Fiche de révision : Configuration et propriétés périodiques

📋 Plan du Cours

1. Systèmes et nature de la matière
2. Composition et masse des atomes
3. Isotopes et radioactivité nucléaire
4. Cohésion, fission et fusion nucléaires
5. Modèle de Bohr et spectres atomiques
6. Mécanique quantique et configuration électronique
7. Configuration électronique et valence
8. Construction de la classification périodique
9. Charge nucléaire effective de Slater
10. Rayons atomiques et ioniques
11. Énergies d’ionisation successives
12. Affinité électronique et électronégativité
13. Échelles et tendances d’électronégativité
14. Liaison covalente et modèle de Lewis
15. Orbitales moléculaires et indice de liaison
16. Hybridation et délocalisation électronique
17. Complexes et champ cristallin
18. Géométrie moléculaire par RPECV

📖 1. Systèmes et nature de la matière

📝 Points essentiels

📌 Un système homogène comporte une seule phase, solide, liquide ou gazeuse, tandis qu’un système hétérogène comporte plusieurs phases.

📌 Un corps simple est constitué d’atomes identiques, comme N₂ ou O₂, tandis qu’un corps composé est constitué d’atomes différents, comme SiO₂ ou H₂O.

💡 Astuce mémo

Homogène : une phase ; hétérogène : plusieurs phases.

📖 2. Composition et masse des atomes

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : La mole est la quantité de matière d’un système contenant exactement 6,022 140 76 × 10²³ entités élémentaires.

★ À maîtriser

• Un atome neutre de numéro atomique Z contient Z protons et Z électrons, et son noyau contient N neutrons, avec un nombre de masse A = Z + N.

📐 Formule - La masse approximative d’un atome est $m_a \approx 1{,}67 \times 10^{-27} A\ \mathrm{kg}$, car la masse des électrons est généralement négligeable devant celle des nucléons.

Compléments

• Le diamètre d’un atome est d’environ 10⁻¹⁰ m, soit environ 10 000 fois le diamètre de son noyau, qui est d’environ 10⁻¹⁴ m.

• La masse atomique exprimée en unités de masse atomique et la masse molaire exprimée en grammes par mole ont approximativement la même valeur numérique que le nombre de masse A.

💡 Astuce mémo

Un noyau minuscule et dense entouré d’un nuage électronique volumineux et léger.

📖 3. Isotopes et radioactivité nucléaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Isotopes : Les isotopes d’un élément ont le même nombre de protons Z, mais des nombres de neutrons différents.

★ À maîtriser

• Le carbone possède deux isotopes stables naturels : le carbone 12, d’abondance 98,89 %, et le carbone 13, d’abondance 1,11 %.

📐 Formule - La masse molaire moyenne d’un élément est $M = \sum_i x_i M_i$, où xᵢ est l’abondance naturelle de l’isotope i et Mᵢ sa masse molaire.

• Pour les isotopes stables des éléments de Z < 30, le nombre de neutrons est sensiblement égal au nombre de protons, tandis qu’au-delà de Z = 30, N > Z.

• La désintégration β− transforme un neutron en proton, éjecte un électron et un antineutrino, augmente Z de 1 et laisse A inchangé.

• La désintégration β+ transforme un proton en neutron, éjecte un positron et un neutrino, diminue Z de 1 et laisse A inchangé.

Compléments

• Parmi les éléments connus, les 83 premiers possèdent au moins un isotope stable, à l’exception du technétium de numéro atomique 43 et du prométhium de numéro atomique 61 ; à partir du polonium, Z = 84, les nucléides sont tous radioactifs.

• La radioactivité α concerne essentiellement les éléments lourds de numéro atomique Z > 83 et émet un noyau d’hélium 4, ce qui diminue A de 4 et Z de 2.

💡 Astuce mémo

Excès de neutrons : β− ; excès de protons : β+.

📖 4. Cohésion, fission et fusion nucléaires

★ À maîtriser

📐 Formule - L’équivalence masse-énergie s’écrit $E = mc^2$. - Einstein

• La perte de masse lors de la formation d’un noyau correspond à une libération d’énergie de cohésion, et un noyau est d’autant plus stable que son énergie de cohésion est grande.

