Fiche de révision : Atomes et molécules

📋 Plan du Cours

1. Structure générale de l’atome
2. Nombres quantiques et orbitales
3. Configurations électroniques
4. Tableau périodique et familles
5. Couche de valence et électronégativité
6. Types de liaisons chimiques
7. Modèle de Lewis et covalence
8. Géométrie moléculaire RPEV
9. Orbitales moléculaires et hybridation
10. Complexes et champ cristallin

📖 1. Structure générale 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 : Représente un volume de l’espace dans lequel la probabilité de présence d’un électron est maximale, une surface limite englobant environ 95 % de chances de trouver cet électron.

★ À maîtriser

📌 Le noyau, chargé positivement et contenant l’essentiel de la masse, est responsable des propriétés physiques de l’atome, tandis que le nuage électronique, chargé négativement, est responsable de ses propriétés chimiques.

Compléments

• L’équation de Schrödinger, associée à Erwin Schrödinger (1887-1961), permet une description électronique de l’atome.

💡 Astuce mémo

Noyau positif et massif, nuage électronique négatif et chimique

📖 2. Nombres quantiques et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Le nombre quantique principal n définit la couche électronique et le niveau d’énergie de l’électron, avec n entier positif égal à 1, 2, 3

★ À maîtriser

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

📌 Le nombre quantique secondaire l définit une sous-couche et peut prendre les valeurs entières de 0 à n−1, avec l=0 pour s, l=1 pour p, l=2 pour d et l=3 pour f.

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

Compléments

📌 Le nombre quantique magnétique m définit l’orientation spatiale de l’orbitale et prend 2l+1 valeurs comprises entre −l et +l.

💡 Astuce mémo

n-l-m-s : niveau, forme, orientation, spin

📖 3. Configurations électroniques

★ 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 croissant de remplissage est:
  1. 1s
  2. 2s
  3. 2p
  4. 3s
  5. 3p
  6. 4s
  7. 3d
  8. 4p
  9. 5s
  10. 4d

Compléments

• L’atome d’azote possède sept électrons et sa configuration électronique fondamentale est 1s2 2s2 2p3.

💡 Astuce mémo

Klechkowski remplit, Pauli limite, Hund répartit

📖 4. Tableau périodique et familles

🔑 Notions clés & Définitions

• Tableau périodique : Classe les éléments par numéros atomiques croissants, les lignes correspondant aux périodes et les colonnes aux groupes.

★ À maîtriser

• Le nombre de période correspond au nombre quantique principal n de la couche externe, tandis que les éléments d’un même groupe possèdent généralement le même nombre d’électrons sur leur couche externe.

📌 Les métaux sont généralement situés à gauche du tableau, conducteurs, ductiles et susceptibles de former des ions positifs, tandis que les non-métaux sont plutôt à droite, mauvais conducteurs et susceptibles de former des ions négatifs.

• Les alcalins ont une configuration externe ns1, les alcalino-terreux ns2, les chalcogènes ns2np4, les halogènes ns2np5 et les gaz nobles ns2np6, à l’exception de l’hélium pour lequel la couche externe est 1s2.

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 existe sous forme Br2.

💡 Astuce mémo

Métaux à gauche, non-métaux à droite

📖 5. Couche de valence et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

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

★ À maîtriser

• Dans l’état excité 1s2 2s1 2p3, le carbone possède quatre électrons célibataires, ce qui permet de décrire quatre liaisons autour du carbone.

• Le fluor est l’élément le plus électronégatif et l’ordre des premiers termes est F > O > N ≈ Cl.

Compléments

• Le carbone fondamental possède la configuration 1s2 2s2 2p2, soit deux électrons célibataires et un doublet dans sa couche de valence.

💡 Astuce mémo

Électrons de valence → liaisons et réactivité

📖 6. Types de liaisons chimiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Résulte de la mise en commun d’électrons entre deux atomes, identiques dans une covalence pure ou d’électronégativités différentes dans une liaison iono-covalente.
• Liaison métallique : Assure la cohésion du solide par la délocalisation de certains électrons dans des bandes d’énergie.

📝 Points essentiels

📌 Les liaisons fortes comprennent les liaisons covalente, ionique et métallique, tandis que les interactions hydrogène et Van der Waals sont faibles et ne sont pas développées dans ce cours.

