Fiche de révision : Atomistique et liaisons chimiques

📋 Plan du Cours

1. Structure et constituants de l’atome
2. Masse atomique et espèces ioniques
3. Rayonnement et modèle de Bohr
4. Hydrogène et hydrogénoïdes
5. Nombres quantiques et orbitales
6. Configuration électronique et remplissage
7. Classification et propriétés périodiques
8. Liaisons et électronégativité
9. Hybridation et géométrie moléculaire

📅 Repères chronologiques

1. 1803Dalton propose que les atomes sont indivisibles et que les composés sont des combinaisons de différents types d’atomes.
2. 1904Thomson décrit l’atome comme une sphère contenant des charges négatives et positives incorporées.
3. 1911Rutherford place la charge positive dans un noyau autour duquel les électrons se déplacent.
4. 1913Bohr propose que les électrons occupent des orbites circulaires concentriques spécifiques autour du noyau.
5. 1926Schrödinger décrit les emplacements des électrons comme un nuage entourant le noyau.

📖 1. Structure et constituants de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Formé d’un noyau central chargé positivement et d’électrons chargés négativement en mouvement autour du noyau.
• Numéro atomique : Nombre de protons présents dans le noyau et définit l’élément chimique.
• Nombre de masse : Nombre total de nucléons, c’est-à-dire la somme des protons et des neutrons du noyau.

📝 Points essentiels

• La charge élémentaire vaut $e=1{,}6\times10^{-19}\ \mathrm{C}$.

💡 Astuce mémo

Noyau massif et positif, électrons légers et négatifs

📖 2. Masse atomique et espèces ioniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Ion : Atome ou groupe d’atomes ayant perdu ou gagné un ou plusieurs électrons.
• Molécule : Assemblage d’atomes liés entre eux de telle sorte que l’ensemble soit électriquement neutre.

📝 Points essentiels

• La masse du noyau représente quasiment toute la masse de l’atome, soit environ 99,75 %.

📌 Les ions positifs sont des cations, tandis que les ions négatifs sont des anions.

📖 3. Rayonnement et modèle de Bohr

🔑 Notions clés & Définitions

• Photon : Particule associée aux ondes électromagnétiques ; il ne possède ni charge électrique ni masse.

📝 Points essentiels

📐 Formule — L’énergie d’un photon vérifie $E=h\nu=\frac{hc}{\lambda}=hc\bar{\nu}$. — Max Planck

• Une absorption ou une émission de photon provoque une transition discontinue entre deux états d’énergie autorisés.

💡 Astuce mémo

Absorption ou émission d’un photon → transition entre niveaux quantifiés

📖 4. Hydrogène et hydrogénoïdes

🔑 Notions clés & Définitions

• Hydrogénoïde : Ion monoatomique ne possédant qu’un seul électron, obtenu en arrachant Z−1 électrons à l’atome.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Pour l’atome d’hydrogène, l’énergie de l’électron est $E=-\frac{13{,}6}{n^2}\ \mathrm{eV}$.

📐 Formule — La formule de Balmer s’écrit $\bar{\nu}=R_H\left(\frac{1}{n_1^2}-\frac{1}{n_2^2}\right)$ avec $R_H\approx1{,}1\times10^7\ \mathrm{m^{-1}}$.

📖 5. Nombres quantiques et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Fonction d’onde : Décrit l’état de l’électron, tandis que son carré Ψ² donne la probabilité de trouver l’électron dans une région donnée.

★ À maîtriser

• Les quatre nombres quantiques qui décrivent l’état d’un électron sont n, ℓ, m et s.

📌 Le nombre quantique principal n est un entier supérieur ou égal à 1 et définit la couche et le niveau d’énergie.

📌 Le nombre quantique secondaire ℓ vérifie $0\leq\ell\leq n-1$ et définit le type de sous-couche s, p, d ou f.