• La courbe d’Aston présente un maximum d’énergie moyenne de cohésion vers A = 60, où se trouvent les atomes les plus stables.

📌 Les atomes légers se rapprochent de la zone de stabilité par fusion, tandis que les atomes lourds s’en rapprochent par fission.

Compléments

• La fission de noyaux lourds bombardés par des neutrons libère environ 200 MeV par atome et peut produire une réaction en chaîne ; elle nécessite une masse d’échantillon supérieure à la masse critique.

• La fusion de noyaux légers libère environ 17 MeV par atome et est à l’origine de l’énergie des étoiles.

💡 Astuce mémo

Perte de masse → libération d’énergie.

📖 5. Modèle de Bohr et spectres atomiques

★ À maîtriser

• Le modèle de Bohr s’applique aux édifices atomiques ne possédant qu’un seul électron, appelés hydrogénoïdes, comme H, He⁺ et Li²⁺. - Niels BOHR

📐 Formule - Dans le modèle de Bohr, l’énergie du niveau n d’un hydrogénoïde est $E_n = -E_0\frac{Z^2}{n^2}$, avec $E_0 = 13{,}6\ \mathrm{eV}$.

📌 Le niveau fondamental est le niveau d’énergie le plus bas, tandis que les niveaux excités ont des énergies plus élevées.

• Lors d’une absorption, l’électron reçoit de l’énergie et passe à un niveau excité ; lors d’une émission, il revient vers un niveau plus bas en libérant un photon.

• L’énergie d’ionisation de l’atome d’hydrogène, mesurée expérimentalement, vaut 13,6 eV.

Compléments

📐 Formule - L’énergie d’un photon est $E_{\mathrm{ph}} = h\nu = \frac{hc}{\lambda}$. - Planck

💡 Astuce mémo

Absorption : montée de niveau ; émission : descente et photon.

📖 6. Mécanique quantique et configuration électronique

★ À maîtriser

📌 La dualité onde-corpuscule décrit la lumière comme ayant des aspects ondulatoire et corpusculaire, et de Broglie l’étend à toute particule matérielle en mouvement. - Louis de Broglie, 1924

📐 Formule - La longueur d’onde de de Broglie d’une particule en mouvement vérifie $\lambda = \frac{h}{p} = \frac{h}{mv}$. - Louis de Broglie

📌 Le principe d’incertitude impose $\Delta x\,\Delta p > \frac{h}{2\pi}$ et interdit de connaître simultanément avec une précision arbitraire la position et la quantité de mouvement d’une particule. - Heisenberg

• La fonction d’onde Ψ n’a pas de signification physique propre, tandis que son carré Ψ² est proportionnel à la probabilité de présence de la particule.

• Les quatre nombres quantiques de l’électron sont n, ℓ, m et s : n indique le niveau d’énergie, ℓ la sous-couche et la forme orbitale, m l’orientation et s le spin, égal à +1/2 ou −1/2.

📌 Le principe d’exclusion de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques ; une orbitale peut donc contenir au maximum deux électrons de spins opposés.

Compléments

• L’équation de Schrödinger a été établie en 1926 et permet de calculer les fonctions d’onde.

💡 Astuce mémo

n-ℓ-m-s : couche, sous-couche, orbitale, spin.

📖 7. Configuration électronique et valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Couche de valence : Couche externe occupée, complétée par toute sous-couche interne incomplète, qui fixe en priorité les propriétés chimiques de l’atome.

★ À maîtriser

• La règle de Hund impose de placer d’abord un électron dans chaque case quantique d’une sous-couche avant d’apparier les électrons.

• Une sous-couche totalement remplie ou remplie à moitié confère une stabilité accrue aux atomes, ce qui peut expliquer certains transferts d’électrons entre sous-couches s et d.

Compléments

• Les configurations réelles de plusieurs éléments dérogent à la règle de Klechkowski, notamment lorsque leur sous-couche d ou f est incomplète.

