possède une masse environ 1800 fois plus faible que celle du proton.

💡 Astuce mémo

Nombre de masse A = nucléons, numéro atomique Z = protons

📖 9. Nombres quantiques et modèle de Bohr

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Entier positif non nul qui caractérise le niveau d’énergie et le rayon de l’orbite de l’électron.
• Nombre quantique secondaire : Prend, pour une valeur donnée de n, les valeurs entières de 0 à n−1 et caractérise la forme de l’orbitale.
• Nombre quantique magnétique : Prend les valeurs entières comprises entre −l et +l et caractérise l’orientation de l’orbitale.
• Nombre quantique de spin : Caractérise le sens de rotation propre de l’électron et vaut uniquement +1/2 ou −1/2.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour l’atome d’hydrogène, le rayon de l’orbite n est donné par $r_n=r_1n^2$, avec $r_1=0{,}529\ \text{Å}$.

📐 Formule — Pour l’atome d’hydrogène, l’énergie du niveau n est donnée par $E_n=\frac{-13{,}6}{n^2}\ \text{eV}$.

Compléments

• Un état électronique est défini par quatre nombres quantiques : n, l, m et s.

💡 Astuce mémo

n-l-m-s : niveau, forme, orientation, spin

📖 10. Transitions et rayonnements atomiques

★ À maîtriser

📌 Un électron stable sur une orbite stationnaire n’émet ni n’absorbe de radiation, tandis qu’une transition entre deux orbites d’énergies différentes s’accompagne d’un échange d’énergie.

• Le spectre d’émission de l’atome d’hydrogène est discontinu et constitué d’un ensemble de raies.

📐 Formule — Lors d’une transition électronique, l’énergie du photon vérifie $\Delta E=\frac{hc}{\lambda}=h\nu$.

• L’ionisation de l’atome d’hydrogène dans son état fondamental nécessite une énergie positive de 13,6 eV, car son énergie fondamentale vaut −13,6 eV.

Compléments

• Pour une transition de n=4 vers n=1 dans l’atome d’hydrogène, l’énergie libérée est environ 2,04×10⁻¹⁸ J et la fréquence du photon est environ 3,08×10¹⁵ Hz.

💡 Astuce mémo

Transition vers un niveau inférieur → émission d’un photon

📖 11. Règles de configuration électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Région de l’espace autour du noyau associée à une probabilité de présence de l’électron.

★ À maîtriser

• À l’état fondamental, les électrons occupent les orbitales disponibles selon les valeurs croissantes d’énergie, conformément au principe de moindre énergie et à la règle de Klechkowski.

• Selon le principe d’exclusion de Pauli, deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques.

• Selon la règle de Hund, le remplissage d’une même sous-couche maximise d’abord le nombre d’électrons ayant des spins parallèles.

Compléments

• Les sous-couches s, p, d et f comportent respectivement 1, 3, 5 et 7 cases quantiques et peuvent accueillir respectivement 2, 6, 10 et 14 électrons.

💡 Astuce mémo

Klechkowski remplit, Hund répartit, Pauli limite

📖 12. Configurations d’atomes et d’ions

★ À maîtriser

📌 Un cation est un ion positif formé par perte d’électrons, tandis qu’un anion est un ion négatif formé par gain d’électrons.

• L’ion Al³⁺ est un cation provenant d’un atome d’aluminium qui a perdu trois électrons.

Compléments

• La configuration électronique du cobalt neutre de numéro atomique Z=27 est 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁷.

• La configuration électronique du chrome neutre est 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵, car une sous-couche d à moitié remplie est particulièrement stable.

• L’ion Fe³⁺ possède la configuration électronique [Ar] 3d⁵.

💡 Astuce mémo

Cation : perte d’électrons ; anion : gain d’électrons

📖 13. Organisation de la classification périodique

★ À maîtriser

• La classification périodique comporte 7 périodes et 18 colonnes, les éléments étant classés par numéro atomique croissant Z.

