Fiche de révision : Atomes, molécules et liaisons

📋 Plan du Cours

1. Structure et propriétés de l’atome
2. Modèles et configurations électroniques
3. Classification et stabilité périodique
4. Liaisons et géométrie moléculaire
5. Complexes de coordination
6. Interactions faibles

📖 1. Structure et propriétés de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : la plus petite partie d’un élément existant à l’état non combiné

★ À maîtriser

• Le noyau contient des protons chargés positivement et des neutrons non chargés, tandis que les électrons sont chargés négativement.

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

📌 Le numéro atomique Z correspond au nombre de protons, tandis que le nombre de masse A correspond au nombre de nucléons, c’est-à-dire de protons et de neutrons.

📌 Un ion conserve le même Z mais varie par son nombre d’électrons, tandis qu’un isotope conserve le même Z mais varie par son nombre de neutrons et donc par son A.

Compléments

• Une mole contient 6,022·10^23 particules, nombre appelé constante d’Avogadro Na.

💡 Astuce mémo

Le noyau porte les propriétés physiques, les électrons les propriétés chimiques

📖 2. Modèles et configurations électroniques

🔑 Notions clés & Définitions

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

★ À maîtriser

• Dans le modèle de Bohr, les électrons circulent sur des couches quantifiées et absorbent ou émettent une énergie quantifiée lorsqu’ils changent de couche.

• Les quatre nombres quantiques sont:

  • n, qui définit la couche
  • l, qui définit la sous-couche et la forme de l’orbitale
  • m, qui définit son orientation spatiale
  • s, qui possède les valeurs +1/2 ou −1/2

📌 Une orbitale atomique peut contenir au maximum deux électrons de spins opposés, conformément au principe d’exclusion de Pauli.

Compléments

📌 Selon la règle de Hund, les électrons occupent d’abord un maximum d’orbitales de même énergie 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 → orbitales → Pauli, Klechkowski, Hund

📖 3. Classification et stabilité périodique

🔑 Notions clés & Définitions

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

📝 Points essentiels

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

• L’électronégativité augmente de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans un groupe, mais elle n’est pas définie pour les gaz rares.

• Les métaux sont conducteurs, ductiles et ont tendance à former des cations, tandis que les non-métaux sont isolants et ont tendance à former des anions.

📌 Un atome devient stable lorsque sa couche de valence est saturée, soit naturellement pour un gaz rare, soit après formation d’un ion ou d’une liaison covalente.

💡 Astuce mémo

Couche externe saturée → stabilité chimique

📖 4. Liaisons et géométrie moléculaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : la mise en commun d’une paire d’électrons entre deux atomes
• Théorie RPEV : prévoit la géométrie moléculaire en minimisant les répulsions entre les paires d’électrons de valence autour de l’atome central

★ À maîtriser

📌 La règle de l’octet indique qu’un atome établit des liaisons covalentes pour obtenir huit électrons sur sa couche de valence, tandis que la première période suit une règle du duet.

• La géométrie associée à p = 2 est linéaire avec une hybridation sp, à p = 3 triangulaire plane avec une hybridation sp2, et à p = 4 tétraédrique avec une hybridation sp3.

📐 Formule — L’ordre de liaison est calculé par $N = \frac{n_l-n_a}{2}$, où nl est le nombre d’électrons dans les orbitales moléculaires liantes et na celui des orbitales antiliantes.

Compléments

• Le dioxygène O2 possède un ordre de liaison de 2 et deux électrons célibataires, ce qui le rend paramagnétique.

💡 Astuce mémo

σ axial, π latéral

📖 5. Complexes de coordination

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison dative : une liaison dans laquelle un donneur apporte seul le doublet électronique accepté par une orbitale vide de l’accepteur
• Complexe : Un complexe est une molécule où des liaisons covalentes datives relient un atome ou cation central à un nombre défini de ligands, compris entre 2 et 9.

★ À maîtriser

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

📌 Les ligands de champ fort, comme CN−, CO et NH3, provoquent un dédoublement Δo supérieur à l’énergie d’appariement, tandis que les ligands de champ faible, comme F−, Cl−, Br−, I− et H2O, provoquent un Δo inférieur à cette énergie.

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

Compléments

• La charge du métal dans un complexe se détermine par conservation de la charge totale en additionnant la charge du métal et celles des ligands.

💡 Astuce mémo

Champ fort apparie, champ faible conserve les électrons célibataires

📖 6. Interactions faibles

🔑 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
• Interaction hydrophobe : le regroupement de molécules ou de parties apolaires repoussées par les parties hydrophiles

★ À maîtriser

• Les quatre types d’interactions faibles sont:
  • les interactions électrostatiques
  • les interactions de Van der Waals
  • les liaisons hydrogène
  • les interactions hydrophobes

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

Compléments

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

📌 Plus une molécule forme de liaisons hydrogène avec l’eau, plus sa solubilité dans l’eau est élevée, et les liaisons hydrogène augmentent aussi les températures d’ébullition et de fusion.

💡 Astuce mémo

Charges → hydrogène → hydrophobie

📊 Tableaux de synthèse

Principales géométries moléculaires