Fiche de révision : Atomes et molécules

📋 Plan du Cours

1. Structure quantique de l’atome
2. Orbitales et nombres quantiques
3. Configuration électronique
4. Tableau périodique et propriétés
5. Valence et électronégativité
6. Liaisons covalentes et Lewis
7. Géométrie moléculaire RPEV
8. Orbitales moléculaires
9. Hybridation et géométrie
10. 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 et constituée d’un noyau entouré d’un nuage électronique.
• Orbitale atomique : Un volume de l’espace contenant l’électron avec 95 % de probabilité.

📝 Points essentiels

📌 Le noyau, constitué de protons et de neutrons, concentre l’essentiel de la masse et porte une charge positive, tandis que les électrons portent une charge négative et déterminent les propriétés chimiques.

• L’équation de Schrödinger décrit le mouvement de l’électron autour du noyau et conduit aux quatre nombres quantiques n, ℓ, mℓ et ms.

📖 2. Orbitales et nombres quantiques

📝 Points essentiels

• Le nombre quantique principal n prend les valeurs entières 1, 2, 3 et suivantes et définit la couche principale K, L, M, N et suivantes.

• Le nombre quantique secondaire ℓ varie de 0 à n − 1 et définit la sous-couche s, p, d ou f.

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

• Une sous-couche s possède une orbitale sphérique, une sous-couche p possède trois orbitales orientées selon x, y et z, et une sous-couche d possède cinq orbitales.

💡 Astuce mémo

n → ℓ → mℓ → ms : couche, sous-couche, orientation, spin

📖 3. Configuration électronique

★ À maîtriser

📌 Le principe d’exclusion de Pauli impose qu’une orbitale contienne au maximum deux électrons de spins opposés.

📌 La règle de Hund impose de remplir d’abord toutes les orbitales d’une même sous-couche par un électron célibataire avant de les compléter par un second électron.

• 🔄 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

• La configuration électronique de l’azote, de numéro atomique Z = 7, est 1s² 2s² 2p³.

• La configuration électronique du fer, de numéro atomique Z = 26, est [Ar] 4s² 3d⁶, avec la sous-couche 4s considérée avant 3d dans l’ordre de remplissage.

💡 Astuce mémo

PHK : Pauli, Hund, Klechkowski

📖 4. Tableau périodique et propriétés

★ À maîtriser

• Le tableau périodique, créé par Mendeliev, classe les éléments par numéro atomique Z croissant ; ses lignes sont les périodes et ses colonnes les groupes.

📌 Les éléments d’un même groupe possèdent une configuration similaire de leur couche externe et présentent généralement des propriétés et des réactivités similaires.

📌 Les métaux, situés principalement à gauche du tableau sauf l’hydrogène, conduisent bien la chaleur et l’électricité et forment facilement des ions positifs, tandis que les non-métaux conduisent mal et forment souvent des ions négatifs.

• Les alcalins ont une configuration externe ns¹, les alcalino-terreux ns², les chalcogènes ns²np⁴, les halogènes ns²np⁵ et les gaz rares ns²np⁶.

• Les principales exceptions sont:

  • chrome Cr : 4s¹3d⁵
  • molybdène Mo : 5s¹4d⁵
  • cuivre Cu : 4s¹3d¹⁰
  • argent Ag : 5s¹4d¹⁰
  • Au : 6s¹5d¹⁰

Compléments

• Le mercure est le seul métal liquide à pression standard et 25 °C, tandis que le brome est l’unique non-métal liquide dans ces conditions.

💡 Astuce mémo

Métaux à gauche, non-métaux à droite

📖 5. Valence et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Couche de valence : La dernière couche principale d’un atome et détermine sa capacité à former des molécules.
• Électronégativité : L’aptitude d’un atome à attirer vers lui le doublet d’électrons d’une liaison.

★ À maîtriser

• Les électrons de valence sont les électrons qui participent aux liaisons entre les atomes.

• L’électronégativité augmente globalement de gauche à droite et de bas en haut du tableau périodique ; le fluor est l’élément le plus électronégatif et les gaz rares n’ont pas d’électronégativité.

Compléments

• Un atome monovalent possède un électron célibataire, un atome divalent en possède deux, un atome trivalent trois et un atome tétravalent quatre.

