Fiche de révision : Classification et liaisons chimiques

📋 Plan du Cours

1. Constitution et notation de l’atome
2. Isotopes et masses atomiques
3. Photons et modèle de Bohr
4. Modèle quantique et orbitales
5. Configurations et périodicité
6. Configuration et position périodique
7. Rayons et tendances périodiques
8. Ions et stabilité électronique
9. Modèle de Lewis et valence
10. Orbitales moléculaires et hybridation
11. Hybridation sp³ et géométries associées
12. Hybridations sp² et sp
13. VSEPR et répulsion des doublets
14. Polarisation et liaison ionique
15. Polarité moléculaire et interactions
16. Fonctions d’état et énergie interne
17. Chaleur, travail et température

📖 1. Constitution et notation de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : constitué d’un noyau composé de nucléons et d’un certain nombre d’électrons formant le cortège électronique.

★ À maîtriser

• Le noyau contient des protons et des neutrons, tandis que les électrons occupent l’espace autour du noyau et gouvernent l’essentiel des propriétés chimiques.

📐 Formule — Le numéro atomique $Z$ est le nombre de protons, le nombre de masse $A$ est le nombre total de nucléons et le nombre de neutrons vérifie $N=A-Z$.

📌 Un atome neutre possède autant d’électrons que de protons, soit un nombre d’électrons égal à $Z$.

Compléments

📐 Formule — Le rayon atomique vérifie $r_a \approx 10^{-10}\,\text{m}$, tandis que le rayon nucléaire vérifie $r_n \approx 10^{-15}\,\text{m}$.

💡 Astuce mémo

Noyau massif et cortège électronique presque vide

📖 2. Isotopes et masses atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Unité de masse atomique : définie comme un douzième de la masse d’un atome de carbone ¹²C, de sorte que la masse de ¹²C vaut 12 u.

★ À maîtriser

📌 Les isotopes d’un même élément ont le même nombre de protons et donc le même Z, mais des nombres de neutrons et des nombres de masse A différents.

📐 Formule — Le nombre d’Avogadro vaut $N_A=6{,}022\times10^{23}\,\text{mol}^{-1}$.

📐 Formule — La masse molaire d’un élément naturel est une moyenne pondérée des masses de ses isotopes : $M=\sum_i(\text{abondance}_i\times\text{masse}_i)$.

Compléments

• Dans l’hydrogène naturel, le protium représente 99,985 %, le deutérium 0,015 % et le tritium environ 10⁻⁷ %.

📌 Un Dalton vaut une unité de masse atomique, soit $1\,\text{Da}=1\,\text{u}$, et un kilodalton vaut 1000 Da.

• La masse molaire du carbone naturel est $12{,}01\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ à partir de 98,89 % de ¹²C et 1,11 % de ¹³C, le ¹⁴C étant présent à l’état de traces.

💡 Astuce mémo

Même Z → même élément ; N différent → masse différente

📖 3. Photons et modèle de Bohr

📝 Points essentiels

📐 Formule — L’énergie d’un photon vérifie $E=h\nu=h\frac{c}{\lambda}$, où ν est la fréquence et λ la longueur d’onde. — Planck, 1900

• Selon Einstein (1905), les quanta d’énergie sont des photons de masse nulle, de charge nulle et de vitesse c.

📐 Formule — Dans le modèle de Bohr, le rayon d’une orbite autorisée vérifie $R_n=a_0n^2$ avec $a_0=0{,}53\,\text{Å}$ et $n=1{,}2{,}3,\ldots$.

📐 Formule — Les niveaux d’énergie de l’atome d’hydrogène vérifient $E_n=\frac{-13{,}6}{n^2}\,\text{eV}$ et l’ionisation correspond à la limite $n\to\infty$, où $E\to0$.

📌 Une absorption augmente l’énergie de l’électron selon $\Delta E=E_{arrivée}-E_{départ}=h\nu>0$, tandis qu’une émission la diminue selon $\Delta E=E_{départ}-E_{arrivée}=h\nu<0$.

• Les principales séries spectrales de l’hydrogène sont:
  • Lyman : transitions vers n = 1, ultraviolet
  • Balmer : transitions vers n = 2, visible
  • Paschen : transitions vers n = 3, infrarouge

💡 Astuce mémo

Photon → niveau quantifié → transition → raie spectrale

📖 4. Modèle quantique et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : un volume de l’espace où l’électron possède une forte probabilité de présence, sans donner sa position exacte.