📌 Les rangées correspondent aux périodes, tandis que les colonnes correspondent aux familles d’éléments.

📌 Les éléments d’une même colonne possèdent une structure électronique externe similaire et des propriétés chimiques voisines, tandis que les éléments d’une même période ne partagent pas nécessairement ces propriétés.

Compléments

📌 Les éléments typiques occupent les colonnes 1, 2 et 12 à 18, tandis que les éléments de transition occupent principalement les colonnes 3 à 11.

💡 Astuce mémo

Même colonne = même structure externe ; même période = même couche électronique remplie

📖 14. Familles et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Métaux alcalins : Les métaux alcalins sont les éléments de la première colonne, de configuration électronique externe $ns^1$, qui forment facilement des cations de charge positive.
• Halogènes : Les halogènes sont les éléments de la colonne 17, dont la configuration électronique externe est $ns^2np^5$.
• Gaz rares : Les gaz rares occupent la colonne 18, possèdent une couche électronique externe saturée et sont chimiquement peu réactifs, à l’exception de l’hélium qui possède deux électrons externes.
• Électronégativité : L’électronégativité mesure la tendance d’un atome engagé dans une liaison chimique à attirer vers lui les électrons de cette liaison.

📝 Points essentiels

📌 L’électronégativité augmente de gauche à droite dans une période et diminue lorsque l’on descend dans une colonne, les éléments les plus électronégatifs se trouvant en haut à droite du tableau hors gaz rares.

💡 Astuce mémo

Structure externe similaire → propriétés chimiques voisines

📖 15. Liaisons chimiques fortes

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Une liaison covalente se forme par mise en commun de deux électrons, généralement apportés par un électron célibataire de chacun des deux atomes.
• Liaison ionique : Une liaison ionique est une liaison forte résultant d’un équilibre d’interactions électrostatiques entre ions de charges opposées, généralement lorsque la différence d’électronégativité est élevée.

★ À maîtriser

📌 Le recouvrement axial de deux orbitales atomiques forme une liaison σ, tandis que le recouvrement latéral forme une liaison π.

📌 Une liaison multiple comporte toujours une liaison σ formée en premier, puis une ou plusieurs liaisons π.

• Une liaison triple comporte une liaison σ et deux liaisons π situées dans deux plans orthogonaux.

Compléments

• Une liaison entre deux atomes de même électronégativité est apolaire, tandis qu’une liaison entre atomes d’électronégativités différentes est polaire.

💡 Astuce mémo

σ d’abord, puis π ; simple = σ, double = σ+π, triple = σ+2π

📖 16. Liaisons covalentes et hybridation

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation sp3 : L’hybridation sp3 forme quatre orbitales hybrides équivalentes, orientées vers les sommets d’un tétraèdre, et intervient notamment pour le carbone des alcanes, l’oxygène de l’eau et l’azote de l’ammoniac.
• Nombres quantiques : Le nombre quantique principal n est un entier positif non nul, le nombre secondaire l prend les valeurs de 0 à n−1, le nombre magnétique m prend les valeurs entières de −l à +l, et le nombre de spin s vaut −½ ou +½.

📝 Points essentiels

• Dans une liaison dative, les deux électrons de la liaison sont fournis par un seul atome porteur d’un doublet non liant, contrairement à une liaison covalente classique où chaque atome apporte un électron.

• Une liaison double comporte une liaison σ formée par recouvrement axial et une liaison π formée par recouvrement latéral, et non deux liaisons π ou deux liaisons σ.

• L’hybridation sp2 correspond à trois orbitales hybrides et à une géométrie trigonale avec des angles d’environ 120°, tandis que l’hybridation sp correspond à une géométrie linéaire ou digonale.

• Dans la molécule d’eau, l’oxygène est hybridé sp3 et ses deux doublets non liants occupent deux sommets d’un tétraèdre légèrement déformé.

• Dans l’ammoniac NH3, l’azote est hybridé sp3 car son nombre stérique est égal à 4, avec trois liaisons N–H et un doublet non liant.