💡 Astuce mémo

Couche de valence → liaisons et propriétés chimiques

📖 6. Liaisons covalentes et Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente normale : La mise en commun d’une paire d’électrons entre deux atomes.

• Liaison dative : Une liaison covalente dans laquelle un atome donne un doublet non liant à un autre atome possédant une orbitale vide.

📝 Points essentiels

📌 La règle du duet s’applique à l’hydrogène et à l’hélium, qui tendent à remplir leur couche 1s avec deux électrons, tandis que la règle de l’octet concerne principalement C, N, O et F.

📌 Une liaison σ résulte d’un recouvrement axial et constitue toujours une liaison simple, tandis qu’une liaison π résulte d’un recouvrement latéral de deux orbitales p et apparaît dans les liaisons multiples.

💡 Astuce mémo

σ axiale, π latérale

📖 7. Géométrie moléculaire RPEV

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie RPEV : Détermine la géométrie moléculaire en supposant que les liaisons et les doublets non liants s’éloignent au maximum autour de l’atome central.

★ À maîtriser

📌 En RPEV, les répulsions suivent l’ordre doublet non liant–doublet non liant > doublet non liant–liaison > liaison–liaison.

• La notation RPEV d’une molécule est AXₙEₘ, où A est l’atome central, Xₙ représente les liaisons et Eₘ les doublets non liants, avec p = n + m.

• L’eau possède la notation RPEV AX₂E₂ et une géométrie coudée avec un angle H–O–H d’environ 104,45°.

Compléments

• Les géométries associées à AX₂, AX₃, AX₄, AX₅ et AX₆ sont respectivement linéaire, triangulaire plane, tétraédrique, bipyramide à base triangulaire et bipyramide à base carrée.

💡 Astuce mémo

Répulsions électroniques → espacement maximal → géométrie

📖 8. Orbitales moléculaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale moléculaire : Un volume contenant la paire d’électrons d’une liaison avec 95 % de probabilité, obtenu par combinaison linéaire d’orbitales atomiques.

★ À maîtriser

📌 Une orbitale moléculaire liante stabilise la liaison, tandis qu’une orbitale anti-liante, d’énergie plus élevée, la déstabilise.

📐 Formule — L’ordre de liaison est donné par $N = \frac{n_{\mathrm{liantes}} - n_{\mathrm{antil liantes}}}{2}$ ; si N = 0, la molécule n’existe pas.

• Le dioxygène O₂ possède deux électrons célibataires, il est paramagnétique et son ordre de liaison vaut 2.

Compléments

📌 Les électrons remplissent les orbitales moléculaires par énergie croissante, avec deux électrons au maximum par orbitale et selon la règle de Hund en cas d’orbitales dégénérées.

💡 Astuce mémo

Orbitale liante stabilise, orbitale anti-liante déstabilise

📖 9. Hybridation et géométrie

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation : La combinaison d’orbitales atomiques s, p ou d produisant de nouvelles orbitales adaptées à la géométrie moléculaire.

★ À maîtriser

• L’hybridation sp produit une géométrie linéaire, l’hybridation sp² une géométrie trigonale plane à 120° et l’hybridation sp³ une géométrie tétraédrique.

• Dans le méthane CH₄, le carbone est hybridé sp³ et forme quatre liaisons covalentes avec les hydrogènes.

Compléments

📌 Dans une double liaison, la liaison π empêche la rotation autour de la liaison et peut conduire à des isomères Z et E.

💡 Astuce mémo

sp linéaire, sp² plane, sp³ tétraédrique

📖 10. Complexes de coordination

🔑 Notions clés & Définitions

• Complexe : Une association entre un ion métallique central, généralement un élément de transition, et des ligands fournissant des doublets non liants.

📝 Points essentiels

• Les ligands peuvent être anioniques comme Cl⁻, F⁻ et CN⁻, ou neutres comme H₂O, NH₃ et CO.

📌 Un champ fort provoque un état bas spin en favorisant l’appariement dans les orbitales dε, tandis qu’un champ faible provoque un état haut spin en favorisant l’occupation séparée des orbitales d.

• Les ligands CN⁻, CO et NH₃ sont à champ fort, tandis que H₂O, Cl⁻, Br⁻ et I⁻ sont à champ faible.

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

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

💡 Astuce mémo

Champ fort : bas spin ; champ faible : haut spin

📊 Tableaux de synthèse

Familles du tableau périodique

Hybridation et géométrie