Fiche de révision : Atomistique et liaisons chimiques

📋 Plan du Cours

1. Modèles électroniques de l’atome
2. Orbitales et nombres quantiques
3. Énergies et spectres atomiques
4. Configuration électronique et périodicité
5. Liaisons et modèle de Lewis
6. Radicaux et formes mésomères
7. Principe du modèle VSEPR

📖 1. Modèles électroniques de l’atome

★ À maîtriser

• Dans le modèle de Bohr, les électrons occupent des orbites circulaires autour du noyau, selon des niveaux d’énergie discrets.

📐 Formule - Dans le modèle de Bohr pour l’hydrogène, l’énergie de l’électron est $E_n=-\frac{13{,}6}{n^2}\,\text{eV}$, où n est un entier strictement positif.

📌 Le modèle quantique renonce aux trajectoires déterministes : il décrit une région où l’électron a une probabilité de se trouver, et non une position ponctuelle.

Compléments

• Le modèle de Bohr, proposé en 1913 pour l’hydrogène, constitue un précurseur du modèle quantique.

• Le modèle de Bohr explique les spectres de l’hydrogène, mais ne fonctionne que pour cet atome.

💡 Astuce mémo

Bohr décrit des orbites ; le modèle quantique décrit des régions de probabilité.

📖 2. Orbitales et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Région de l’espace associée à une énergie et où l’électron a une probabilité de se trouver.

★ À maîtriser

📐 Formule - La fonction d’onde ψᵢ et l’énergie Eᵢ vérifient l’équation de Schrödinger $\hat{H}\psi_i=E_i\psi_i$.

• Les nombres quantiques n, ℓ et mₗ déterminent respectivement le niveau d’énergie, le nombre de directions privilégiées et la direction privilégiée de l’orbitale.

Compléments

• Une orbitale atomique est décrite par une fonction d’onde ψᵢ associée à l’énergie Eᵢ de l’électron.

📌 Le nombre quantique azimutal ℓ prend les valeurs entières de 0 à n−1, soit 0 ≤ ℓ < n.

📌 Le nombre quantique magnétique mₗ prend les valeurs entières comprises entre −ℓ et +ℓ.

• Le nombre quantique de spin mₛ vaut +1/2 pour le spin up α et −1/2 pour le spin down β.

📖 3. Énergies et spectres atomiques

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour un atome hydrogénoïde à un seul électron, l’énergie du niveau n est $E_n=-13{,}6\frac{Z^2}{n^2}\,\text{eV}$, où Z est le numéro atomique et n le nombre quantique principal.

📌 Lorsque Eₙ < 0, l’électron est lié au noyau, tandis que lorsque Eₙ > 0, l’atome est ionisé et l’électron est libre.

• Un atome hydrogénoïde absorbe un photon et l’électron passe à un niveau supérieur si l’énergie du photon égale la différence entre les deux niveaux.

Compléments

• L’hydrogène, He⁺, Li²⁺ et C⁵⁺ sont des atomes hydrogénoïdes à un seul électron.

📐 Formule - Lors d’une absorption, la condition de transition entre les niveaux Eₘ₁ et Eₘ₂ est $E_{m_2}-E_{m_1}=h\nu$.

• Lorsqu’un atome émet un photon, son niveau d’énergie diminue.

• Les spectres d’absorption sont caractéristiques de l’atome, et les spectres d’émission permettent une analyse chimique qualitative et quantitative.

💡 Astuce mémo

Un photon absorbé élève l’électron ; un photon émis accompagne sa descente.

📖 4. Configuration électronique et périodicité

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Capacité d’un atome à attirer les électrons dans une situation moléculaire.

★ À maîtriser

• La configuration électronique se construit en appliquant la règle de Klechkowski, la règle d’exclusion de Pauli et la règle de Hund.

• Selon la règle de Pauli, une orbitale contient au maximum deux électrons de spins opposés.

• Selon la règle de Hund, les orbitales d’une même sous-couche reçoivent d’abord le maximum d’électrons de même spin avant l’ajout d’électrons de spin inverse.

• Une différence d’électronégativité entre deux atomes polarise leur liaison et fait apparaître des charges partielles de signes opposés, δ⁻ et δ⁺.

