Fiche de révision : Bases de la liaison chimique

📋 Plan du Cours

1. Particules et niveaux d’énergie
2. Nombres quantiques de l’électron
3. Orbitales atomiques et géométrie
4. Règles de remplissage électronique
5. Configurations, valence et ions
6. Organisation du tableau périodique
7. Rayon et énergie d’ionisation
8. Affinité et électronégativité

📖 1. Particules et niveaux d’énergie

🔑 Notions clés & Définitions

• Molécule : Édifice résultant de liaisons entre atomes.
• Équation de Schrödinger : Permet de calculer les niveaux d’énergie d’un atome et de déterminer ses orbitales atomiques à partir d’une description probabiliste de l’électron.

★ À maîtriser

• La charge de l’électron vaut -1,6 . 10-31 C et sa masse vaut 9,1 . 10-31 kg.

📐 Formule — La différence entre deux niveaux d’énergie vérifie $\Delta E=|E_{finale}-E_{initiale}|=\frac{h\times c}{\lambda}$, avec c = 3.108 m/s et h = 6,6262.10-34 J.s.

Compléments

• Les leptons, comme les électrons, ont une masse faible, tandis que les baryons, comme les protons et les neutrons, ont une masse élevée.

💡 Astuce mémo

Absorption ou émission → transition entre niveaux quantifiés

📖 2. Nombres quantiques de l’électron

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Zone de densité électronique autour du noyau où la probabilité de présence de l’électron est maximale.
• Nombre quantique principal : Définit le niveau d’énergie principal et la couche électronique de l’électron, avec au maximum 2n² électrons par couche.
• Nombre quantique secondaire : Définit le moment angulaire orbital et la géométrie de la sous-couche, avec 0 ≤ l ≤ n-1.
• Nombre quantique magnétique : Définit l’orientation du moment angulaire orbital et peut prendre les valeurs comprises entre -l et +l, soit 2l+1 valeurs.
• Nombre quantique de spin : Le nombre quantique de spin s définit le sens de rotation propre de l’électron et vaut +1/2 ou -1/2.

★ À maîtriser

• Une orbitale atomique est décrite par les trois nombres quantiques n, l et m, tandis qu’un électron est décrit par quatre nombres quantiques : n, l, m et s.

Compléments

• Les couches électroniques correspondant à n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 et 7 sont respectivement K, L, M, N, O, P et Q, et peuvent contenir au maximum 2, 8, 18, 32, 50, 72 et 98 électrons.

💡 Astuce mémo

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

📖 3. Orbitales atomiques et géométrie

★ À maîtriser

📌 Pour l = 0, l’orbitale s est sphérique ; pour l = 1, l’orbitale p est axiale et en forme de 8 ; pour l = 2, l’orbitale d possède cinq orientations.

• Une sous-couche s contient une orbitale et au maximum 2 électrons, une sous-couche p contient trois orbitales et au maximum 6 électrons, une sous-couche d contient cinq orbitales et au maximum 10 électrons, et une sous-couche f contient au maximum 14 électrons.

Compléments

• Pour une orbitale p, m prend les trois valeurs -1, 0 et +1, correspondant aux orbitales 2px, 2py et 2pz.

• Les cinq orbitales 3d sont:

  • 3dxy
  • 3dxz
  • 3dyz
  • 3dx²-y²
  • 3dz²

💡 Astuce mémo

s sphérique, p en huit, d en formes orientées

📖 4. Règles de remplissage électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Couche de valence : Ensemble des électrons situés sur les couches les plus externes et elle détermine les propriétés chimiques des atomes, ions et molécules.

★ À maîtriser

📌 Selon le principe d’exclusion de Pauli, une orbitale peut contenir au maximum deux électrons, qui ont alors des spins opposés et ne possèdent pas quatre nombres quantiques identiques.

• La règle de Klechkowski impose de remplir les orbitales par ordre croissant de n+l ; en cas d’égalité de n+l, l’ordre croissant de n est retenu.

