Fiche de révision : Chimie générale et structure atomique

📋 Plan du Cours

1. Objet et domaines de la chimie
2. États et transformations de la matière
3. Particules et modèle atomique
4. Nucléides, isotopes et mole
5. Classification périodique des éléments
6. Liaisons chimiques et géométrie VSEPR
7. Moments dipolaires et mésomérie
8. Équilibre atomique, énergies de liaison et dissociation
9. Classification des liaisons chimiques
10. Cristaux ioniques et métalliques
11. Modèle de Lewis et liaisons covalentes
12. Mesure et évolution des rayons
13. Formation et stabilité des ions
14. Quanta et modèle de Bohr
15. Nombres quantiques, règles de Pauli et Hund, configurations électroniques

📅 Repères chronologiques

1. 1897Joseph John Thomson met en évidence l’électron au moyen de l’expérience du tube cathodique, où les particules sont déviées par une charge électrique.
2. 1911Rutherford et ses étudiants bombardent de très fines feuilles d’or avec des particules α ; une faible fraction, environ une particule sur 8000, est défléchie à grand angle, ce qui indique la présence d’un cœur atomique massif et positif.
3. 1932James Chadwick découvre le neutron en bombardant du béryllium avec des particules α.

📖 1. Objet et domaines de la chimie

★ À maîtriser

• La chimie explique, aide à comprendre et permet de prévoir les propriétés et la réactivité de la matière, contribuant ainsi à la connaissance des lois de la Nature.

• La chimie répond aux besoins humains par la création de nouvelles substances et par le développement de méthodes d’analyse, notamment les spectroscopies et les techniques séparatives.

• La chimie physique étudie les aspects généraux de la structure de la matière et des réactions chimiques, notamment en atomistique, thermodynamique et chimie des solutions.

📌 La chimie organique étudie les composés du carbone, tandis que la chimie inorganique étudie les composés de tous les autres éléments.

Compléments

• Une sonde fluorescente, appelée « Smart Probe », permet d’étudier la biodistribution et de détecter et localiser une tumeur.

• Le couplage GC/MS avec piégeage sur fibre SPME a permis de détecter du TATP (triacétone triperoxyde) et un distillat de pétrole.

• Les domaines cités de la chimie organique sont :

  • la pétrochimie
  • la chimie pharmaceutique
  • les polymères
  • la chimie bioorganique

• Les domaines cités de la chimie inorganique sont :

  • la chimie des solides
  • la chimie de coordination
  • la chimie organométallique

📖 2. États et transformations de la matière

★ À maîtriser

📌 Un corps pur, simple ou composé, ne peut pas être séparé par des méthodes physiques et possède une composition déterminée, tandis qu’un mélange peut être séparé par ces méthodes et possède une composition variable.

📌 Les mélanges se distinguent en mélanges homogènes et mélanges hétérogènes, selon leur homogénéité.

• La réaction du fer avec l’acide chlorhydrique aqueux produit des ions fer(II), des ions chlorure et du dihydrogène : \mathrm{Fe + 2HCl_{(aq)} \rightarrow Fe^{2+} + 2Cl^- + H_2_{(g)}}.

Compléments

• La formation d’un corps pur produit généralement une quantité considérable de chaleur, tandis que celle d’un mélange produit une faible quantité de chaleur.

• La miscibilité et la non-miscibilité sont des notions mobilisées pour distinguer les mélanges.

📖 3. Particules et modèle atomique

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Rutherford : Le modèle de Rutherford décrit l’atome comme un système planétaire où des électrons négatifs tournent autour d’un noyau positif sous l’effet de l’attraction électrostatique.

★ À maîtriser

• L’atome est constitué de trois particules fondamentales : l’électron, le proton et le neutron.

• Le noyau contient Z protons et N neutrons, et le nombre de masse vérifie $A=Z+N$ ; Z est le numéro atomique.

Compléments

• L’électron a une masse de $9{,}1\times10^{-31}\ \mathrm{kg}$, une charge de $-1{,}6\times10^{-19}\ \mathrm{C}$ et un rayon classique d’environ $2{,}8\times10^{-15}\ \mathrm{m}$, qui ne représente pas sa taille physique.