• Dans la configuration simplifiée d’un atome, le cœur correspondant à un gaz rare peut être indiqué entre parenthèses, tandis que la couche de valence est mise en évidence.

📌 Les schémas de Lewis simplifiés représentent les électrons par des points et les doublets appariés par des tirets ; ils ne s’utilisent que pour les éléments dont la couche de valence comporte des sous-couches s ou p.

💡 Astuce mémo

Cœur interne, valence externe : la couche externe gouverne la chimie

📖 8. Construction de la classification périodique

🔑 Notions clés & Définitions

• Règle de l’octet : La règle de l’octet énonce qu’un atome ou un ion ayant une couche de valence de configuration $ns^2np^6$, soit huit électrons, présente une grande stabilité.

★ À maîtriser

📌 La classification moderne ordonne les éléments par numéro atomique Z croissant et relie leur position à leur configuration électronique.

📌 Dans la classification périodique, une ligne est une période et une colonne est une famille ou un groupe.

• Les éléments d’une même famille ont une configuration de valence semblable et des propriétés chimiques sensiblement identiques.

📌 Les métaux donnent des cations et des oxydes basiques, tandis que les non-métaux donnent des anions et des oxydes acides.

📌 Les atomes des blocs s et p tendent à gagner ou perdre des électrons pour acquérir la configuration du gaz rare le plus proche, mais cette règle ne s’applique pas aussi simplement aux blocs d et f ni à la colonne 14.

Compléments

• En 1870, Mendeleïev publia une table classant sensiblement les éléments par masse atomique et regroupant en colonnes ceux aux propriétés semblables, en laissant des cases vides pour des éléments encore inconnus.

• Les familles nommées sont :

  • les alcalins
  • les alcalino-terreux
  • les chalcogènes
  • les halogènes
  • les gaz rares

💡 Astuce mémo

Configuration de valence semblable → propriétés chimiques semblables

📖 9. Charge nucléaire effective de Slater

★ À maîtriser

📐 Formule - La charge nucléaire effective est donnée par $Z^* = Z - S$, où Z est le numéro atomique et S la constante d’écran.

• Pour un électron de valence des blocs s et p, Z* augmente généralement de 0,65 entre deux éléments successifs d’une période, car Z augmente de 1 et l’écran augmente de 0,35.

Compléments

• Dans les règles de Slater, une constante d’écran de 1 correspond à l’annihilation d’une charge équivalente à celle d’un proton, et une constante de 0,35 à celle de 0,35 proton.

• Dans une même colonne, Z* augmente légèrement puis devient constant lorsqu’on descend dans la classification, variation que le cours propose de négliger en première approximation.

• Pour Cl, l’application des règles de Slater donne pour un électron 3s ou 3p $Z^* = 17 - 6(0{,}35) - 8(0{,}85) - 2(1) = 6{,}1$.

📖 10. Rayons atomiques et ioniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon de covalence : Égal à la moitié de la distance entre les noyaux des deux atomes liés dans une molécule A₂.

★ À maîtriser

📐 Formule - Le rayon atomique est estimé par la relation de Bohr adaptée aux atomes polyélectroniques $R = a_0\frac{n^2}{Z^*}$, avec $a_0 = 52{,}9\,\text{pm}$.

• Dans une période, le rayon atomique diminue de gauche à droite parce que n reste constant tandis que Z* augmente.

• Dans une colonne, le rayon atomique augmente de haut en bas parce que l’augmentation de n l’emporte sur la légère augmentation de Z*.

📌 L’ajout d’électrons augmente l’écran et le rayon ionique, tandis que leur retrait réduit l’écran et le rayon ionique.

Compléments

• Dans une série isoélectronique, le rayon diminue lorsque Z augmente, car l’effet d’écran reste constant.

💡 Astuce mémo

Dans une période, Z* augmente et le rayon diminue ; dans une colonne, le rayon augmente

📖 11. Énergies d’ionisation successives

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : Énergie positive nécessaire pour arracher un électron à un atome ou à un ion.

