Fiche de révision : Atomes et molécules

📋 Plan du Cours

1. Structure quantique de l’atome
2. Atomes polyélectroniques
3. Classification périodique
4. Familles et propriétés chimiques
5. Couche de valence
6. Électronégativité et liaisons
7. Modèle de Lewis
8. Géométrie moléculaire RPEV
9. Orbitales moléculaires et hybridation
10. Complexes de coordination

📖 1. Structure quantique de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Est un entier positif qui définit la couche électronique et le niveau d’énergie de l’électron.
• Nombre quantique secondaire : Définit une sous-couche électronique et peut prendre les valeurs entières de 0 à n−1.

• Nombre quantique magnétique : Définit l’orientation spatiale de l’orbitale et prend 2l+1 valeurs comprises entre −l et +l.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour l’atome d’hydrogène, l’énergie de l’électron vérifie $E\,(\mathrm{eV})=-\frac{13{,}6}{n^2}$.

📌 Le nombre quantique de spin s prend les valeurs +½ et −½, et une orbitale peut contenir au maximum deux électrons de spins opposés.

Compléments

• Les valeurs l = 0, 1, 2 et 3 correspondent respectivement aux sous-couches s, p, d et f.

💡 Astuce mémo

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

📖 2. Atomes polyélectroniques

★ À maîtriser

📌 Le principe de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques n, l, m et s.

📌 La règle de Hund impose de placer d’abord les électrons célibataires dans les orbitales de même énergie 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

• Les capacités maximales des sous-couches s, p et d sont respectivement de 2, 6 et 10 électrons.

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

💡 Astuce mémo

Klechkowski remplit, Hund répartit, Pauli limite

📖 3. Classification périodique

🔑 Notions clés & Définitions

• Période : Correspond à une ligne dont le numéro indique le nombre quantique principal n de la couche externe.
• Groupe : Correspond à une colonne regroupant généralement des éléments ayant le même nombre d’électrons sur leur couche externe.

★ À maîtriser

📌 Les métaux sont généralement conducteurs, ductiles et situés à gauche du tableau périodique, tandis que les non-métaux sont plutôt isolants et situés à droite.

Compléments

• Les blocs s, p, d et f sont nommés selon le type de la dernière sous-couche occupée.

💡 Astuce mémo

Métaux à gauche, non-métaux à droite

📖 4. Familles et propriétés chimiques

★ À maîtriser

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

• Les alcalino-terreux ont une configuration externe ns² et forment généralement des ions divalents comme Ca²⁺ et Mg²⁺.

• Les halogènes ont une configuration externe ns²np⁵, existent sous forme de molécules X₂ stables et gagnent facilement un électron.

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

• Les métaux de transition ont une sous-couche d en cours de remplissage, présentent plusieurs degrés d’oxydation et peuvent former des complexes.

Compléments

• Les chalcogènes ont une configuration externe ns²np⁴ et forment facilement des anions de charge 2−.

📖 5. Couche de valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Couche de valence : Est l’ensemble des sous-couches contenant les électrons de valence, situées dans les sous-couches ns et np de plus grand n pour les blocs s et p.

★ À maîtriser

• Le carbone fondamental possède deux électrons célibataires et un doublet dans sa couche de valence, tandis que son état excité possède quatre électrons célibataires.

Compléments

• L’oxygène possède deux électrons célibataires et deux doublets dans sa couche de valence.

• Le fluor possède un électron célibataire et trois doublets dans sa couche de valence.

📖 6. Électronégativité et liaisons

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Est l’aptitude d’un atome à attirer vers lui le doublet de la liaison qui l’associe à un autre atome.

★ À maîtriser

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

📌 Une liaison covalente résulte d’un partage d’électrons, tandis qu’une liaison ionique résulte d’attractions entre charges après transfert électronique.

Compléments

• Une liaison métallique résulte de la délocalisation de certains électrons dans des bandes d’énergie assurant la cohésion du solide.

