Fiche de révision : Atomes et molécules

📋 Plan du Cours

1. Structure quantique de l’atome
2. Configurations électroniques polyélectroniques
3. Tableau périodique et propriétés
4. Couche de valence et électronégativité
5. Types de liaisons et modèle de Lewis
6. Géométrie moléculaire par la RPEV
7. Orbitales moléculaires et hybridation
8. Complexes de coordination

📖 1. Structure quantique de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : La plus petite partie d’un élément existant à l’état non combiné, électriquement neutre, constituée d’un noyau chargé positivement et d’un nuage électronique chargé négativement.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour l’atome d’hydrogène, l’énergie électronique vérifie $E\,(\mathrm{eV}) = -\frac{13{,}6}{n^2}$, où n est le nombre quantique principal.

• Le nombre quantique principal n définit la couche électronique et peut prendre les valeurs entières positives 1, 2, 3, etc., également désignées par K, L, M

📌 Le nombre quantique secondaire l vérifie 0 ≤ l ≤ n − 1 et associe l = 0, 1, 2, 3 aux sous-couches s, p, d, f.

Compléments

📌 Le nombre quantique magnétique m décrit l’orientation spatiale de l’orbitale et prend 2l + 1 valeurs comprises entre −l et +l, tandis que le spin s vaut +½ ou −½.

💡 Astuce mémo

n → l → m → s : énergie, forme, orientation, spin

📖 2. Configurations électroniques polyélectroniques

★ À maîtriser

📌 Le principe d’exclusion de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques et limite chaque orbitale à deux électrons de spins opposés.

📌 La règle de Hund impose de placer d’abord les électrons célibataires dans les orbitales de même énergie avec des spins parallèles avant de les apparier.

• 🔄 L’ordre de remplissage est:
  1. 1s
  2. 2s
  3. 2p
  4. 3s
  5. 3p
  6. 4s
  7. 3d
  8. 4p
  9. 5s
  10. 4d

Compléments

• Une sous-couche s peut contenir 2 électrons, une sous-couche p 6 électrons et une sous-couche d 10 électrons.

• La configuration électronique fondamentale de l’azote, qui possède 7 électrons, est 1s² 2s² 2p³.

💡 Astuce mémo

Pauli puis Hund, selon Klechkowski

📖 3. Tableau périodique et propriétés

🔑 Notions clés & Définitions

• Période : Une ligne du tableau périodique dont le numéro correspond au nombre quantique principal n de la couche externe.
• Groupe : Une colonne du tableau périodique regroupant généralement des éléments ayant le même nombre d’électrons sur leur couche externe.

★ À maîtriser

• Les métaux sont principalement situés à gauche du tableau périodique, conduisent la chaleur et l’électricité, sont ductiles et ont tendance à former des ions positifs.

• Les alcalins ont une configuration externe ns¹, cèdent facilement leur électron de valence et forment des ions monovalents comme Na⁺ et K⁺.

• Les halogènes ont une configuration externe ns²np⁵, existent sous forme de molécules X₂ stables et gagnent facilement un électron pour atteindre la configuration d’un gaz noble.

Compléments

• Les gaz nobles ont une couche externe remplie, de configuration ns²np⁶ sauf l’hélium, et sont habituellement chimiquement inertes.

💡 Astuce mémo

Métaux à gauche, non-métaux à droite

📖 4. Couche de valence et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Couche de valence : Pour les éléments des blocs s et p, les électrons situés dans les sous-couches ns et np de plus grand n.
• Électronégativité : L’aptitude d’un atome à attirer vers lui le doublet de la liaison qui l’associe à un autre atome.

📝 Points essentiels

• Le carbone à l’état excité possède la configuration 1s² 2s¹ 2p³ et quatre électrons célibataires, ce qui permet de décrire ses quatre liaisons dans une structure tétraédrique.

• Le fluor est l’élément le plus électronégatif et l’ordre qualitatif donné est F > O > N ≈ Cl.

💡 Astuce mémo

Couche externe → liaisons et réactivité

📖 5. Types de liaisons et modèle de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : La mise en commun par deux atomes d’une paire d’électrons dont chacun fournit un électron.
• Liaison de coordination : Une liaison dont les deux électrons proviennent du même atome donneur.