💡 Astuce mémo

Mise en commun covalente, transfert ionique, délocalisation métallique

📖 7. Modèle de Lewis et covalence

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Lewis : Gilbert Lewis, 1875-1946 — Représente une liaison covalente comme la mise en commun par deux atomes d’une ou plusieurs paires d’électrons afin d’atteindre la configuration du gaz rare le plus proche.

★ À maîtriser

• Dans une liaison covalente normale, chaque atome fournit un électron, tandis que dans une liaison covalente de coordination les deux électrons de la liaison proviennent du même atome donneur.

• La règle de l’octet traduit la tendance des éléments à s’entourer de huit électrons de valence, tandis que l’hydrogène suit la règle du duet et tend à s’entourer de deux électrons.

• Une liaison sigma résulte d’un recouvrement axial d’orbitales, tandis qu’une liaison pi résulte d’un recouvrement latéral de deux orbitales p après formation de la liaison sigma.

Compléments

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

💡 Astuce mémo

Duet/octet → doublets → liaisons σ et π

📖 8. Géométrie moléculaire RPEV

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie RPEV : Développée par Ronald Gillespie et Ronald Nyholm en 1957, prévoit que les doublets liants et non liants se repoussent afin de s’écarter au maximum dans l’espace.

★ À maîtriser

📌 Dans la théorie RPEV, les liaisons doubles et triples sont comptées comme une seule direction de liaison, tandis que les doublets non liants occupent un volume plus important qu’une liaison.

• L’ordre des répulsions décroissantes entre doublets est DnL-DnL > DnL-L > L-L, et les répulsions sont d’autant plus fortes que l’angle est fermé.

• Dans H2O, la formule RPEV est AX2E2, la géométrie électronique est tétraédrique et la disposition des atomes est coudée avec un angle HOH de 104°45.

Compléments

• Dans BrF3, la formule RPEV est AX3E2, la géométrie électronique est une bipyramide à base triangulaire et la molécule adopte une forme en T.

💡 Astuce mémo

Doublets non liants plus répulsifs que les liaisons

📖 9. Orbitales moléculaires et hybridation

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitales moléculaires : Hund et Mulliken, 1926 — Résultent de la combinaison linéaire d’orbitales atomiques et contiennent les électrons de la molécule.
• Hybridation : Transforme des orbitales atomiques s, p ou d en orbitales hybrides sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2 ou d2sp3 et permet de prédire la géométrie autour de l’atome hybridé.

★ À maîtriser

📌 Les orbitales moléculaires liantes σ et π stabilisent la liaison, tandis que les orbitales anti-liantes σ* et π* la déstabilisent et sont plus énergétiques.

📐 Formule — 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 anti-liants.

• Dans O2, l’ordre de liaison vaut 2 et deux électrons célibataires rendent la molécule paramagnétique.

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

• Dans C2H4, chaque carbone est hybridé sp2, la géométrie est trigonale plane à 120° et la liaison pi provient d’une orbitale p non hybridée.

Compléments

• Dans C2H2, chaque carbone est hybridé sp, la géométrie est linéaire à 180° et deux liaisons pi complètent les deux liaisons sigma.

💡 Astuce mémo

Recouvrement des OA → OM liantes ou anti-liantes → stabilité

📖 10. Complexes et champ cristallin

🔑 Notions clés & Définitions

• Complexe : Résulte de la liaison entre un atome ou ion de métal de transition, accepteur de doublets, et des ligands donneurs de doublets par des liaisons covalentes de coordination.
• Théorie du champ cristallin : Décrit la levée de dégénérescence des cinq orbitales d du métal de transition sous l’effet des ligands et définit une énergie de dédoublement Δ0.

★ À maîtriser

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

📌 Un ligand de champ fort vérifie Δ0 > Eapp et provoque l’appariement avant le remplissage du niveau supérieur, tandis qu’un ligand de champ faible vérifie Δ0 < Eapp et favorise d’abord les électrons célibataires.

• Dans [Fe(CN)6]3−, les six ligands CN− sont de champ fort, le fer est Fe3+ et le complexe adopte une hybridation d2sp3.

• La couleur d’un complexe provient de l’absorption d’un photon lors d’une transition d-d entre niveaux séparés par Δ0, et la couleur observée est complémentaire de la longueur d’onde absorbée.

📐 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

• Dans [Fe(H2O)6]2+, H2O est un ligand de champ faible, le fer est Fe2+ et l’hybridation adoptée est sp3d2.

💡 Astuce mémo

Champ fort apparie, champ faible conserve les électrons célibataires

📊 Tableaux de synthèse

Principales familles du tableau périodique

Hybridations et géométries