★ À maîtriser

• Dans une même période, l’énergie de première ionisation augmente globalement de gauche à droite, tandis qu’elle diminue globalement de haut en bas dans une colonne.

• L’énergie de première ionisation varie en sens inverse du rayon atomique : les électrons d’un petit atome, plus proches du noyau, sont plus difficiles à arracher.

Compléments

• Une sous-couche totalement remplie ou à moitié remplie stabilise un atome ou un ion et peut expliquer les anomalies des énergies de première ionisation.

• Dans une série d’énergies d’ionisation successives, un grand saut signale un changement de couche et un saut plus petit signale un changement de sous-couche.

• Dans les éléments du bloc d, les deux électrons s sont arrachés avant les électrons d lors de la formation successive des ions.

💡 Astuce mémo

Grand saut : changement de couche ; petit saut : changement de sous-couche

📖 12. Affinité électronique et électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Affinité électronique : Opposé de l’énergie de fixation d’un électron à un atome neutre pour former un anion.
• Électronégativité : Tendance d’un atome à attirer les électrons vers lui, exprimée sans unité.

📝 Points essentiels

• L’affinité électronique varie sensiblement comme l’énergie de première ionisation, et le cours relève des anomalies du même genre pour ces deux grandeurs.

• Sur l’échelle de Pauling, le fluor est l’élément de référence et reçoit la valeur d’électronégativité 3,98.

📐 Formule - L’échelle de Mulliken modifiée définit l’électronégativité par $X_M = 0{,}21(E.I_1 + E.A)$.

📖 13. Échelles et tendances d’électronégativité

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Tendance d’un atome à attirer plus ou moins fortement les électrons et qui s’exprime sans unité.

★ À maîtriser

📐 Formule - Dans l’échelle de Pauling, la différence d’électronégativité entre A et B est évaluée par $(\Delta X)^2 = E_{AB} - \sqrt{E_{AA}E_{BB}}$, où les énergies de liaison sont exprimées en eV.

📐 Formule - L’échelle de Mulliken modifiée s’écrit $X_M = 0{,}21(E.I_1 + E.A)$, où E.I₁ est l’énergie de première ionisation et E.A l’électroaffinité.

📐 Formule - L’échelle d’Alred et Rochow modifiée s’écrit $X_{A.R.} = 3{,}4\times 10^3\left(\frac{Z^*}{R_{cov}^2}\right)+0{,}67$, avec Rcov exprimé en pm.

• L’électronégativité varie comme l’énergie d’ionisation et en sens inverse du rayon atomique ; les éléments les plus électronégatifs se trouvent en haut à droite du tableau périodique et les moins électronégatifs en bas à gauche.

Compléments

• Dans l’échelle de Pauling, le fluor est l’élément de référence avec une électronégativité de 3,98.

💡 Astuce mémo

En haut à droite, les atomes attirent ; en bas à gauche, ils cèdent.

📖 14. Liaison covalente et modèle de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Valence : Nombre de liaisons formées par un atome dans une molécule, correspondant en général au nombre de ses électrons célibataires.

★ À maîtriser

• Une liaison covalente normale est formée par l’apport d’un électron célibataire de chacun des deux atomes, tandis qu’une liaison covalente dative est formée par l’apport du doublet par un seul atome vers une case quantique vide de l’autre.

• La coupure homolytique partage les électrons de la liaison et produit des radicaux, tandis que la coupure hétérolytique attribue le doublet à un atome et produit une base et un acide de Lewis.

• Dans le modèle de Lewis, seules les électrons de la couche externe participent aux liaisons et chaque atome engagé tend à s’entourer de huit électrons selon la règle de l’octet.

Compléments

• Les liaisons covalentes normale et dative sont indiscernables dans la molécule formée et possèdent des énergies du même ordre de grandeur.

📌 La valence d’un atome peut augmenter ou diminuer par excitation, mais une augmentation exige des doublets électroniques et des cases quantiques vides accessibles sur sa couche de valence.

💡 Astuce mémo

Normale : chacun apporte un électron ; dative : un seul apporte le doublet.