Compléments

• La règle de Klechkowski donne notamment l’ordre de remplissage 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s et 4d.

• La configuration électronique détermine la place d’un élément dans le tableau périodique, à l’exception de He, placé à droite dans la colonne 18 malgré sa configuration 1s².

• Dans les familles des colonnes 1 à 18, les configurations électroniques se terminent de manière identique le long d’une même colonne.

• Les gaz rares de la colonne 18 se terminent par p⁶, les halogènes de la colonne 17 par p⁵, les alcalins de la colonne 1 par s¹ et les alcalino-terreux de la colonne 2 par s².

• Le tableau périodique comprend un bloc s, formé des deux colonnes de gauche et de He, un bloc p, formé des colonnes 13 à 18 sauf He, et un bloc d au milieu.

• Dans H₂, les deux atomes ont la même électronégativité et la différence est nulle, donc la liaison ne possède pas de dipôle.

• Une différence d’électronégativité supérieure à 0,4 polarise la liaison et crée des dipôles.

📖 5. Liaisons et modèle de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Partage d’une paire de deux électrons entre deux atomes, avec un apport possible de un électron par atome ou de deux électrons par un seul atome.
• Doublet liant : Paire d’électrons qui lie deux atomes et correspond à une liaison covalente.

★ À maîtriser

📌 La règle de l’octet vise, notamment pour C, N, O et F, un entourage de quatre paires d’électrons, soit huit électrons.

Compléments

• Une liaison double est plus forte qu’une liaison simple, mais elle n’est pas deux fois plus forte et sa nature est différente.

• Le modèle de Lewis ne représente pas la géométrie dans l’espace et décrit mal certaines espèces chimiques.

• La liaison covalente de coordination est associée à la fixation d’un ion sur un doublet non liant, avec déplacement de la charge formelle au niveau de l’électron libéré.

📖 6. Radicaux et formes mésomères

🔑 Notions clés & Définitions

• Radical : Espèce chimique qui possède au moins un électron célibataire, c’est-à-dire non apparié.
• Formes mésomères : Représentations de Lewis d’une même molécule qui diffèrent par la redistribution des paires d’électrons sans modification du squelette σ.

📝 Points essentiels

• Les espèces radicalaires sont très réactives et peuvent créer de nouvelles liaisons chimiques.

• Dans les formes mésomères, le squelette π change tandis que le squelette σ reste inchangé.

• Dans le cycle fermé du benzène, les six électrons π sont délocalisés sur l’anneau.

• Les règles de sélection des formes mésomères sont :

  • respecter au maximum la règle de l’octet
  • éviter l’apparition de charges formelles
  • faire apparaître un maximum de liaisons

📖 7. Principe du modèle VSEPR

🔑 Notions clés & Définitions

• Notation VSEPR : Dans la notation VSEPR, A désigne l’atome central, Xₘ indique le nombre de voisins de cet atome central et Eₙ le nombre de paires libres.

★ À maîtriser

📌 Selon le modèle VSEPR, les paires d’électrons de valence autour d’un atome se positionnent de façon à minimiser leur répulsion électronique.

• 🔄 Pour déterminer la géométrie selon le modèle VSEPR :

  1. Choisir un atome et écrire son type à l’aide de A, Xₘ et Eₙ.
  2. Identifier dans la table la figure de répulsion correspondant à m+n.
  3. En déduire la position des atomes.

• Les figures de répulsion associées à m+n sont :

  • 2 : ligne
  • 3 : triangle équilatéral
  • 4 : tétraèdre
  • 5 : bipyramide à base triangulaire
  • 6 : bipyramide à base carrée
  • 7 : bipyramide à base pentagonale

Compléments

• Pour appliquer le protocole VSEPR, il faut d’abord écrire la forme de Lewis de l’espèce chimique.

• Le modèle VSEPR signifie Valence Shell Electron Pair Repulsion et a été présenté par Gillespie en 1957.

• Le modèle VSEPR est daté de 1957 et associé à Gillespie.

💡 Astuce mémo

La répulsion électronique pousse les doublets à s’écarter.