★ À maîtriser

📐 Formule — Selon de Broglie (1924), la longueur d’onde associée à une particule en mouvement vérifie $\lambda=\frac{h}{mv}$.

📌 La fonction d’onde Ψ n’est pas directement observable, tandis que Ψ² représente la densité de probabilité de présence de l’électron.

• Le principe d’incertitude de Heisenberg interdit de connaître simultanément avec précision la position et la vitesse d’une particule légère.

📐 Formule — Une orbitale est définie par trois nombres quantiques : n définit la couche et le niveau énergétique, l décrit la forme avec $0\le l\le n-1$, et m décrit l’orientation avec $-l\le m\le+l$.

Compléments

• La résolution de l’équation de Schrödinger fournit les fonctions d’onde et les énergies associées aux électrons.

💡 Astuce mémo

Bohr : orbite définie ; Schrödinger : probabilité de présence

📖 5. Configurations et périodicité

★ À maîtriser

• La configuration électronique respecte simultanément la stabilité, le principe d’exclusion de Pauli et la règle de Hund.

• Les électrons occupent d’abord les niveaux de plus faible énergie selon l’ordre de Klechkowski.

• Le principe de Pauli impose au maximum deux électrons par case quantique, et ces deux électrons doivent avoir des spins opposés.

• La règle de Hund impose que, dans une même sous-couche, les électrons occupent d’abord les cases séparément avec des spins parallèles avant de s’apparier.

• Lors de la formation d’un cation, les électrons de la sous-couche ayant le nombre quantique principal n le plus élevé sont arrachés en priorité, ainsi les électrons 4s sont retirés avant les électrons 3d.

• La classification moderne est fondée sur le numéro atomique Z croissant, et les propriétés analogues d’un même groupe proviennent de la configuration électronique de la couche de valence.

Compléments

• La configuration électronique du carbone, dont Z = 6, est $1s^2\,2s^2\,2p^2$, avec deux électrons célibataires dans deux orbitales 2p différentes.

• Mendeleïev classe en 1869 les éléments par masses atomiques croissantes en regroupant ceux qui possèdent des propriétés similaires.

💡 Astuce mémo

Klechkowski → Pauli → Hund → configuration

📖 6. Configuration et position périodique

🔑 Notions clés & Définitions

• Classification moderne : range les éléments par numéro atomique Z croissant, et les éléments d’un même groupe présentent des propriétés chimiques analogues liées à leur configuration électronique de valence
• Période : Correspond à la plus grande valeur de n présente dans sa configuration électronique
• Couche de valence : La couche électronique de plus grand n ; pour les éléments de transition, les électrons de valence comprennent ns et (n−1)d

📝 Points essentiels

• Pour le bloc d, une configuration $(n-1)d^x ns^2$ correspond au groupe $x+2$, pour les groupes 3 à 12.

📖 7. Rayons et tendances périodiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie de première ionisation : L’énergie à fournir pour arracher un électron à un atome neutre et former un cation
• Électronégativité : La tendance d’un élément à attirer vers lui les électrons d’une liaison entre atomes liés
• Rayon covalent : La moitié de la distance séparant les noyaux de deux atomes identiques liés par une liaison covalente simple
• Rayon de Van der Waals : La moitié de la distance minimale d’approche de deux atomes non liés

📝 Points essentiels

📌 Le rayon atomique augmente vers le bas d’un groupe parce que de nouvelles couches électroniques s’ajoutent, et il diminue de gauche à droite d’une période parce que la charge nucléaire augmente.

📌 L’énergie de première ionisation est positive et augmente globalement vers le haut et la droite de la classification périodique.

💡 Astuce mémo

Rayon atomique : bas et gauche ; ionisation et électronégativité : haut et droite

📖 8. Ions et stabilité électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Cation : Un ion formé par la perte d’un ou plusieurs électrons selon $X\rightarrow X^{n+}+ne^-$
• Anion : Un ion formé par le gain d’un ou plusieurs électrons selon $X+ne^-\rightarrow X^{n-}$
• Affinité électronique : L’énergie mise en jeu lorsqu’un atome neutre capte un électron pour former un anion, et elle est négative pour un atome qui tend à gagner un électron

📝 Points essentiels

📌 L’ion le plus stable acquiert généralement la configuration électronique du gaz noble le plus proche.

📌 Le rayon d’un cation est inférieur à celui de l’atome correspondant, tandis que le rayon d’un anion est supérieur à celui de l’atome correspondant.

