Fiche de révision : Classification et liaisons chimiques

📋 Plan du Cours

1. Structure et quantité de matière
2. Modèles et énergie électronique
3. Nombres quantiques et orbitales
4. Niveaux d’énergie atomiques
5. Configuration électronique
6. Règles de remplissage électronique
7. Capacité des couches électroniques
8. Applications des configurations électroniques
9. Exceptions de Klechkowski
10. Organisation du tableau périodique
11. Familles blocs et propriétés périodiques
12. Tableau périodique et familles
13. Propriétés périodiques des éléments
14. Liaisons covalentes et modèle de Lewis
15. Hybridation et géométrie moléculaire
16. Interactions faibles

📖 1. Structure et quantité de matière

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : Quantité de matière contenant autant d’entités élémentaires qu’il y a d’atomes de carbone dans 12 g de carbone 12.

★ À maîtriser

📌 Un atome est constitué d’un noyau chargé positivement, formé de protons et de neutrons appelés nucléons, autour duquel gravitent des électrons chargés négativement, et l’ensemble est globalement neutre.

• Le proton porte une charge q = + 1,602.10^{-10} C et une masse m_P = 1,673.10^{-27} kg, le neutron est neutre et a une masse m_N = 1,675.10^{-27} kg, tandis que l’électron porte q = -1,602.10^{-10} C et a une masse m_e = 9,109.10^{-31} kg.

📐 Formule — Pour une espèce atomique notée $^{A}_{Z}X$, A est le nombre de nucléons, Z est le nombre de protons et le nombre de neutrons vaut $N=A-Z$.

📐 Formule — La masse réelle d’un atome est approximativement celle de son noyau et vérifie $m \approx A \times 1{,}67.10^{-27}\ \mathrm{kg}$.

• Le nombre d’Avogadro est le nombre d’atomes de carbone contenus dans 12 g de carbone 12 et vaut $N_A=6{,}022.10^{23}\ \mathrm{atomes/mol}$.

Compléments

• Dans $^{63}_{29}\mathrm{Cu}$, le noyau contient 29 protons et 34 neutrons, et l’atome neutre possède 29 électrons.

📖 2. Modèles et énergie électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie quantifiée : L’électron est quantifié : il ne peut occuper que des orbites stationnaires privilégiées, appelées niveaux ou couches, sur lesquelles il ne rayonne pas d’énergie.

📝 Points essentiels

📌 La perte d’un ou plusieurs électrons par un atome forme un cation chargé positivement, tandis que le gain d’un ou plusieurs électrons forme un anion chargé négativement.

• Le spectre d’émission de l’hydrogène est constitué de raies discontinues, ce qui contredit le modèle planétaire de Rutherford à orbites de rayon quelconque.

📐 Formule — Le rayon de Bohr d’une orbite de niveau n vérifie $r=n^2\times0{,}53\ \text{Å}$ ; pour n = 1, le rayon de l’atome d’hydrogène vaut 0,53 Å.

📐 Formule — Lors d’une transition entre deux niveaux, l’écart d’énergie est relié au photon par $|\Delta E|=h\nu=h\frac{c}{\lambda}$, avec $c=3.10^8\ \mathrm{m.s}^{-1}$ et $h=6{,}626.10^{-34}\ \mathrm{J.s}$.

📐 Formule — Pour l’atome d’hydrogène, l’énergie totale du niveau n est donnée par $E_n=\frac{13{,}6}{n^2}\ \mathrm{eV}$, tandis que pour un hydrogénoïde elle vérifie $E_{(eV)}=-13{,}6\cdot\frac{Z^2}{n^2}$.

💡 Astuce mémo

Rutherford imagine des orbites quelconques, Bohr impose des niveaux quantifiés.

📖 3. Nombres quantiques et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombres quantiques : L’état quantique d’un électron est défini par quatre nombres quantiques n, l, m et s, qui délimitent les domaines où la probabilité de présence de l’électron est supérieure à 95 %.

★ À maîtriser

• Le nombre quantique principal n vérifie 1 ≤ n ≤ 7 et indique la couche ou le niveau d’énergie ; n = 1, 2, 3 et 4 correspondent respectivement aux couches K, L, M et N.

📐 Formule — Le nombre quantique secondaire l vérifie $0\le l\le n-1$ et définit la sous-couche : l = 0 correspond à s, l = 1 à p, l = 2 à d et l = 3 à f.