• Le proton a une masse de $1{,}66\times10^{-27}\ \mathrm{kg}$, une charge positive égale à la charge élémentaire et un rayon de l’ordre de $10^{-15}\ \mathrm{m}$.

• La masse du neutron est approximativement égale à celle du proton.

• Dans un atome neutre, le nombre d’électrons est égal au nombre de protons ; les électrons forment un nuage en agitation constante et se regroupent en couches électroniques.

💡 Astuce mémo

Visualiser un noyau positif massif entouré d’électrons négatifs en mouvement.

📖 4. Nucléides, isotopes et mole

🔑 Notions clés & Définitions

• Nucléide : Un nucléide est un type d’atome caractérisé par les valeurs de ses nombres Z et N.
• Élément chimique : Un élément chimique est défini par une valeur du numéro atomique Z et regroupe les atomes et les ions qui ont ce même Z.
• Isotopes : Nucléides d’un même élément qui ont le même nombre atomique Z, mais des nombres de neutrons N différents.
• Mole : La mole d’une substance est une quantité contenant autant de particules qu’il y a d’atomes dans 12 grammes de carbone 12.
• Unité de masse atomique : L’unité de masse atomique (u.m.a.) vaut un douzième de la masse d’un atome de carbone 12, soit $1{,}6605\times10^{-24}\ \mathrm{g}$.
• Masse molaire : La masse molaire est la masse d’une mole d’atomes de l’élément naturel, avec ses isotopes dans leurs proportions habituelles.

★ À maîtriser

• La constante d’Avogadro vaut $6{,}022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$.

Compléments

• On compte environ 300 nucléides naturels et un millier de nucléides artificiels produits par des réactions nucléaires.

📌 Un corps simple est constitué d’un seul élément, comme O₂, Ne ou Fe, tandis qu’un corps composé contient plusieurs éléments, comme H₂O ou CH₄.

• Les isotopes naturels de l’hydrogène ¹H et ²H ont des abondances respectives de 99,985 % et 0,015 %, tandis que le tritium ³H est instable et produit artificiellement.

• Les isotopes du carbone cités sont le carbone 12, le carbone 13 et le carbone 14, ce dernier étant instable.

• Les masses d’une mole d’eau, d’éthanol, de glucose et de saccharose sont respectivement 18 g, 46 g, 180 g et 342 g.

💡 Astuce mémo

Isotopes : même Z, N différents ; éléments : même Z.

📖 5. Classification périodique des éléments

★ À maîtriser

• Les métaux alcalins du groupe 1 sont :

  • lithium (Li)
  • sodium (Na)
  • potassium (K)
  • rubidium (Rb)
  • césium (Cs)
  • francium (Fr)

• Les métaux alcalino-terreux du groupe 2 sont : béryllium (Be), magnésium (Mg), calcium (Ca), strontium (Sr), baryum (Ba), radium (Ra)

Compléments

• Dimitri Ivanovitch Mendeleïev, chimiste russe né en 1834, meurt en 1907 à l’âge de 72 ans, la même année qu’Henri Moissan.

• L’élément 101, le mendélévium (Md), a été nommé en l’honneur de Mendeleïev, et un cratère de la Lune porte également son nom.

📖 6. Liaisons chimiques et géométrie VSEPR

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison chimique : Association spontanée d’atomes lorsque l’agencement obtenu possède une énergie inférieure à celle des atomes séparés.
• VSEPR : Théorie décrivant la disposition des atomes liés à un atome central par la répartition de ses paires d’électrons de valence de façon à équilibrer leurs répulsions électrostatiques.

★ À maîtriser

• Les atomes s’associent pour former des entités stables dont les atomes possèdent 2 ou 8 électrons périphériques, selon les règles du duet ou de l’octet.

• Dans la notation VSEPR AXₘEₙ, A désigne l’atome central, X les paires liantes, E les paires libres, m et n leurs nombres respectifs, et le nombre total de paires de valence vaut p = m + n.

• La géométrie VSEPR dépend du nombre total de paires électroniques p = m + n autour de l’atome central, qui se répartissent de façon à minimiser leurs répulsions.