💡 Astuce mémo

Cation plus petit, anion plus grand

📖 9. Modèle de Lewis et valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Correspond à la mise en commun de deux électrons provenant des couches de valence des atomes liés
• Valence : Correspond au nombre de liaisons autour d’un atome et correspond souvent au nombre d’électrons célibataires à l’état fondamental
• Liaison dative : Une liaison covalente dont les deux électrons du doublet sont fournis par un donneur, tandis que l’accepteur possède une case quantique vide

📝 Points essentiels

📌 La règle de l’octet indique que la plupart des atomes tendent à posséder huit électrons sur leur couche externe, tandis que les quatre premiers éléments, dont l’hydrogène, suivent la règle du duet à deux électrons.

• Dans NH₃, l’azote forme trois liaisons σ N–H et conserve un doublet libre.

• Dans N₂, chaque azote apporte trois électrons célibataires et la molécule possède une triple liaison constituée d’une liaison σ et de deux liaisons π.

💡 Astuce mémo

Un doublet partagé relie deux atomes tandis que les doublets libres restent autour

📖 10. Orbitales moléculaires et hybridation

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale moléculaire : Une fonction d’onde Ψ associée à une molécule, dont le carré |Ψ|² représente la densité de probabilité de présence des électrons
• Hybridation sp³ : Mélange une orbitale s et trois orbitales p pour former quatre orbitales hybrides sp³ identiques dirigées vers les sommets d’un tétraèdre, avec un angle de 109°28′
• Recouvrement axial : Se fait selon l’axe internucléaire et conduit à une orbitale moléculaire σ dont la densité électronique est concentrée sur cet axe
• Hybridation sp² : Résulte du mélange d’une orbitale s et de deux orbitales p pour former trois orbitales hybrides sp²

★ À maîtriser

📌 Le modèle de Lewis décrit les enchaînements atomiques et la répartition des doublets, mais il ne décrit pas la géométrie réelle ni le paramagnétisme de O₂.

📌 Le recouvrement de deux orbitales atomiques produit deux orbitales moléculaires : une liante d’énergie plus basse, qui stabilise la molécule, et une antiliante d’énergie plus élevée, qui la déstabilise.

📐 Formule — L’ordre de liaison se calcule par $O.L.=\frac{e^-\,\text{liants}-e^-\,\text{antiliants}}{2}$ ; plus il est élevé, plus la liaison est forte et courte.

📌 Une molécule paramagnétique possède au moins un électron célibataire et un moment magnétique non nul, tandis qu’une molécule diamagnétique possède uniquement des électrons appariés et un moment magnétique global nul.

• Dans CH₄, l’hybridation sp³ du carbone permet quatre liaisons σ C–H équivalentes et une géométrie tétraédrique.

• Dans NH₃, l’azote hybridé sp³ possède trois liaisons σ N–H et un doublet libre, ce qui donne une géométrie pyramidale et un angle H–N–H d’environ 107°.

• Dans H₂O, l’oxygène hybridé sp³ possède deux liaisons σ O–H et deux doublets libres, ce qui donne une géométrie coudée et un angle H–O–H de 105°.

Compléments

• Dans H₂, les deux électrons occupent l’orbitale moléculaire liante σ1s, ce qui donne un ordre de liaison égal à 1 et stabilise la molécule.

💡 Astuce mémo

OA → recouvrement → OM → remplissage → géométrie

📖 11. Hybridation sp³ et géométries associées

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation sp³ : L’hybridation sp³ résulte du mélange d’une orbitale s et de trois orbitales p, donnant quatre orbitales hybrides identiques orientées selon une géométrie tétraédrique.

📝 Points essentiels

• Pour former CH₄, le carbone passe de la configuration fondamentale 2s² 2p² à l’état excité 2s¹ 2p³, puis forme quatre orbitales hybrides sp³ identiques permettant quatre liaisons σ C–H.

• Dans CH₄, les quatre liaisons C–H sont équivalentes et l’angle H–C–H vaut 109°28′.

📌 Dans NH₃, l’azote possède quatre orbitales hybrides sp³, dont trois forment des liaisons σ N–H et une contient un doublet libre, ce qui donne une géométrie pyramidale.

• Dans NH₃, le doublet libre, plus volumineux que les doublets liants, repousse les liaisons N–H et réduit l’angle H–N–H à environ 107°.

📌 Dans H₂O, quatre orbitales hybrides sp³ portent deux liaisons σ O–H et deux doublets libres, donnant une géométrie coudée.