• Le nombre quantique magnétique m vérifie -l ≤ m ≤ +l et définit les orientations orbitalaires ; les sous-couches s, p, d et f comportent respectivement 1, 3, 5 et 7 orbitales dégénérées.

• Une orbitale atomique contient au maximum deux électrons ; les sous-couches s, p, d et f peuvent donc contenir respectivement 2, 6, 10 et 14 électrons.

Compléments

• Le nombre quantique de spin s vaut +1/2 ou -1/2 et représente les deux orientations possibles de l’électron.

• L’atome d’hélium dans son état fondamental possède la configuration électronique 1s², correspondant à deux électrons dans l’orbitale s de la couche n = 1.

💡 Astuce mémo

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

📖 4. Niveaux d’énergie atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Seuil d’ionisation : Le niveau n = ∞ ; fournir suffisamment d’énergie permet d’arracher l’électron et de former un ion.

📝 Points essentiels

• Pour l’hydrogène et les hydrogénoïdes, les sous-couches s, p, d et f d’une même couche sont dégénérées et les niveaux supérieurs à 1 sont des niveaux excités.

📌 Dans les atomes polyélectroniques, l’énergie dépend de n et de l, ce qui lève la dégénérescence des sous-couches d’une même couche ; elle dépend notamment de la valeur de n + l.

💡 Astuce mémo

Plusieurs électrons → levée de dégénérescence des sous-couches.

📖 5. Configuration électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrons de valence : Électrons en général situés sur la couche la plus externe et seuls électrons intervenant dans la description de la réactivité chimique.

📝 Points essentiels

📌 Selon le principe d’exclusion de Pauli, deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques ; deux électrons d’une même orbitale ont donc des spins opposés.

📌 À l’état fondamental, les électrons occupent les orbitales par ordre d’énergie croissante selon la règle de Klechkowski : la sous-couche de plus faible valeur de n + l se remplit d’abord, puis, à égalité, celle de plus faible n.

• 🔄 L’ordre de remplissage électronique commence par:
  1. 1s
  2. 2s
  3. 2p
  4. 3s
  5. 3p
  6. 4s
  7. 3d
  8. 4p
  9. 5s

📌 Selon la règle de Hund, lorsque des orbitales de même énergie sont disponibles, les électrons s’y répartissent avec un nombre maximal de spins parallèles.

• Le nombre maximal d’électrons dans une couche de nombre quantique principal n est $2n^2$ ; les couches K, L, M et N peuvent donc contenir respectivement 2, 8, 18 et 32 électrons.

📌 Pour former un cation, on enlève d’abord les électrons les plus externes, correspondant au nombre quantique principal n le plus grand ; pour les métaux de transition, on enlève d’abord les électrons s.

💡 Astuce mémo

Pauli → Klechkowski → Hund : exclusion, énergie croissante, spins parallèles.

📖 6. Règles de remplissage électronique

📝 Points essentiels

📌 Une sous-couche se remplit avant une autre lorsque la somme $n+l$ est plus faible.

📌 Si deux sous-couches vides ont la même valeur de $n+l$, celle dont le nombre quantique principal n est le plus faible se remplit en premier.

• 🔄 L’ordre de remplissage électronique indiqué est:
  1. 1s
  2. 2s
  3. 2p
  4. 3s
  5. 3p
  6. 4s
  7. 3d
  8. 4p

📌 Selon la règle de Hund, des orbitales atomiques dégénérées accueillent les électrons avec un nombre maximal de spins parallèles.

💡 Astuce mémo

Remplir selon n+l croissant, puis n croissant en cas d’égalité.

📖 7. Capacité des couches électroniques

📝 Points essentiels

• La couche K, correspondant à n=1, contient au maximum 2 électrons dans la sous-couche s.

• La couche L, correspondant à n=2, contient au maximum 8 électrons répartis entre s² et p⁶.

💡 Astuce mémo

K-L-M-N : 2-8-18-32 électrons.

📖 8. Applications des configurations électroniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Configuration avec gaz rare : Simplification de l’écriture en notant entre crochets le symbole du gaz rare le plus proche.

★ À maîtriser

📌 Les électrons de cœur sont les plus proches du noyau, tandis que les électrons de valence occupent en général la couche la plus externe et interviennent seuls dans la réactivité chimique.

📌 Pour former la configuration électronique d’un cation, on enlève d’abord les électrons les plus externes, correspondant au nombre quantique principal n le plus grand.