💡 Astuce mémo

σ axial au centre, π latérale autour

📖 17. Liaison hydrogène et eau

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison hydrogène : La liaison hydrogène est une interaction électrostatique faible, la plus forte des liaisons faibles, qui peut être intra- ou intermoléculaire lorsqu’un hydrogène est lié à un atome fortement électronégatif.

★ À maîtriser

• L’eau est un solvant dissociant et polaire dont le moment dipolaire provient de la répartition dissymétrique des électrons dans ses liaisons polarisées.

Compléments

• Dans l’eau liquide, les molécules sont associées par de nombreuses liaisons hydrogène, ce qui contribue notamment à son point d’ébullition anormalement élevé.

💡 Astuce mémo

Polarisation → interactions électrostatiques → propriétés particulières de l’eau

📖 18. Bases de thermodynamique

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie interne : Énergie totale d’un système, notamment somme des énergies mécanique et thermique mises en jeu au cours de la transformation.
• Premier principe : aussi appelé principe de conservation de l’énergie, indique que l’énergie se conserve au cours d’une transformation.
• Énergie interne : notée U, correspond à la somme des énergies mécanique et thermique de ses entités microscopiques et s’exprime en joules.

📝 Points essentiels

📐 Formule — L’équation des gaz parfaits est $PV=nRT$, où P est la pression, V le volume, n la quantité de matière, T la température et R la constante des gaz parfaits.

📌 Un système ouvert échange de la matière et de l’énergie avec le milieu extérieur, un système fermé échange seulement de l’énergie, et un système isolé n’échange ni matière ni énergie.

• Les transformations thermodynamiques se définissent ainsi:
  • isotherme : température constante
  • isobare : pression constante
  • isochore : volume constant
  • adiabatique : aucun échange de chaleur avec le milieu extérieur

📌 Une réaction exothermique possède une variation d’enthalpie ΔH négative et dégage de l’énergie dans le milieu extérieur, tandis qu’une réaction endothermique possède une variation d’enthalpie ΔH positive et absorbe de l’énergie.

📐 Formule — La variation d’enthalpie libre vérifie $\Delta G=\Delta H-T\Delta S$ ; si ΔG est négative, la réaction est exergonique et thermodynamiquement possible spontanément dans le sens indiqué, tandis que si ΔG est positive, elle est endergonique et non spontanée dans ce sens.

📌 Une réaction est endothermique lorsque sa variation d’enthalpie est positive, car elle absorbe de l’énergie du milieu extérieur.

📌 Une réaction est exothermique lorsque sa variation d’enthalpie est négative, car elle libère de l’énergie dans le milieu extérieur.

📐 Formule — La variation d’enthalpie standard d’une réaction se calcule par $\Delta H_r^\circ=\sum \nu_i\Delta H_{f,i}^\circ(\text{produits})-\sum \nu_j\Delta H_{f,j}^\circ(\text{réactifs})$.

📌 L’enthalpie standard de formation d’un corps pur simple dans son état standard est nulle, notamment pour O2(g), H2(g), N2(g), Cl2(g) et C(s) graphite.

📌 L’énergie de formation d’une liaison est négative parce que la formation libère de l’énergie, tandis que l’énergie de dissociation est positive parce que la rupture consomme de l’énergie.

📐 Formule — La variation d’entropie standard d’une réaction se calcule par $\Delta S_r^\circ=\sum \nu_iS_i^\circ(\text{produits})-\sum \nu_jS_j^\circ(\text{réactifs})$.

📌 L’entropie mesure le désordre thermodynamique et suit généralement l’ordre $S(\text{solide})<S(\text{liquide})<S(\text{gaz})$.

📐 Formule — La variation d’enthalpie libre se calcule par $\Delta G=\Delta H-T\Delta S$.

💡 Astuce mémo

Ouvert échange matière et énergie, fermé seulement énergie, isolé rien

📊 Tableaux de synthèse

Grandeurs de concentration

Nombres atomiques et nucléaires