• Les deux doublets libres de H₂O occupent plus d’espace que les doublets liants et ferment l’angle H–O–H à 105°.

💡 Astuce mémo

Doublets libres : CH₄ 109°28′, NH₃ 107°, H₂O 105°

📖 12. Hybridations sp² et sp

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation sp² : L’hybridation sp² résulte du mélange d’une orbitale s et de deux orbitales p, donnant trois orbitales hybrides coplanaires séparées par des angles de 120°, tandis qu’une orbitale p reste pure.
• Hybridation sp : L’hybridation sp résulte du mélange d’une orbitale s et d’une orbitale p, donnant deux orbitales hybrides alignées à 180° et laissant deux orbitales p pures disponibles.

★ À maîtriser

• Dans l’éthène C₂H₄, chaque carbone sp² utilise ses orbitales hybrides pour les liaisons σ C–H et C–C, tandis que les deux orbitales p pures se recouvrent latéralement pour former la liaison π C=C.

📌 Dans l’éthyne C₂H₂, chaque carbone sp forme une liaison triple C≡C composée d’une liaison σ et de deux liaisons π perpendiculaires, et les quatre atomes sont alignés.

Compléments

📌 L’éthène est plan parce que les deux orbitales p doivent rester parallèles pour assurer un recouvrement latéral optimal et former la liaison π.

• Une liaison C–C mesure 0,154 nm et possède une énergie de 344 kJ·mol⁻¹, une liaison C=C mesure 0,135 nm et possède une énergie de 615 kJ·mol⁻¹, tandis qu’une liaison C≡C mesure 0,120 nm et possède une énergie de 812 kJ·mol⁻¹.

💡 Astuce mémo

sp³ → sp² → sp : 4 → 3 → 2 orbitales hybrides

📖 13. VSEPR et répulsion des doublets

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie VSEPR : La théorie VSEPR prévoit la géométrie moléculaire à partir des répulsions entre les doublets électroniques de valence autour de l’atome central.

★ À maîtriser

• Selon les règles de Gillespie, les doublets liants et libres sont placés autour de l’atome central de manière à minimiser les répulsions en les éloignant le plus possible.

• Deux domaines électroniques donnent une géométrie linéaire à 180°, trois domaines donnent une géométrie triangulaire plane à 120°, et quatre domaines donnent une base tétraédrique à 109°28′.

• Les répulsions suivent l’ordre doublet libre–doublet libre > doublet libre–doublet liant > doublet liant–doublet liant, ce qui explique la diminution des angles de CH₄ à NH₃ puis H₂O.

Compléments

• Un doublet libre occupe un domaine électronique mais ne correspond pas à un atome lié, de sorte qu’une base triangulaire plane devient coudée avec un angle inférieur à 120°, comme dans SnCl₂.

💡 Astuce mémo

Plus de doublets libres → répulsions accrues → angles plus fermés

📖 14. Polarisation et liaison ionique

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison ionique : Une liaison ionique résulte d’une très grande différence d’électronégativité entraînant le transfert d’un électron de l’atome le moins électronégatif vers l’atome le plus électronégatif, puis l’attraction électrostatique des ions formés.

★ À maîtriser

📌 Une liaison entre deux atomes de même électronégativité n’est pas polarisée, tandis qu’une différence d’électronégativité crée des charges partielles δ⁺ et δ⁻.

📐 Formule — Le moment dipolaire d’une liaison polarisée vérifie $\mu = \delta \times l$, où δ est la charge partielle et l la longueur de la liaison.

• Lors de la formation de NaCl, le sodium perd un électron pour devenir Na⁺ et le chlore gagne cet électron pour devenir Cl⁻, puis les ions s’organisent en réseau cristallin.

Compléments

• Dans H–Cl, l’électronégativité du chlore est 3,5 contre 2,2 pour l’hydrogène ; le chlore attire davantage les électrons et porte δ⁻, tandis que l’hydrogène porte δ⁺.

• Dans le cristal de NaCl, chaque Na⁺ est entouré de six Cl⁻ et chaque Cl⁻ est entouré de six Na⁺ ; la formule NaCl indique un rapport 1:1 et non une molécule isolée Na–Cl.

💡 Astuce mémo

Grande différence d’électronégativité → transfert d’électron → ions

📖 15. Polarité moléculaire et interactions

★ À maîtriser

• Pour prévoir la polarité d’une molécule, il faut repérer les liaisons polarisées en comparant les électronégativités, déterminer la géométrie avec Lewis et VSEPR, additionner vectoriellement les moments de liaison, puis conclure que la molécule est apolaire si μ = 0 et polaire si μ ≠ 0.