Compléments

• Les associations d’atomes peuvent former des solides métalliques, des sels ioniques ou des molécules, telles que H₂, HCl et NH₃.

• L’atome central A est l’élément le moins électronégatif de la molécule.

📌 Un doublet libre appartient uniquement à l’atome central, tandis qu’un doublet de liaison est partagé entre l’atome central et l’atome lié.

• Un doublet libre occupe plus de place à la surface de l’atome central qu’un doublet de liaison, et les répulsions suivent l’ordre doublet libre–doublet libre > doublet libre–doublet liant > doublet liant–doublet liant.

• Les figures de répulsion sont linéaire pour 2 paires (180°), triangulaire plane pour 3 (120°), tétraédrique pour 4 (109,5°), bipyramidale trigonale pour 5 (90° ou 120°) et octaédrique pour 6 paires (90°).

• Les géométries moléculaires indiquées sont :

  • AX₂ linéaire
  • AX₃ trigonale plane
  • AX₂E coudée
  • AX₄ tétraédrique
  • AX₃E pyramidale trigonale
  • AX₂E₂ coudée
  • AX₅ bipyramidale trigonale
  • AX₄E en forme de cavalière
  • AX₃E₂ en T
  • AX₂E₃ linéaire

📖 7. Moments dipolaires et mésomérie

🔑 Notions clés & Définitions

• Moment dipolaire : Grandeur vectorielle due à deux charges +q et −q situées en deux points distincts d’un système globalement neutre ; sa norme vaut le produit de la charge q par leur distance d.

★ À maîtriser

📐 Formule - La norme du moment dipolaire est donnée par $\mu_e = qd$.

📌 Une molécule polyatomique est polaire si sa géométrie produit un moment dipolaire résultant non nul, tandis qu’elle est apolaire si son moment dipolaire résultant est nul.

Compléments

• Le moment dipolaire s’exprime en debye (D), avec 1 D = 3,33 × 10⁻³⁰ C·m.

• Le pourcentage d’ionicité d’une liaison covalente polaire se calcule en rapportant le moment dipolaire expérimental au moment dipolaire qu’aurait la molécule si la liaison était purement ionique.

• Pour HF, le moment dipolaire expérimental est 1,82 D, la distance interatomique est 92 pm, le moment dipolaire ionique est 4,41 D et le pourcentage d’ionicité vaut 1,82/4,41, soit 41 %.

• H₂O possède un moment dipolaire et est polaire, tandis que BF₃ et CF₄ sont apolaires malgré des liaisons fortement polarisées.

• Le cours présente l’ion carbonate CO₃²⁻ et le benzène C₆H₆ comme deux exemples de mésomérie.

📖 8. Équilibre atomique, énergies de liaison et dissociation

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie de liaison : Énergie dégagée lorsque des atomes libres s’unissent pour former une liaison, lors d’un processus exothermique.
• Énergie de dissociation : Énergie minimale à fournir pour rompre une liaison, lors d’un processus endothermique.

★ À maîtriser

📌 Entre deux atomes, les interactions comprennent des forces d’attraction et des forces de répulsion.

• Il existe une position d’équilibre entre deux atomes où les effets des forces d’attraction et de répulsion s’annulent.

Compléments

• Pour H₂, la distance d’équilibre entre les noyaux est de 0,074 nm et l’énergie potentielle vaut −436 kJ·mol⁻¹.

• L’énergie de liaison de H₂ est de −436 kJ·mol⁻¹.

• L’énergie de dissociation de H₂ est de 436 kJ·mol⁻¹, soit 4,47 eV, tandis que la première énergie d’ionisation de l’atome d’hydrogène est de 13,6 eV.

💡 Astuce mémo

Former H₂ libère de l’énergie ; le dissocier en exige.

📖 9. Classification des liaisons chimiques

★ À maîtriser

📌 Les liaisons fortes ont généralement une énergie de dissociation supérieure à 150 kJ·mol⁻¹, tandis que les liaisons faibles ont une énergie comprise entre 1 et 40 kJ·mol⁻¹.

📌 Une liaison covalente unit des non-métaux d’électronégativités voisines, une liaison ionique associe un métal et un non-métal de différence d’électronégativité supérieure à 2, et une liaison métallique unit des atomes métalliques d’électronégativités voisines.

