Fiche de révision : Chimie générale et interactions

📋 Plan du Cours

1. Structure et représentation de l’atome
2. Stabilité électronique des atomes
3. Liaisons covalentes et molécules
4. Géométrie et polarité moléculaires
5. Interactions et solvatation

📖 1. Structure et représentation de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Numéro atomique : Nombre de protons de son noyau et, pour un atome neutre, nombre d’électrons
• Configuration électronique : Décrit la répartition des électrons d’un atome dans ses orbitales et ses couches électroniques
• Schéma de Lewis : Représente les électrons de la couche de valence d’un atome

📝 Points essentiels

• Les électrons occupent des orbitales atomiques réparties sur des couches d’énergie principale n = 1, n = 2, n = 3, n = 4 et n = 5.

• Les couches électroniques n = 1, n = 2 et n = 3 peuvent contenir respectivement au maximum 2, 8 et 18 électrons.

💡 Astuce mémo

Noyau → couches électroniques → couche de valence → Lewis

📖 2. Stabilité électronique des atomes

🔑 Notions clés & Définitions

• Gaz noble : Possède une configuration électronique stable vers laquelle les autres atomes tendent en gagnant ou en perdant des électrons

★ À maîtriser

• L’azote, l’oxygène et le sodium ont pour gaz noble le plus proche le néon, tandis que le chlore se rapproche de l’argon.

📌 Pour atteindre une configuration stable, un atome peut perdre ou gagner des électrons afin de se rapprocher de la configuration électronique d’un gaz noble.

Compléments

• L’hydrogène et le lithium ont pour gaz noble le plus proche l’hélium, tandis que le carbone peut se rapprocher de l’hélium ou du néon.

💡 Astuce mémo

Perte ou gain d’électrons → configuration du gaz noble le plus proche

📖 3. Liaisons covalentes et molécules

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Résulte du partage d’électrons entre deux atomes, chaque atome fournissant un électron, et une liaison correspond à deux électrons

★ À maîtriser

• Les orbitales moléculaires peuvent être de type σ ou π, selon que le recouvrement des orbitales atomiques est axial ou latéral.

Compléments

• Dans un schéma de Lewis, un électron est représenté par un point et deux électrons placés dans une même orbitale moléculaire sont représentés par un tiret.

• Les molécules H₂O, O₂, N₂, NH₃, CH₄, NH₄⁺, H₃O⁺, HCHO, CO₂, SO₂, C₂H₄ et H₂CO₃ peuvent être représentées par des schémas de Lewis.

💡 Astuce mémo

Doublet liant entre les noyaux, doublet non liant sur un seul atome

📖 4. Géométrie et polarité moléculaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente polarisée : Liaison dont la polarité résulte d’une différence d’électronégativité entre les atomes liés

★ À maîtriser

📌 Dans une molécule polyatomique, chaque doublet d’électrons liant ou non liant se place le plus loin possible des autres doublets d’électrons.

• Les types de liaison selon la différence d’électronégativité sont: liaison covalente pure si ΔE.N. < 0,5, liaison covalente polarisée si 0,5 ≤ ΔE.N. < 2, liaison ionique si ΔE.N. ≥ 2

Compléments

• La molécule H₂O a un angle H-O-H de 104° et une distance H-O de 0,097 nm.

💡 Astuce mémo

Électronégativités proches : liaison pure ; électronégativités différentes : liaison polarisée

📖 5. Interactions et solvatation

🔑 Notions clés & Définitions

• Molécule hydrophile : Interagit favorablement avec l’eau, notamment lorsqu’elle est chargée ou polaire
• Molécule hydrophobe : Présente une faible affinité pour l’eau et correspond notamment à une molécule apolaire

★ À maîtriser

• Les ions cités sont:

  • Na⁺
  • Cu²⁺
  • SO₄²⁻
  • H⁺

• Les interactions entre espèces chimiques comprennent les interactions ion-dipôle, dipôle-dipôle, de Keesom, de London et les liaisons hydrogène.

Compléments

• Les énergies indiquées pour les interactions hydrogène, de Keesom, ion-dipôle, dipôle-dipôle et de London sont respectivement de 30 kJ/mol, 20 kJ/mol, 8 kJ/mol, 2 à 19 kJ/mol et 0,3 à 2 kJ/mol.

💡 Astuce mémo

Charge ou polarité → interaction avec l’eau ; apolarité → comportement hydrophobe

📊 Tableaux de synthèse

Types de liaisons selon l’électronégativité

Interactions intermoléculaires