Fiche de révision : Classification périodique et liaisons chimiques

📋 Plan du Cours

1. Ions et configurations électroniques
2. Rayons atomiques et ioniques
3. Ionisation et affinité électronique
4. Électronégativité et polarité
5. Liaisons covalentes et octet
6. Représentations de Lewis
7. Méthode VSEPR
8. Déformation des géométries moléculaires

📖 1. Ions et configurations électroniques

★ À maîtriser

📌 Les métaux s’ionisent en cations et leurs oxydes sont basiques, tandis que les non-métaux s’ionisent en anions et leurs oxydes sont acides.

📌 La configuration d’un cation de charge q+ s’obtient en retirant q électrons de l’orbitale atomique d’énergie la plus élevée, tandis que celle d’un anion de charge q− s’obtient en ajoutant q électrons dans cette orbitale.

Compléments

• La configuration électronique de Na+ est 1s2 2s2 2p6, obtenue à partir de celle du sodium en retirant l’électron 3s.

• Pour former Ti2+ puis Ti4+, les électrons 4s sont retirés avant les électrons 3d : Ti2+ possède une configuration 3d2 et Ti4+ une configuration 3d0.

💡 Astuce mémo

Cation : retirer ; anion : ajouter

📖 2. Rayons atomiques et ioniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon atomique : La plus grande distance où la densité radiale de probabilité de présence d’un électron, notamment d’un électron externe, est maximale.

★ À maîtriser

📌 Le rayon atomique diminue régulièrement de gauche à droite dans une période et augmente régulièrement du haut vers le bas dans une famille.

📐 Formule — Le rayon atomique vérifie $r = \frac{n^2}{Z^*}a_0$ avec $Z^* = Z - \sigma$, où a0 vaut 53 pm.

• Le rayon ionique dépend de la charge : le rayon de Fe2+ est supérieur à celui de Fe3+, et les ions négatifs ont un rayon supérieur à celui des ions positifs.

Compléments

📌 Le rayon covalent est la moitié de la distance entre deux noyaux identiques liés covalemment, tandis que le rayon de Van der Waals est la moitié de la distance minimale entre deux noyaux identiques non liés.

• Pour l’hydrogène, les rayons covalent, atomique et de Van der Waals valent respectivement 37 pm, 53 pm et 120 pm, avec rayon covalent < rayon atomique < rayon de Van der Waals.

💡 Astuce mémo

Période : rayon diminue ; famille : rayon augmente

📖 3. Ionisation et affinité électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie de première ionisation : L’énergie positive nécessaire, à l’état gazeux, pour arracher un électron à un atome et former le cation correspondant.
• Affinité électronique : L’opposé de l’énergie d’attachement électronique et mesure la facilité avec laquelle un atome gazeux fixe un électron sur l’orbitale vacante la plus basse en énergie.

★ À maîtriser

📌 L’énergie de première ionisation augmente généralement de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans une famille.

Compléments

• L’énergie de première ionisation s’exprime en électronvolts ou en joules, avec 1 eV = 1.6×10^-19 J.

📌 L’affinité électronique augmente généralement de gauche à droite, mais présente des exceptions entre les première et deuxième colonnes et entre les colonnes 14 et 15, tandis qu’elle est nulle pour les gaz rares.

💡 Astuce mémo

Ionisation : arracher un électron ; affinité : en capter un

📖 4. Électronégativité et polarité

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Une grandeur adimensionnelle qui traduit la tendance d’un atome engagé dans une liaison covalente à attirer vers lui les électrons de la liaison.

★ À maîtriser

• Une différence d’électronégativité entre deux atomes polarise la liaison, crée des charges partielles opposées et forme un dipôle électrique.

📌 Lorsque la différence d’électronégativité est supérieure à 1,7, la liaison est considérée comme ionique.

Compléments

• L’électronégativité est évaluée notamment par les échelles de Mulliken et de Pauling, qui ne sont pas définies pour les gaz rares.

💡 Astuce mémo

Différence d’électronégativité → charges partielles → liaison polaire

📖 5. Liaisons covalentes et octet

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Résulte de la mise en commun de deux électrons de valence par deux atomes.

