Fiche de révision : Atomes et molécules

📋 Plan du Cours

1. Structure quantique de l’atome
2. Orbitales et nombres quantiques
3. Configurations électroniques
4. Tableau périodique et propriétés
5. Valence et électronégativité
6. Liaisons covalentes et Lewis
7. Géométrie moléculaire RPEV
8. Orbitales moléculaires et hybridation
9. 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’électrons.

📝 Points essentiels

• Le noyau contient les protons et les neutrons, concentre la masse de l’atome 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 et conduit à quatre nombres quantiques : $n$, $\ell$, $m_\ell$ et $m_s$.

💡 Astuce mémo

n-l-m- ms : couche, sous-couche, orientation, spin

📖 2. Orbitales et nombres quantiques

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour l’atome d’hydrogène, l’énergie d’une couche principale vérifie $E=-\frac{13{,}6}{n^2}\ \text{eV}$.

• Le nombre quantique principal $n$ désigne la couche électronique et peut prendre les valeurs entières 1, 2, 3, etc., correspondant notamment aux couches K, L et M.

• Le nombre quantique secondaire $\ell$ varie de 0 à $n-1$ et définit les sous-couches s, p, d et f.

Compléments

• Une orbitale atomique est un volume dans lequel l’électron a 95 % de chances de se trouver, et sa taille augmente lorsque $n$ augmente.

💡 Astuce mémo

Un nuage électronique contenant l’électron à 95 % autour du noyau

📖 3. Configurations électroniques

★ 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 les orbitales dégénérées d’une sous-couche avec un électron célibataire chacune avant de les compléter par un deuxième électron.

• 🔄 La séquence 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 du fer de numéro atomique 26 est $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^6$, soit $[Ar]4s^2 3d^6$ sous forme réduite.

💡 Astuce mémo

K en premier, puis Hund, Pauli et Klechkowski

📖 4. Tableau périodique et propriétés

★ À maîtriser

• Le tableau périodique classe les éléments par numéro atomique croissant ; ses lignes sont les périodes et ses colonnes les groupes. — Mendeliev, 1838 – 1907

📌 Les éléments d’un même groupe ont généralement des configurations électroniques externes similaires, ce qui leur confère des propriétés et des réactivités proches.

• Les alcalins ont une configuration externe ns1, les alcalino-terreux ns2, les chalcogènes ns2 np4, les halogènes ns2 np5 et les gaz rares ns2 np6.

Compléments

• Les exceptions de configuration des métaux de transition comprennent le chrome $4s^1 3d^5$, le molybdène $5s^1 4d^5$, le cuivre $4s^1 3d^{10}$, l’argent $5s^1 4d^{10}$ et l’or $6s^1 5d^{10}$.

💡 Astuce mémo

Métaux à gauche : donnent des électrons ; non-métaux à droite : les captent

📖 5. Valence et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Couche de valence : La dernière couche principale d’un atome et qui détermine largement ses propriétés d’association en molécules.
• Électronégativité : L’aptitude d’un atome à attirer vers lui le doublet d’électrons lors de la formation d’une liaison.

★ À maîtriser

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

• L’électronégativité augmente globalement de la gauche vers la droite et du bas vers le haut du tableau périodique, le fluor étant l’élément le plus électronégatif.

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

📝 Points essentiels

📌 La règle du duet concerne principalement H et He, qui cherchent à posséder deux électrons dans leur couche 1s, tandis que la règle de l’octet concerne surtout C, N, O et F.

📌 Une liaison σ résulte d’un recouvrement axial et constitue toujours la première liaison d’une liaison multiple, tandis qu’une liaison π résulte d’un recouvrement latéral de deux orbitales p.

💡 Astuce mémo

Liaison normale : partage ; liaison dative : un seul donneur

📖 7. Géométrie moléculaire RPEV

🔑 Notions clés & Définitions

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

📝 Points essentiels

📌 Dans la théorie RPEV, l’ordre des répulsions est doublet non liant–doublet non liant supérieur à doublet non liant–liaison, lui-même supérieur à liaison–liaison.

📐 Formule — La notation RPEV d’une molécule s’écrit $AX_nE_m$, où A est l’atome central, X les atomes liés, E les doublets non liants et $p=n+m$ le nombre total de domaines électroniques.

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

💡 Astuce mémo

Répulsions électroniques → espacement maximal → géométrie moléculaire

📖 8. Orbitales moléculaires et hybridation

🔑 Notions clés & Définitions

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

★ À maîtriser

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

📐 Formule — L’ordre de liaison est donné par $N=\frac{n_{\text{liantes}}-n_{\text{antil iantes}}}{2}$, et une valeur nulle signifie que la molécule ne se forme pas.

• Les hybridations sp, sp2 et sp3 correspondent respectivement à des géométries linéaire, trigonale plane et tétraédrique.

Compléments

• Le dioxygène possède deux électrons célibataires, ce qui le rend paramagnétique, et son ordre de liaison vaut 2.

💡 Astuce mémo

Orbitale liante : stabilise ; orbitale anti-liante : déstabilise

📖 9. Complexes de coordination

🔑 Notions clés & Définitions

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

★ À maîtriser

📌 Dans une liaison de coordination, le métal est l’accepteur du doublet et les ligands sont les donneurs ; les ligands peuvent être anioniques ou neutres.

📌 Un champ fort favorise le bas spin en remplissant d’abord les orbitales dε, tandis qu’un champ faible favorise le haut spin en respectant davantage la règle de Hund.

📐 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.

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

Compléments

• Les ligands sont classés ainsi:
  • Champ fort : CN−
  • Champ fort : CO
  • Champ faible : H2O
  • Champ faible : Cl−
  • Champ faible : Br−
  • Champ faible : I−

💡 Astuce mémo

Champ fort : bas spin ; champ faible : haut spin

📊 Tableaux de synthèse

Principales géométries RPEV

Ligands et champ cristallin