Fiche de révision : Atomes, molécules et complexes

📋 Plan du Cours

1. Structure et grandeurs de l’atome
2. Modèles et configuration électroniques
3. Classification et stabilité périodique
4. Liaisons et géométrie moléculaires
5. Orbitales moléculaires et hybridation
6. Complexes et champ cristallin
7. Interactions électrostatiques et hydrogène
8. Interactions hydrophobes

📖 1. Structure et grandeurs de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : La plus petite partie d’un élément existant à l’état non combiné.
• Numéro atomique : Le nombre de protons du noyau et caractérise l’élément.
• Nombre de masse : Le nombre total de nucléons, c’est-à-dire la somme des protons et des neutrons.

📝 Points essentiels

• L’atome est constitué d’électrons chargés négativement, de protons chargés positivement et de neutrons non chargés.

• Pour un atome neutre, le nombre de protons est égal au nombre d’électrons.

📌 Un ion conserve le même Z mais possède un nombre d’électrons différent, tandis qu’un isotope conserve le même Z mais possède un A différent en raison d’un nombre de neutrons différent.

• Une mole contient 6,022.10^23 particules, nombre égal à la constante d’Avogadro Na.

💡 Astuce mémo

Le noyau porte la masse, les électrons portent la chimie

📖 2. Modèles et configuration électroniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Une fonction issue de la résolution de l’équation de Schrödinger et décrivant une densité de probabilité de présence de l’électron.

★ À maîtriser

• Le modèle de Bohr décrit les électrons de l’atome d’hydrogène sur des orbites ou couches quantifiées.

• Lorsqu’un électron passe d’une couche à une autre, l’atome absorbe ou émet une énergie quantifiée.

• Les orbitales atomiques sont caractérisées par les nombres quantiques n, l et m, tandis que s décrit le spin de l’électron.

📌 Une orbitale atomique peut contenir au maximum deux électrons de spins opposés selon la règle de Pauli.

Compléments

📌 Selon la règle de Hund, dans une sous-couche comportant plusieurs orbitales de même énergie, les électrons occupent d’abord un maximum d’orbitales avec des spins parallèles avant de s’apparier.

• Les exceptions de configuration électronique citées sont le chrome, [Ar] 4s1 3d5, et le cuivre, [Ar] 4s1 3d10.

💡 Astuce mémo

Bohr → Schrödinger → orbitales → règles de remplissage

📖 3. Classification et stabilité périodique

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : L’aptitude d’un atome à attirer vers lui les électrons d’une liaison covalente.

★ À maîtriser

• Les éléments sont classés dans le tableau périodique par numéro atomique Z croissant.

• Les alcalins possèdent une configuration externe ns1 et cèdent facilement leur unique électron de valence pour atteindre la configuration du gaz rare précédent.

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

• Les gaz rares possèdent une couche de valence remplie et sont très stables, donc quasiment chimiquement inertes.

📌 Les métaux sont conducteurs, ductiles et tendent à former des cations, tandis que les non-métaux sont isolants et tendent à former des anions.

Compléments

• Sur l’échelle de Pauling, l’ordre d’électronégativité donné est F(3,98) > O(3,44) > Cl(3,16) > N(3,04).

💡 Astuce mémo

Couche externe saturée → stabilité chimique

📖 4. Liaisons et géométrie moléculaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : La mise en commun d’une paire d’électrons entre deux atomes.
• RPEV : Prévoit la géométrie moléculaire en minimisant les répulsions entre les paires d’électrons de valence autour de l’atome central.
• Hypervalence : La présence de plus de huit électrons autour de certains éléments à partir de la troisième période, notamment S, P et Cl.

★ À maîtriser

📌 Selon la règle de l’octet, un atome établit des liaisons covalentes pour obtenir huit électrons sur sa couche de valence, ou deux électrons pour la première période.