Compléments

• Les énergies de dissociation des liaisons simples indiquées (en kJ·mol⁻¹) sont :

  • H–H 431
  • N–N 167
  • N–H 385
  • C–N 305
  • C–C 347
  • C–H 410
  • C–O 356
  • O–O 142
  • O–H 460
  • C–S 272, F–F 155, F–H 565 et C–P 264

• Les énergies de dissociation des liaisons multiples indiquées (en kJ·mol⁻¹) sont C=C 602, C≡C 836, C=N 615, C≡N 887, C=O 799, C≡O 1071, N=N 418, N≡N 946, C=S 573, O=O 494 et N=O 607.

📖 10. Cristaux ioniques et métalliques

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison ionique : Interaction coulombienne entre des anions et des cations.
• Énergie réticulaire : Énergie de cohésion d’un solide ionique, dont la valeur absolue est supérieure à 500 kJ·mol⁻¹.

★ À maîtriser

• Dans une liaison ionique, les électrons de liaison sont localisés sur l’atome le plus électronégatif, généralement non métallique, tandis que l’atome métallique moins électronégatif cède un ou plusieurs électrons.

Compléments

• Pour NaCl, l’énergie réticulaire de la formation du solide à partir des ions gazeux est −757 kJ·mol⁻¹.

• Les exemples de cristaux ioniques présentés sont :

  • le sulfure de zinc ZnS de structure blende
  • le chlorure de sodium NaCl
  • le chlorure de césium CsCl

📖 11. Modèle de Lewis et liaisons covalentes

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Gilbert N Lewis, Structures de Lewis, 1915 - Liaison formée par le partage de deux électrons de valence entre deux atomes.
• Paire libre : Paire d’électrons qui reste localisée sur un atome et ne participe pas aux liaisons.

★ À maîtriser

• Dans le schéma de la covalence, chaque atome apporte un électron à la paire liante, tandis que dans le schéma de la coordinence, les deux électrons de la paire proviennent du même atome.

• Dans BF₃, le bore est entouré de trois paires de valence et présente une lacune électronique ; BF₃ est un acide de Lewis pouvant réagir avec une base telle que NH₃.

• La charge formelle est nulle lorsque le nombre d’électrons attribués à un atome dans la structure de Lewis égale son nombre d’électrons de valence ; elle est positive si ce nombre est inférieur et négative s’il est supérieur.

• La configuration électronique de la couche de valence permet de prévoir les propriétés d’un élément.

• Les propriétés évoluent progressivement au sein d’une période et présentent une analogie marquée au sein d’un groupe.

Compléments

• Le schéma de Lewis représente la répartition des paires liantes dans une molécule, mais ne renseigne pas sur sa géométrie spatiale.

• Dans NH₃, les quatre paires de valence comprennent trois paires liantes et une paire libre, et la molécule est une base de Lewis.

📌 Une double liaison correspond au partage de deux doublets électroniques, tandis qu’une liaison triple correspond au partage de trois doublets électroniques.

📌 Les éléments de la troisième période et des périodes suivantes peuvent former des composés hypervalents où l’atome central est entouré de plus de quatre paires d’électrons de valence, sans respecter la règle de l’octet.

• Dans une liaison de coordinence, l’atome donneur fournit un doublet déjà constitué et l’atome accepteur le reçoit dans une case vide de sa couche externe.

💡 Astuce mémo

Au sein d’une période, les propriétés évoluent ; dans un groupe, elles se ressemblent.

📖 12. Mesure et évolution des rayons

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon atomique : Défini pour des atomes isolés à l’état gazeux.
• Rayon covalent : La moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes du même élément liés dans le corps pur simple de cet élément.
• Rayon de Van der Waals : Mesure l’encombrement atomique et correspond à la moitié de la distance minimale d’approche entre deux atomes d’un élément qui ne sont pas directement liés.
• Rayon métallique : Mesuré par analyse cristallographique du solide, il correspond à la moitié de la distance la plus courte séparant deux atomes.

• Rayon ionique : Mesuré par analyse cristallographique du solide, il est associé à la plus courte distance séparant deux ions de signes opposés.

