Fiche de révision : Atomes et molécules en chimie

📋 Plan du Cours

1. Structure et nombres quantiques
2. Configurations électroniques polyélectroniques
3. Tableau périodique et familles
4. Couches de valence
5. Électronégativité et polarité
6. Types de liaisons chimiques
7. Modèle de Lewis et octet
8. Géométrie moléculaire RPEV
9. Orbitales moléculaires et hybridation
10. Complexes et champ cristallin

📖 1. Structure et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : La plus petite partie d’un élément existant à l’état non combiné, électriquement neutre et constituée d’un noyau de protons et de neutrons entouré d’un nuage électronique.
• Nombre quantique principal : Le nombre quantique principal n définit la couche électronique et correspond au niveau d’énergie de l’électron ; il prend les valeurs entières positives n = 1, 2, 3

📝 Points essentiels

📌 Pour un nombre quantique secondaire l donné, le nombre quantique magnétique m prend les valeurs entières comprises entre -l et +l, soit 2l + 1 orientations orbitalaires.

• Le nombre quantique de spin s prend les valeurs +1/2 et −1/2, et chaque orbitale peut contenir au maximum deux électrons de spins opposés.

📐 Formule — Dans l’atome d’hydrogène, l’énergie d’un niveau électronique vérifie $E\,(\mathrm{eV}) = -\frac{13{,}6}{n^2}$. — Erwin Schrödinger, 1887-1961

📖 2. Configurations électroniques 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 avec des spins parallèles avant de les apparier.

• 🔄 L’ordre de remplissage des sous-couches 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 contient au maximum 2 électrons, une sous-couche p 6 électrons et une sous-couche d 10 électrons.

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

💡 Astuce mémo

Klechkowski remplit les sous-couches dans l’ordre croissant d’énergie

📖 3. Tableau périodique et familles

🔑 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 possédant le même nombre d’électrons sur leur couche externe.

★ À maîtriser

📌 Les métaux, situés principalement à gauche du tableau périodique, conduisent la chaleur et l’électricité, sont ductiles et tendent à former des ions positifs, tandis que les non-métaux sont plutôt isolants et tendent à former des ions négatifs.

• Les alcalins ont une configuration externe ns¹ sauf l’hydrogène, les alcalino-terreux ns², les chalcogènes ns²np⁴, les halogènes ns²np⁵ et les gaz nobles ns²np⁶.

Compléments

• Le mercure est le seul métal liquide à pression standard et à 25 °C, tandis que le brome est le seul non-métal liquide dans ces conditions et se trouve sous forme Br₂.

💡 Astuce mémo

Métaux à gauche, non-métaux à droite

📖 4. Couches de valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Couche de valence : Regroupe les électrons situés dans les sous-couches ns et np correspondant à la plus grande valeur de n pour les éléments des blocs s et p.

★ À maîtriser

• L’atome de carbone à l’état fondamental possède la configuration 1s²2s²2p², soit deux électrons célibataires et un doublet dans sa couche de valence. — Gilbert Lewis, 1875-1946

Compléments

• Dans l’état excité, le carbone possède la configuration 1s²2s¹2p³ et quatre électrons célibataires, ce qui permet de décrire une structure tétraédrique à quatre liaisons.

• L’oxygène possède deux électrons célibataires et deux doublets dans sa couche de valence, tandis que le fluor possède un électron célibataire et trois doublets.

📖 5. Électronégativité et polarité

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : 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 des premières électronégativités est F > O > N ≈ Cl.

Compléments

• L’électronégativité augmente globalement dans le tableau périodique en direction du fluor et influence la réactivité des molécules.

💡 Astuce mémo

L’électronégativité augmente globalement vers le fluor

📖 6. Types de liaisons chimiques

★ À maîtriser

📌 Une liaison covalente pure résulte du partage d’électrons entre atomes identiques, une liaison ionique résulte d’attractions entre charges et une liaison métallique implique des électrons délocalisés dans des bandes d’énergie.

Compléments

• Une liaison iono-covalente ou mixte possède simultanément un caractère ionique et un caractère covalent, comme la liaison H–Cl entre atomes d’électronégativités différentes.

💡 Astuce mémo

Covalente : partage ; ionique : attraction de charges

📖 7. Modèle de Lewis et octet

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Gilbert Lewis, 1875-1946 — Se forme lorsque deux atomes mettent en commun une ou plusieurs paires d’électrons, chaque atome fournissant un électron par paire.

★ À maîtriser

📌 Dans une liaison covalente de coordination, les deux électrons de la liaison proviennent du même atome donneur de doublet, tandis que l’autre atome est accepteur.

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

Compléments

• Les éléments à partir de la troisième période peuvent parfois dépasser huit électrons de valence, phénomène appelé hypervalence, comme le phosphore dans PCl₅ avec dix électrons autour de lui.

📖 8. Géométrie moléculaire RPEV

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie RPEV : R Gillespie et RS Nyholm, 1957 — Prévoit que les doublets liants et non liants se repoussent afin de s’éloigner au maximum dans l’espace.

★ À maîtriser

📌 Dans la méthode RPEV, les liaisons doubles et triples sont comptées comme une seule liaison, tandis que les doublets non liants occupent un volume électronique plus important.

• L’ordre des répulsions RPEV est DnL–DnL > DnL–L > L–L, et une répulsion est d’autant plus forte que l’angle entre les domaines est fermé.

• 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 de bipyramide à base triangulaire et une géométrie moléculaire en T.

💡 Astuce mémo

Répulsions électroniques → éloignement maximal des doublets

📖 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.

★ À maîtriser

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

• Les orbitales moléculaires liantes σ et π stabilisent la liaison, tandis que les orbitales antiliantes σ* et π* la déstabilisent. — Hund et Mulliken, Combinaison Linéaire des Orbitales Atomiques, 1926

📌 Les orbitales participant aux recouvrements σ et les doublets non liants peuvent s’hybrider, tandis que les orbitales participant aux recouvrements π restent non hybridées.

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

• 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.

Compléments

• La molécule O₂ possède deux électrons célibataires, un ordre de liaison égal à 2 et des propriétés paramagnétiques.

• Dans l’acétylène C₂H₂, chaque carbone est hybridé sp, la géométrie est linéaire à 180° et la liaison multiple comprend une liaison σ et deux liaisons π.

💡 Astuce mémo

OM liantes stabilisent, OM antiliantes déstabilisent

📖 10. Complexes et champ cristallin

🔑 Notions clés & Définitions

• Complexe : Résulte de la liaison entre un métal de transition central, accepteur de doublets, et des ligands donneurs de doublets par des liaisons covalentes de coordination.
• Champ cristallin : La levée de dégénérescence des orbitales d d’un métal de transition sous l’effet de l’approche des ligands, avec une séparation énergétique Δ₀.

★ À maîtriser

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

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

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

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

Compléments

• La couleur d’un complexe résulte de l’absorption d’un photon lors d’une transition d–d, et la couleur observée est complémentaire de la longueur d’onde absorbée.

💡 Astuce mémo

Force du ligand → séparation Δ₀ → appariement et magnétisme

📊 Tableaux de synthèse

Familles principales du tableau périodique