📝 Points essentiels

📌 Une liaison covalente résulte de la mise en commun d’électrons, une liaison ionique d’attractions entre ions, et une liaison métallique de la délocalisation d’électrons dans des bandes d’énergie.

📌 La règle de l’octet décrit la tendance des éléments à s’entourer de 8 électrons de valence, tandis que l’hydrogène suit la règle du duet avec 2 électrons.

💡 Astuce mémo

Partage d’électrons : covalente ; transfert : ionique

📖 6. Géométrie moléculaire par la RPEV

🔑 Notions clés & Définitions

• RPEV : R Gillespie et RS Nyholm, 1957 — Les doublets liants et non liants autour de l’atome central se repoussent et s’organisent pour être le plus éloignés possible.

★ À maîtriser

📌 Dans la théorie RPEV, les répulsions suivent l’ordre DnL-DnL > DnL-L > L-L, et les liaisons doubles ou triples comptent comme une seule liaison pour déterminer la géométrie.

• La molécule H₂O est de type AX₂E₂, possède une géométrie électronique tétraédrique et une géométrie moléculaire coudée avec un angle H–O–H de 104°45.

Compléments

• La molécule BrF₃ est de type AX₃E₂, possède une géométrie électronique bipyramidale à base triangulaire et une géométrie moléculaire en T.

💡 Astuce mémo

Les doublets s’écartent autour de l’atome central

📖 7. Orbitales moléculaires et hybridation

🔑 Notions clés & Définitions

• Ordre de liaison : Dans la théorie des orbitales moléculaires, l’ordre de liaison est $N=\frac{n-n^*}{2}$, où n est le nombre d’électrons liants et n* le nombre d’électrons antiliants.
• Hybridation : Transforme des orbitales atomiques s, p ou d en orbitales hybrides permettant de prévoir la géométrie autour de l’atome hybridé.

★ À maîtriser

📌 Une liaison σ résulte d’un recouvrement axial d’orbitales, tandis qu’une liaison π résulte d’un recouvrement latéral de deux orbitales p parallèles après formation de la liaison σ.

• La molécule O₂ possède deux électrons célibataires, est paramagnétique et a un ordre de liaison égal à 2.

• Dans le méthane CH₄, une orbitale 2s et trois orbitales 2p du carbone donnent quatre orbitales hybrides sp³ orientées selon une géométrie tétraédrique d’angle 109°28.

Compléments

• Dans l’éthylène C₂H₄, chaque carbone est hybridé sp², de géométrie trigonale plane à 120°, et la liaison π empêche la rotation autour de l’axe C–C.

💡 Astuce mémo

σ axial et localisée, π latérale et réactive

📖 8. Complexes de coordination

🔑 Notions clés & Définitions

• Complexe : La liaison entre un métal de transition accepteur de doublets et des ligands donneurs de doublets par des liaisons covalentes de coordination.

★ À maîtriser

📌 Un ligand à champ fort vérifie Δ₀ > Eapp et provoque l’appariement dans le niveau dε avant le remplissage de dγ, tandis qu’un ligand à champ faible vérifie Δ₀ < Eapp et favorise d’abord le remplissage de dγ.

• Dans [Fe(CN)₆]³⁻, le fer est au degré d’oxydation +III, les six ligands CN⁻ forment un complexe octaédrique et le ligand CN⁻ est à champ fort.

📌 Un complexe possédant des électrons célibataires est paramagnétique, tandis qu’un complexe dont tous les électrons du métal sont appariés est diamagnétique.

Compléments

📐 Formule — Le moment magnétique d’un complexe paramagnétique vérifie $\mu=\mu_B\sqrt{n(n+2)}$, où n est le nombre d’électrons célibataires.

• La couleur d’un complexe dépend de l’absorption d’un photon lors d’une transition d-d entre les niveaux dε et dγ, la couleur observée étant complémentaire de la longueur d’onde absorbée.

💡 Astuce mémo

Force du ligand → écart Δ₀ → remplissage et magnétisme

📊 Tableaux de synthèse

Familles du tableau périodique

Hybridations et géométries