★ À maîtriser

📌 Une liaison simple contient un doublet et une liaison σ, une liaison double contient une liaison σ et une liaison π, et une liaison triple contient une liaison σ et deux liaisons π.

📌 La règle de l’octet stipule que les atomes échangent autant de doublets électroniques que nécessaire pour être entourés de huit électrons, correspondant à une configuration ns2 np6.

📐 Formule — Pour les éléments de la deuxième période, le nombre maximal de liaisons est $x = 8 - N_v$, où Nv est le nombre d’électrons de valence.

Compléments

📌 L’énergie de liaison augmente dans l’ordre liaison simple < liaison double < liaison triple.

• Les valences usuelles sont 1 pour le fluor, 2 pour l’oxygène, 3 pour l’azote et 4 pour le carbone.

📌 L’hydrogène respecte la règle du duet, tandis que le phosphore de PCl5 constitue un exemple d’hypervalence avec dix électrons autour de lui.

💡 Astuce mémo

Simple : σ ; double : σ + π ; triple : σ + 2π

📖 6. Représentations de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Formule de Lewis : Indique l’enchaînement des atomes, les doublets liants et non-liants ainsi que les charges formelles.
• Formes mésomères : Plusieurs structures de Lewis proposées pour représenter une même entité chimique lorsque l’une seule structure est insuffisante.

★ À maîtriser

• Pour construire une formule de Lewis, on compte les électrons de valence, on choisit l’atome central, on relie les atomes périphériques, on complète leurs octets, puis on complète éventuellement l’octet central et on détermine les charges formelles.

📐 Formule — La charge formelle d’un atome vérifie $q_f = n_v - 2n_{nl} - n_l$, où nv est le nombre d’électrons de valence, nnl le nombre de doublets non-liants et nl le nombre de doublets liants.

📌 La charge totale d’une entité chimique est égale à la somme des charges formelles de ses atomes constitutifs.

Compléments

📌 Pour une entité chargée, on ajoute autant d’électrons de valence que la charge négative ou on en retire autant que la charge positive.

💡 Astuce mémo

Compter, centrer, relier, compléter, charger

📖 7. Méthode VSEPR

🔑 Notions clés & Définitions

• Méthode VSEPR : Gillespie, 1957 — Permet de prévoir la géométrie moléculaire à partir de la structure de Lewis en minimisant les répulsions entre paires électroniques.

★ À maîtriser

• Dans la notation AXnEp, A est l’atome central, X représente les atomes périphériques liés à A, n est leur nombre et p est le nombre de doublets non-liants ou d’électrons non appariés portés par A.

• Les paires d’électrons et les électrons non appariés se répartissent selon n + p directions afin de minimiser les répulsions électrostatiques.

• Dans une bipyramide trigonale, les doublets non-liants occupent préférentiellement les positions équatoriales, notamment pour les types AX4E, AX3E2 et AX2E3.

Compléments

• Les arrangements géométriques considérés sont:

  • linéaire
  • triangulaire
  • tétraédrique
  • bipyramide trigonale
  • octaédrique

• Pour une molécule de type AX2, la figure de répulsion et la géométrie sont linéaires.

💡 Astuce mémo

Répulsions électroniques → arrangement maximisant les distances

📖 8. Déformation des géométries moléculaires

★ À maîtriser

📌 Les doublets non-liants, plus proches de l’atome central et plus volumineux que les doublets liants, exercent des répulsions plus fortes et déforment davantage la géométrie moléculaire.

📌 Une liaison double constitue un site de densité électronique plus élevée qu’une liaison simple et engendre donc des répulsions plus importantes.

Compléments

📌 Un électron non apparié est moins répulsif qu’un doublet liant et provoque donc une déformation moindre de la géométrie moléculaire.

📌 Lorsque l’atome lié est plus électronégatif et constitue l’atome central, les électrons du doublet liant sont plus proches du centre et les répulsions électrostatiques entre doublets augmentent.

💡 Astuce mémo

Doublets non-liants plus répulsifs que doublets liants

📊 Tableaux de synthèse

Types de rayons atomiques

Ordre des répulsions VSEPR