★ À maîtriser

• Les rayons atomiques varient périodiquement en fonction du numéro atomique Z.

Compléments

• La taille des particules, des ions et des molécules est un paramètre important en chimie, notamment pour la structure de la matière.

• Les rayons sont importants pour étudier les aspects géométriques de la matière, notamment en stéréochimie et en cristallographie.

• Les rayons interviennent dans la réactivité, notamment par la polarisabilité, l’encombrement d’un site réactionnel et la solvatation.

• L’atome n’a pas de limites précises ni de volume défini, car il est constitué de vide.

• Les atomes se comportent comme des sphères compactes impénétrables.

• Pour H, C, N, O et F, les rayons covalents respectifs sont :

  • 37 pm pour H
  • 77 pm pour C
  • 75 pm pour N
  • 73 pm pour O
  • 71 pm pour F

• Les rayons métalliques de Al, Ni, Cu et Zn sont respectivement de 125, 115, 117 et 125 pm ; les valeurs associées à rM12 sont respectivement de 143, 125, 128 et 139 pm.

• Les rayons vérifient les relations rLi > rF et rLi < rCs.

• Selon le modèle de Slater, les électrons des couches internes et externes influencent les électrons externes, qui interagissent avec une charge nucléaire effective Z* inférieure à la charge nucléaire Z.

📐 Formule - La charge nucléaire effective est calculée par $Z^* = Z - \sigma$.

📖 13. Formation et stabilité des ions

🔑 Notions clés & Définitions

• Affinité électronique : Ou énergie de fixation électronique, est l’énergie libérée dans un processus exothermique lorsqu’un atome gazeux forme un anion en captant un électron.
• Électronégativité : La tendance d’un atome engagé dans une liaison à attirer vers lui la densité électronique.
• Ion stable : Possède la configuration électronique stable d’un gaz rare.
• Espèces isoélectroniques : Possèdent la même configuration électronique.

★ À maîtriser

• L’énergie de première ionisation Ei est l’énergie à fournir, dans un processus endothermique, à un atome gazeux pour lui arracher l’électron le moins fortement lié.

Compléments

• Les énergies d’ionisation EI1, EI2, EI3 et EI4 du lithium sont respectivement 5,39, 75,64, 153,89 et 259,37 eV ; celles du béryllium EI1, EI2 et EI3 sont 9,32, 18,21 et 37,93 eV ; celles du bore EI1, EI2 et EI3 sont 8,29, 25,15 et 37,93 eV.

• L’électronégativité est une grandeur sans dimension déterminée à partir de plusieurs échelles, dont celles de Mulliken et de Pauling ; l’échelle de Pauling est la plus utilisée.

📌 Un cation stable adopte la configuration du gaz rare qui précède l’élément, tandis qu’un anion stable adopte celle du gaz rare qui le suit.

• Le lithium forme Li⁺ en perdant un électron et Li⁺ possède la configuration électronique [He].

• L’aluminium forme Al³⁺ en perdant trois électrons et Al³⁺ possède la configuration électronique [Ne].

• L’oxygène forme O²⁻ en captant deux électrons et O²⁻ possède la configuration électronique [Ne].

📖 14. Quanta et modèle de Bohr

★ À maîtriser

• Dans le modèle de Rutherford, l’accélération centripète de l’électron devrait entraîner une émission permanente de rayonnement, une perte progressive d’énergie et sa chute finale sur le noyau.

📌 Les atomes sont stables et de durée de vie illimitée ; ils n’émettent un rayonnement qu’après excitation, et leurs spectres sont discontinus.

• Le modèle de Bohr, datant de 1913, s’applique aux atomes ou ions hydrogénoïdes qui ne possèdent qu’un seul électron, tels que H, He⁺, Li²⁺ et Be³⁺.

📌 Dans le modèle de Bohr, l’électron ne peut avoir que certaines énergies déterminées, et ses changements d’énergie se font par transitions discontinues entre ces niveaux.

📐 Formule - L’énergie d’un photon de fréquence $\nu$ vaut $E=h\nu$, où $h=6{,}626\times10^{-34}\ \mathrm{J\,s}$ est la constante de Planck. - Albert Einstein

• Lorsqu’un atome absorbe un rayonnement de fréquence $\nu$, son énergie augmente de $h\nu$ ; lorsqu’il émet ce rayonnement, son énergie diminue de $h\nu$.