• Les géométries globales pour p croissant sont:
  • linéaire
  • triangulaire plane
  • tétraédrique
  • bipyramidale à base triangulaire
  • octaédrique

Compléments

• Dans la notation AXmEn, A est l’atome central, X un atome lié à A, m le nombre d’atomes liés, E un doublet non liant et n le nombre de doublets non liants.

💡 Astuce mémo

Lewis compte les électrons, RPEV organise la géométrie

📖 5. Orbitales moléculaires et hybridation

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale moléculaire : Une fonction d’onde globale résultant d’une combinaison linéaire des orbitales atomiques de valence des atomes d’une molécule.

★ À maîtriser

📌 Un recouvrement axial forme une orbitale moléculaire σ, tandis qu’un recouvrement latéral de deux orbitales p forme une orbitale moléculaire π.

📐 Formule — L’ordre de liaison est donné par $N=\frac{n_l-n_a}{2}$, où n_l est le nombre d’électrons liants et n_a le nombre d’électrons antiliants.

• Pour H2, l’ordre de liaison vaut 1, tandis que pour O2 il vaut 2 et la molécule possède deux électrons célibataires.

• L’hybridation sp3 du méthane produit quatre orbitales hybrides identiques orientées vers les sommets d’un tétraèdre et quatre liaisons σ.

📌 L’éthène est hybridé sp2 et possède une liaison π, tandis que l’éthyne est hybridé sp et possède deux liaisons π.

Compléments

• Pour O2−, l’ordre de liaison vaut 1,5 et la distance interatomique est supérieure à celle de O2.

💡 Astuce mémo

σ axial et focalisée, π latérale et réactive

📖 6. Complexes et champ cristallin

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison dative : Une liaison dans laquelle un donneur fournit seul le doublet d’électrons accepté par une orbitale vide de l’accepteur.
• Complexe : Une molécule formant des liaisons covalentes datives entre un atome ou cation central à orbitales incomplètes et 2 à 9 ligands.

★ À maîtriser

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

• Dans [Fe(CN)6]3−, la conservation de la charge donne x + 6(−1) = −3, donc le fer est à l’état d’oxydation +3.

📌 Les ligands de champ fort CN−, CO et NH3 vérifient Δo > Ea et remplissent dε avant d’apparier les électrons, tandis que les ligands de champ faible F−, Cl−, Br−, I− et H2O vérifient Δo < Ea.

Compléments

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

💡 Astuce mémo

Ligand → dédoublement d → couleur et magnétisme

📖 7. Interactions électrostatiques et hydrogène

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison hydrogène : S’établit entre un hydrogène lié covalemment à un atome électronégatif A et un atome électronégatif B possédant au moins un doublet non liant.

★ À maîtriser

• Les quatre types cités sont:
  • interactions électrostatiques
  • interactions de Van der Waals
  • liaison hydrogène
  • interaction hydrophobe

📌 Deux charges de même signe se repoussent, tandis que deux charges de signes opposés s’attirent.

Compléments

• Dans une liaison hydrogène, A et B peuvent être O, N ou F, et la liaison peut être intermoléculaire ou intramoléculaire.

• Les liaisons hydrogène augmentent les températures d’ébullition et de fusion, et une molécule est d’autant plus soluble dans l’eau qu’elle forme de liaisons hydrogène avec le solvant.

💡 Astuce mémo

Charges opposées s’attirent, charges identiques se repoussent

📖 8. Interactions hydrophobes

🔑 Notions clés & Définitions

• Interaction hydrophobe : Le regroupement de molécules ou de parties apolaires, repoussées par les parties hydrophiles.

★ À maîtriser

• Les longues chaînes hydrocarbonées sont hydrophobes car la différence d’électronégativité entre le carbone et l’hydrogène est faible.

Compléments

• Les applications citées sont: la bicouche lipidique des membranes cellulaires, les chaînes latérales des acides aminés, les savons tensioactifs amphiphiles

💡 Astuce mémo

Les parties apolaires se regroupent à l’écart de l’eau

📊 Tableaux de synthèse

Principales géométries RPEV