Compléments

📌 Dans le cas des métaux de transition, les électrons s sont enlevés avant les électrons d lors de la formation des cations.

💡 Astuce mémo

Électrons de cœur : proches du noyau ; électrons de valence : réactivité chimique.

📖 9. Exceptions de Klechkowski

★ À maîtriser

• Les exceptions indiquées à la règle de Klechkowski sont:

  • le chrome 24Cr
  • le molybdène 42Mo
  • le cuivre 29Cu
  • l’argent 47Ag

• Le chrome 24Cr possède la configuration [Ar] 3d⁵, 4s¹ au lieu de [Ar] 3d⁴, 4s².

• Le cuivre 29Cu possède la configuration [Ar] 3d¹⁰, 4s¹ au lieu de [Ar] 3d⁹, 4s².

Compléments

📌 Une sous-couche d à moitié remplie d⁵ ou complètement remplie d¹⁰ constitue un système stabilisé selon la règle de Hund.

💡 Astuce mémo

d⁵ ou d¹⁰ stabilise, donc s perd un électron.

📖 10. Organisation du tableau périodique

🔑 Notions clés & Définitions

• Période : Ligne du tableau périodique regroupant des éléments dont le nombre de couches électroniques est identique.

📝 Points essentiels

• Les éléments chimiques sont classés dans le tableau périodique selon un numéro atomique Z croissant, et le tableau contient 118 éléments.

• La classification périodique comprend 7 lignes et 18 colonnes.

📌 Le numéro de la période d’un élément correspond à la plus grande valeur du nombre quantique principal n dans sa configuration électronique.

💡 Astuce mémo

Z croissant → périodes en lignes → familles en colonnes.

📖 11. Familles blocs et propriétés périodiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie de première ionisation : Énergie minimale à fournir à un atome isolé à l’état gazeux pour lui arracher un électron selon la réaction A(g) → A⁺(g) + e⁻, et elle est positive.
• Rayon atomique : Distance entre le noyau et l’électron périphérique appartenant à la couche la plus externe occupée.

📝 Points essentiels

📌 La configuration d’un gaz rare correspond à la saturation de la couche électronique avec une structure externe ns², np⁶, sauf pour l’hélium dont la structure est 1s².

📌 L’énergie de n-ième ionisation correspond à l’arrachement d’un électron à A⁽ⁿ⁻¹⁾⁺(g) pour former Aⁿ⁺(g), et elle est supérieure à l’énergie d’ionisation précédente.

💡 Astuce mémo

Couche externe → colonne et électrons de valence → propriétés chimiques.

📖 12. Tableau périodique et familles

🔑 Notions clés & Définitions

• Période : Une période regroupe les éléments d’une même ligne du tableau périodique, et son numéro correspond au nombre quantique principal n le plus élevé dans la configuration électronique.
• Famille : Colonne du tableau périodique regroupant les éléments ayant une structure électronique externe similaire et le même nombre d’électrons de valence.
• Gaz rare : Un gaz rare possède une couche électronique externe saturée de structure ns²np⁶, sauf l’hélium dont la structure externe est 1s².

📝 Points essentiels

• Les éléments chimiques sont classés par numéro atomique Z croissant et le tableau périodique contient 118 éléments organisés en 7 lignes et 18 colonnes.

📌 Pour une structure électronique externe nsˣ, le numéro de colonne est x, tandis que pour une structure nsˣnpʸ, il est égal à 10 + x + y.

💡 Astuce mémo

Z croissant → périodes → familles → blocs

📖 13. Propriétés périodiques des éléments

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : L’énergie de première ionisation est l’énergie minimale à fournir à un atome isolé gazeux pour lui arracher un électron, et l’énergie de n-ième ionisation vérifie EIₙ > EIₙ₋₁.
• Affinité électronique : L’affinité électronique est l’opposé, en signe, de l’énergie de fixation d’un électron sur un atome isolé selon la réaction A(g) + e⁻ → A⁻(g), donc AE = -Efix.
• Électronégativité : L’électronégativité mesure l’aptitude du noyau d’un élément à attirer vers lui les électrons.

★ À maîtriser

📌 Dans une colonne, lorsque Z augmente, le nombre de couches et le rayon atomique augmentent tandis que la force d’attraction noyau-électron et l’énergie d’ionisation diminuent.

📌 Dans une période, lorsque Z augmente, le nombre de couches reste identique, le rayon atomique diminue et l’énergie d’ionisation augmente sous l’effet de l’augmentation de la charge nucléaire.