💡 Astuce mémo

Covalente : partage ; ionique : transfert

📖 7. Modèle de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

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

📝 Points essentiels

📌 La règle de l’octet décrit la tendance des éléments à s’entourer de huit électrons sur leur couche externe, avec une hypervalence parfois possible à partir de la troisième période.

📌 La règle du duet décrit la tendance de l’hydrogène à s’entourer de deux électrons, comme l’hélium.

💡 Astuce mémo

Octet pour la plupart, duet pour H

📖 8. Géométrie moléculaire RPEV

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie RPEV : Prévoit que les doublets liants et non liants se repoussent et s’organisent pour être le plus éloignés possible.

★ À maîtriser

📌 Dans la théorie RPEV, les liaisons doubles et triples comptent chacune comme une seule région électronique, tandis qu’un doublet non liant est plus volumineux qu’un doublet liant.

📌 L’ordre des répulsions RPEV est doublet non liant–doublet non liant > doublet non liant–liaison > liaison–liaison.

• Dans H₂O, l’atome d’oxygène possède deux liaisons et deux doublets non liants, soit une formule RPEV AX₂E₂ et une géométrie coudée avec un angle H–O–H de 104°45.

Compléments

• Dans BrF₃, la formule RPEV est AX₃E₂ et la géométrie moléculaire est en T dans une géométrie électronique bipyramidale à base triangulaire.

💡 Astuce mémo

Répulsions électroniques → géométrie moléculaire

📖 9. Orbitales moléculaires et hybridation

🔑 Notions clés & Définitions

• Ordre de liaison : L’ordre de liaison d’une molécule est donné par $N=\frac{n-n^*}{2}$, où n est le nombre d’électrons liants et n* le nombre d’électrons antiliants.
• Hybridation : Est la transformation d’orbitales atomiques s, p ou d en orbitales hybrides permettant de prévoir la géométrie autour de l’atome hybridé.

📝 Points essentiels

📌 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.

• La molécule O₂ possède deux électrons célibataires dans ses orbitales antiliantes et est paramagnétique, avec un ordre de liaison égal à 2.

• Dans CH₄, le carbone est hybridé sp³ et la géométrie est tétraédrique avec des angles de 109°28.

• Dans C₂H₄, chaque carbone est hybridé sp², les atomes sont coplanaires et les angles valent 120°; la liaison π empêche la rotation autour de l’axe C–C.

• Dans C₂H₂, chaque carbone est hybridé sp, la géométrie est linéaire avec un angle de 180° et la triple liaison comporte une liaison σ et deux liaisons π.

💡 Astuce mémo

σ localisée et solide ; π diffuse et réactive

📖 10. Complexes de coordination

🔑 Notions clés & Définitions

• Complexe : Résulte de la liaison entre un métal de transition accepteur de doublets et des ligands donneurs de doublets par des liaisons covalentes de coordination.
• Champ cristallin : Décrit la levée de dégénérescence des orbitales d d’un métal de transition sous l’effet de l’approche des ligands.

★ À maîtriser

📌 Un ligand de champ fort vérifie Δ₀ > Eapp et provoque l’appariement avant le remplissage du niveau dγ, tandis qu’un ligand de champ faible vérifie Δ₀ < Eapp.

• Dans [Fe(CN)₆]³⁻, le fer est à l’état d’oxydation +III, les six ligands CN⁻ imposent une géométrie octaédrique et le ligand CN⁻ est de champ fort.

• Un complexe contenant des électrons célibataires est paramagnétique, tandis qu’un complexe dont tous les électrons sont appariés est diamagnétique.

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

Compléments

• La couleur d’un complexe résulte de l’absorption d’un photon lors d’une transition entre les niveaux d issus du dédoublement, et la couleur observée est complémentaire de la longueur d’onde absorbée.

💡 Astuce mémo

Force du ligand → dédoublement → magnétisme et couleur

📊 Tableaux de synthèse

Principales familles du tableau périodique