📌 La règle de Hund impose que les orbitales de même valeur de l soient d’abord occupées chacune par un électron célibataire avant l’appariement avec un électron de spin opposé.

Compléments

• L’ordre de remplissage des orbitales est 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d¹⁰, 6p⁶, 7s², 5f¹⁴, 6d¹⁰ et 7p⁶.

💡 Astuce mémo

Pauli puis Klechkowski puis Hund

📖 5. Configurations, valence et ions

★ À maîtriser

📌 L’état fondamental correspond à l’occupation des niveaux d’énergie les plus bas, tandis que l’état excité correspond au passage d’électrons vers des niveaux plus élevés après apport d’énergie.

• Le lithium Li de Z = 3 perd facilement un électron pour devenir Li+ de configuration 1s², tandis que le chlore Cl de Z = 17 gagne facilement un électron pour devenir Cl- de configuration [Ne] 3s² 3p⁶.

📌 Pour former un cation, les électrons sont retirés des orbitales ayant le nombre quantique principal n le plus élevé.

Compléments

• Le carbone de numéro atomique Z = 6 possède la configuration électronique 1s² 2s² 2p².

• Le brome de numéro atomique Z = 35 s’écrit sous forme abrégée [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵.

• Les gaz rares cités sont:

  • hélium He : Z = 2
  • néon Ne : Z = 10
  • argon Ar : Z = 18
  • krypton Kr : Z = 36

• Les exceptions à la règle de Klechkowski citées sont le chrome Cr : [Ar] 4s¹ 3d⁵, le cuivre Cu : [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ et le palladium Pd : [Kr] 4d¹⁰.

💡 Astuce mémo

État fondamental : niveaux bas ; état excité : niveaux hauts

📖 6. Organisation du tableau périodique

★ À maîtriser

• En 1869, Mendeleïev a rassemblé les éléments connus dans un tableau ordonné par masse atomique croissante et regroupé par familles de propriétés communes. — Dimitri Ivanovitch Mendeleïev

• Le tableau périodique actuel comporte 7 périodes horizontales, dont les éléments sont rangés par numéro atomique Z croissant, et 18 groupes verticaux regroupant des éléments aux configurations externes et propriétés chimiques voisines.

Compléments

• Les blocs du tableau périodique comprennent le bloc s à 2 colonnes, le bloc p à 6 colonnes, le bloc d à 10 colonnes et le bloc f à 14 colonnes.

💡 Astuce mémo

s, p, d, f : 2, 6, 10, 14 colonnes

📖 7. Rayon et énergie d’ionisation

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : Énergie qu’il faut fournir à un atome neutre pour lui arracher un électron.

★ À maîtriser

📌 Le rayon atomique diminue de gauche à droite dans une période et augmente de haut en bas dans une colonne.

📌 L’énergie d’ionisation augmente de gauche à droite dans une période et diminue de haut en bas dans une colonne.

Compléments

📐 Formule — L’ionisation s’écrit $A\rightarrow A^+ + e^- + EI$ avec EI > 0.

💡 Astuce mémo

Dans une période : rayon diminue, énergie d’ionisation augmente

📖 8. Affinité et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Affinité électronique : Énergie libérée lorsqu’un atome fixe un électron, selon la réaction $A+e^-\rightarrow A^-+A$.
• Électronégativité : Capacité d’un atome à gagner ou perdre des électrons.

★ À maîtriser

• Dans le tableau périodique, les éléments de gauche sont peu électronégatifs et donnent facilement des électrons, tandis que ceux de droite sont très électronégatifs et attirent les électrons ; le fluor est l’élément le plus électronégatif, avec X voisin de 4.

Compléments

📐 Formule — Selon Mulliken, l’électronégativité vérifie $X=\frac{EI+A}{2}$, où A est l’affinité électronique.

• La différence d’électronégativité entre deux éléments explique souvent la formation d’un composé.

💡 Astuce mémo

Différence d’électronégativité → formation fréquente d’un composé

📊 Tableaux de synthèse

Nombres quantiques de l’électron

Tendances périodiques