• Sur l’échelle de Pauling, l’électronégativité augmente de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans une colonne, le fluor étant l’élément le plus électronégatif avec une valeur d’environ 4.

Compléments

📌 L’énergie de première ionisation n’augmente pas linéairement dans une période, car elle dépend de l’orbitale dont l’électron est arraché et de la stabilité associée à son remplissage selon la règle de Hund.

📐 Formule — Sur l’échelle de Mulliken, l’électronégativité est la moyenne arithmétique de l’énergie de première ionisation et de l’affinité électronique : $EN = \frac{EI_1 + AE}{2}$, en eV.

💡 Astuce mémo

Dans une colonne, la distance augmente ; dans une période, la charge augmente

📖 14. Liaisons covalentes et modèle de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Mise en commun et partage d’un ou plusieurs doublets d’électrons de valence entre deux atomes.
• Règle de l’octet : La règle de l’octet stipule qu’un atome engagé dans une liaison covalente cherche à acquérir 8 électrons sur sa couche externe, sauf l’hydrogène qui suit la règle du duet avec 2 électrons.
• Liaison covalente dative : Une liaison covalente dative résulte de la mise en commun d’un doublet libre fourni par un atome donneur B avec un atome accepteur A possédant une lacune électronique.

★ À maîtriser

📌 Lorsque deux atomes ont des électronégativités similaires, les électrons de liaison sont partagés homogènement, tandis que des électronégativités différentes polarisent la liaison vers l’atome le plus électronégatif.

Compléments

📌 À partir de la troisième période, les atomes peuvent être hypervalents et dépasser l’octet grâce à la présence d’orbitales atomiques d.

💡 Astuce mémo

EN similaire : partage homogène ; EN différente : partage polarisé

📖 15. Hybridation et géométrie moléculaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Lien sigma : Un lien σ résulte d’un recouvrement axial d’orbitales atomiques hybrides, tandis qu’un lien π résulte d’un recouvrement latéral d’orbitales p.

★ À maîtriser

• Le carbone est tétravalent et peut présenter une géométrie tétraédrique avec quatre liaisons simples, trigonale plane avec une liaison double et deux liaisons simples, ou linéaire avec une liaison triple et une liaison simple.

📌 Les liens σ et π n’ont pas la même énergie ni la même réactivité, les liens π étant plus faciles à casser que les liens σ.

• L’hybridation du carbone combine des orbitales atomiques de la couche externe afin de former des orbitales hybrides équivalentes adaptées à la géométrie moléculaire.

• L’hybridation sp³ combine une orbitale s et trois orbitales p pour former quatre orbitales hybrides identiques et une géométrie tétraédrique, comme dans le méthane CH₄.

Compléments

• L’hybridation sp² combine une orbitale s et deux orbitales p pour former trois orbitales hybrides sp² coplanaires et une orbitale p inchangée perpendiculaire au plan.

• L’hybridation sp combine une orbitale s et une orbitale p pour former deux orbitales hybrides sp identiques et deux orbitales p inchangées, avec une géométrie linéaire.

• Dans une structure tétraédrique de l’oxygène, l’hybridation sp³ conduit à deux liens σ et deux doublets non liants, comme dans H₂O.

💡 Astuce mémo

sp³ tétraédrique → sp² plane → sp linéaire

📖 16. Interactions faibles

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison faible : Les liaisons faibles mettent en jeu des énergies inférieures à 40 kJ·mol⁻¹ et comprennent les liaisons hydrogène ainsi que les forces de Van der Waals.
• Liaison hydrogène : Une liaison hydrogène est une interaction faible dont l’énergie est approximativement comprise entre 10 et 30 kJ·mol⁻¹.

★ À maîtriser

📌 Une liaison hydrogène intermoléculaire s’établit entre deux molécules, tandis qu’une liaison hydrogène intramoléculaire s’établit au sein d’une même molécule.

• Dans l’eau, les liaisons O-H sont polarisées vers l’oxygène, ce qui rend la molécule dipolaire et permet la formation de liaisons hydrogène entre molécules d’eau, contribuant à un point d’ébullition d’environ 100 °C.

Compléments

📌 Les liaisons hydrogène stabilisent les systèmes et influencent des propriétés physicochimiques telles que le point d’ébullition et le pH.

💡 Astuce mémo

Liaison hydrogène → stabilisation → modification des propriétés physiques

📊 Tableaux de synthèse

Particules de l’atome

Couches et capacités électroniques