📐 Formule - Dans l’atome d’hydrogène, l’énergie du niveau de nombre quantique principal $n$ suit $E_n=-\frac{A}{n^2}$ ; pour $n=1$, $E_1=-13{,}6\ \mathrm{eV}$, soit $-2{,}179\times10^{-18}\ \mathrm{J}$.

Compléments

📐 Formule - L’énergie de l’atome est la somme de ses énergies potentielle et cinétique : $E=E_P+E_C$, avec $E_P=-\frac{1}{4\pi\varepsilon_0}\frac{e^2}{r}$ et $E_C=\frac{1}{2}m_ev^2$.

• Selon Max Planck, les échanges d’énergie entre matière et rayonnement se font par multiples entiers d’un quantum, quantité minimale d’énergie présentée le 14 décembre 1900 devant la Société Allemande de Physique. - M Planck

📌 Dans le modèle de Bohr, le moment de la quantité de mouvement de l’électron par rapport au centre de son orbite ne peut prendre que des valeurs entières multiples de $\frac{h}{2\pi}$.

📐 Formule - Pour un hydrogénoïde, l’énergie du niveau de nombre quantique principal $n$ est $E_n=-\frac{Z^2A}{n^2}$.

💡 Astuce mémo

Un électron accéléré rayonne → il perd de l’énergie et devrait tomber sur le noyau.

📖 15. Nombres quantiques, règles de Pauli et Hund, configurations électroniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Le nombre quantique principal $n$ définit les couches électroniques et leurs niveaux d’énergie ; c’est un entier strictement positif.
• Nombre quantique secondaire : Le nombre quantique secondaire, ou azimutal, $\ell$ définit les sous-couches ; c’est un entier naturel vérifiant $\ell<n$.
• Nombre quantique magnétique : Le nombre quantique magnétique $m$ désigne une orbitale, ou case quantique, d’une sous-couche ; il est entier et vérifie $-\ell\leq m\leq+\ell$.
• Configuration électronique : La configuration électronique d’un atome polyélectronique décrit la répartition de ses $Z$ électrons entre les couches, les sous-couches et les cases quantiques ; elle peut aussi être décrite par les $Z$ ensembles de nombres quantiques $(n,\ell,m,s)$.
• Nombre quantique de spin : Le nombre quantique de spin $s$ caractérise l’orientation de l’électron dans le champ magnétique et peut valoir $+1/2$ ou $-1/2$.
• Électron célibataire : Électron qui n’est pas apparié dans une case quantique.

★ À maîtriser

📌 Le principe d’exclusion de Pauli stipule que deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir le même ensemble de valeurs pour les quatre nombres quantiques. - Wolfgang Ernst Pauli

• Le nombre maximal d’électrons dans la couche de nombre quantique principal $n$ est $2n^2$.

📌 Selon la règle de Hund, les électrons occupent le maximum de cases quantiques de même énergie dans une sous-couche avant de s’apparier. - Friedrich Hund

📌 À l’état fondamental, les électrons sont répartis de façon à donner à l’atome l’énergie la plus basse possible, en respectant le principe de Pauli.

• L’ordre de remplissage des sous-couches indiqué est $1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p$.

📌 Selon la règle du $(n+\ell)$ minimal, la sous-couche vide ayant la plus petite somme $n+\ell$ se remplit d’abord ; en cas d’égalité, celle ayant le plus petit $n$ se remplit en premier.

Compléments

• Les valeurs $\ell=0{,}1{,}2{,}3$ correspondent respectivement aux sous-couches $s,p,d,f$.

• Les trois premières couches électroniques peuvent contenir respectivement 2 électrons pour K, 8 pour L et 18 pour M.

• Pour les sous-couches $3p$ et $4s$, la somme $n+\ell$ vaut 4 dans les deux cas, et $3p$ se remplit avant $4s$ parce que son nombre quantique principal est plus petit.

💡 Astuce mémo

Pauli limite les électrons par état ; Hund favorise les cases occupées séparément.