Compléments

📌 Le nombre quantique magnétique m possède 2ℓ+1 valeurs comprises entre −ℓ et +ℓ, tandis que le spin s vaut +1/2 ou −1/2.

• Une orbitale s est sphérique, une orbitale p est bilobée et les orbitales d présentent des formes plus complexes pouvant comporter jusqu’à quatre lobes.

💡 Astuce mémo

n-ℓ-m-s : énergie, sous-couche, orientation, spin

📖 6. Configuration électronique et remplissage

🔑 Notions clés & Définitions

• Configuration électronique : Arrangement de ses électrons dans les différentes orbitales.

★ À maîtriser

• Deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques, et une orbitale ne peut contenir que deux électrons de spins opposés.

• Dans des orbitales dégénérées p, d ou f, les électrons se répartissent avec un maximum de spins parallèles.

• L’énergie des orbitales augmente avec n+ℓ ; à valeur n+ℓ égale, elle augmente avec n.

• Pour les métaux de transition, les électrons 4s sont retirés avant les électrons 3d lors de la formation des cations.

Compléments

• La configuration électronique de l’oxygène, de numéro atomique Z=8, est 1s² 2s² 2p⁴.

💡 Astuce mémo

Pauli → Hund → Klechkowski

📖 7. Classification et propriétés périodiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : Énergie minimale à fournir à un atome gazeux dans son état fondamental pour lui arracher un électron.
• Affinité électronique : Énergie libérée lors de l’ajout d’un électron à un élément gazeux dans son état fondamental.
• Rayon atomique : Moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes identiques reliés par une liaison covalente.

📝 Points essentiels

• La classification périodique comporte 7 périodes horizontales et 18 groupes verticaux, et les éléments y sont classés par numéro atomique croissant.

📌 Les éléments d’un même groupe possèdent une configuration électronique de valence similaire et des propriétés chimiques identiques ou proches.

📖 8. Liaisons et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Capacité d’un élément à attirer vers lui les électrons d’un doublet de liaison et constitue une grandeur sans dimension.
• Couche de valence : Dernière couche électronique non saturée, et ses électrons interviennent dans la formation des liaisons chimiques.

📝 Points essentiels

• Selon l’échelle de Pauling, le fluor est l’élément le plus électronégatif.

📌 La règle de l’octet indique que les liaisons résultent de la mise en commun de doublets d’électrons afin que chaque atome atteigne huit électrons sur sa couche externe.

💡 Astuce mémo

Faible différence d’électronégativité : covalence ; forte différence : caractère ionique

📖 9. Hybridation et géométrie moléculaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Moment dipolaire : Le moment dipolaire caractérise la polarité d’une molécule et vérifie $\vec{\mu}=q\vec{d}$ ; par convention, il est orienté du pôle négatif vers le pôle positif.
• Hybridation : Mélange d’orbitales atomiques de l’atome isolé pour former des orbitales atomiques hybrides adaptées aux liaisons covalentes et aux paires libres.

📝 Points essentiels

📌 Une faible différence d’électronégativité favorise le caractère covalent d’une liaison, tandis qu’une forte différence favorise son caractère ionique.

• L’hybridation sp mélange une orbitale s et une orbitale p, l’hybridation sp² mélange une orbitale s et deux orbitales p, et l’hybridation sp³ mélange une orbitale s et trois orbitales p.

• La méthode VSEPR détermine la géométrie moléculaire en considérant que les paires liantes et non liantes se repoussent et se placent le plus loin possible les unes des autres.

• Les hybridations sp, sp², sp³, sp³d et sp³d² correspondent respectivement aux figures de répulsion linéaire, trigonale plane, tétraédrique, bipyramidale trigonale et octaédrique.

💡 Astuce mémo

sp linéaire → sp² triangulaire → sp³ tétraédrique → sp³d bipyramide → sp³d² octaèdre

📊 Tableaux de synthèse

Modèles historiques de l’atome

Hybridation et géométrie