📌 CO₂ possède des liaisons C=O polarisées mais sa géométrie linéaire à 180° annule les moments, tandis que H₂O possède des liaisons O–H polarisées et une géométrie coudée à environ 105° qui donne un moment non nul.

• CCl₄ possède quatre liaisons C–Cl polarisées, mais sa géométrie tétraédrique symétrique annule les moments de liaison et donne μCCl₄ = 0.

📌 Une liaison hydrogène se forme lorsqu’un hydrogène lié à F, O ou N interagit avec un atome F, O ou N possédant un doublet libre.

Compléments

• Une molécule diatomique comme HF ou HCl est polaire dès lors que sa liaison unique est polarisée, car son moment de liaison est aussi son moment moléculaire.

📌 Les interactions de Van der Waals sont des interactions électrostatiques non covalentes généralement faibles, inférieures à 0–20 kJ·mol⁻¹, tandis que les liaisons hydrogène sont plus fortes, supérieures à 10–30 kJ·mol⁻¹.

• Les donneurs de liaison hydrogène cités sont les hydroxyles, les carboxyles et les amines, tandis que les accepteurs cités sont les carbonyles, les éthers, les imines et les hydroxyles.

• Dans l’ADN, les bases complémentaires sont maintenues par des liaisons hydrogène : A–T en forme deux et G–C en forme trois.

💡 Astuce mémo

CO₂ et CCl₄ apolaires par symétrie, H₂O polaire par géométrie coudée

📖 16. Fonctions d’état et énergie interne

🔑 Notions clés & Définitions

• Fonction d’état : Grandeur dont la variation dépend uniquement des états initial et final, indépendamment du chemin suivi.
• Énergie interne : Somme des énergies du système, et seule sa variation ΔU est calculable.

★ À maîtriser

📌 L’énergie d’un système isolé est constante selon le premier principe de la thermodynamique.

📐 Formule — La variation d’énergie interne vérifie $\Delta U = Q + W$, avec un éventuel travail électrique supplémentaire.

Compléments

📐 Formule — La variation d’énergie interne entre les états 1 et 2 est $\Delta U = U_2 - U_1$.

💡 Astuce mémo

État initial-final : même variation, chemin différent

📖 17. Chaleur, travail et température

🔑 Notions clés & Définitions

• Chaleur : Énergie thermique échangée entre deux systèmes.
• Travail : Énergie mécanique échangée.
• Enthalpie : Grandeur définie par $H = U + PV$ et adaptée aux réactions biochimiques.
• Entropie : Mesure le degré de désordre d’un système.

📝 Points essentiels

📌 La chaleur Q et le travail W ne sont pas des fonctions d’état, car leurs valeurs dépendent du chemin suivi.

📐 Formule — La température absolue se convertit selon $T(\mathrm{K}) = T(°\mathrm{C}) + 273{,}15$.

📌 La chaleur se transfère spontanément d’un système chaud vers un système froid.

📐 Formule — Pour le travail d’un gaz selon la convention thermodynamique, $\mathrm{d}W = -P_{ext}\,\mathrm{d}V$ et, pour une transformation finie, $W = -\int P_{ext}\,\mathrm{d}V$.

📌 Lors d’une expansion, le travail vérifie W < 0, tandis que lors d’une compression, W > 0.

• Lors d’une transformation isochore, le volume reste constant, donc dV = 0, W = 0 et le premier principe devient ΔU = QV.

📌 Une transformation exothermique vérifie ΔH < 0, tandis qu’une transformation endothermique vérifie ΔH > 0.

📐 Formule — À pression constante, la variation d’enthalpie vérifie $\Delta H = Q_P$.

📌 Le second principe sert à prédire si une transformation est spontanée, car le premier principe conserve l’énergie sans donner le sens d’évolution.

📌 Les systèmes évoluent spontanément vers des états plus désordonnés.

📐 Formule — Le second principe s’écrit $\Delta S_{univers} = \Delta S_{système} + \Delta S_{extérieur} \ge 0$.

📌 Une transformation réversible vérifie ΔSunivers = 0, tandis qu’une transformation irréversible vérifie ΔSunivers > 0.

💡 Astuce mémo

Chaud vers froid ; chaleur et travail dépendent du chemin

📊 Tableaux de synthèse

Particules de l’atome

Séries spectrales de l’hydrogène