📖 15. Orbitales moléculaires et indice de liaison

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison chimique : Recouvrement d’orbitales atomiques qui forme des orbitales moléculaires ; dans le modèle de Lewis, mise en commun d’un doublet d’électrons entre deux atomes.

★ À maîtriser

📌 Un recouvrement axial forme une liaison σ, tandis qu’un recouvrement latéral forme une liaison π.

📐 Formule - Dans la méthode CLOA, une orbitale moléculaire s’écrit comme combinaison linéaire des orbitales atomiques, par exemple $\Psi_{AB}=a\Psi_A+b\Psi_B$.

📌 La combinaison des fonctions orbitalaires ΨA + ΨB est liante car elle renforce la probabilité de présence entre les noyaux, tandis que ΨA − ΨB est antiliante et réduit cette probabilité.

📐 Formule - L’ordre de liaison est défini par $OL=\frac{1}{2}(n-n^*)$, où n est le nombre d’électrons liants et n* le nombre d’électrons antiliants.

Compléments

• Les liaisons σ sont généralement plus fortes que les liaisons π parce que leur recouvrement orbitalaire est meilleur.

📌 L’ajout d’un électron liant augmente l’ordre de liaison d’une demi-unité et renforce la liaison, tandis que l’ajout d’un électron antiliant diminue l’ordre de liaison d’une demi-unité et affaiblit la liaison.

💡 Astuce mémo

Liante entre les noyaux, antiliante avec un nœud qui défait la liaison.

📖 16. Hybridation et délocalisation électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Molécule conjuguée : Molécule présentant une alternance de liaisons simples et multiples, ce qui permet la délocalisation des électrons π sur plusieurs atomes.

★ À maîtriser

• Pour décrire une molécule polyatomique par hybridation, on repère les orbitales atomiques engagées, détermine la géométrie moléculaire, puis combine les orbitales atomiques pour obtenir des orbitales hybrides compatibles avec cette géométrie.

• Dans l’éthylène C₂H₄, les carbones hybridés sp² forment une liaison π par recouvrement latéral de leurs orbitales p, ce qui contribue à la planéité et empêche la libre rotation autour de la double liaison.

Compléments

• Dans le méthane CH₄, le carbone est hybridé sp³ et ses quatre orbitales hybrides forment quatre liaisons σ dirigées selon les sommets d’un tétraèdre.

• Dans l’acétylène C₂H₂, chaque carbone possède une hybridation sp et les deux orbitales hybrides sp pointent à 180° l’une de l’autre.

• La conjugaison stabilise une molécule par délocalisation électronique, appelée effet de résonance, et entraîne une planéité locale dans la zone hybridée sp².

💡 Astuce mémo

Un nuage π s’étend au-dessus et au-dessous du plan des atomes conjugués.

📖 17. Complexes et champ cristallin

🔑 Notions clés & Définitions

• Complexe : Structure formée lorsqu’un métal de transition ou l’un de ses cations se lie fortement à plusieurs atomes ou molécules appelés ligands.

★ À maîtriser

• Dans un champ octaédrique, les orbitales d orientées vers les ligands sont déstabilisées et forment le niveau eg, tandis que les autres sont stabilisées et forment le niveau t₂g.

📌 Un ligand à champ fort comme CN⁻ favorise un complexe à bas spin lorsque l’écart Δo est supérieur à l’énergie d’appariement P, tandis qu’un ligand à champ faible comme F⁻ favorise un complexe à haut spin lorsque Δo est inférieur à P.

Compléments

• Les ligands anioniques ou moléculaires possèdent au moins un doublet électronique libre disponible et agissent comme bases de Lewis.

💡 Astuce mémo

Champ fort : les électrons s’apparient ; champ faible : ils occupent eg.

📖 18. Géométrie moléculaire par RPECV

🔑 Notions clés & Définitions

• Méthode RPECV : GILLESPIE - Méthode qui prévoit la géométrie moléculaire en plaçant les doublets liants et libres aussi loin que possible les uns des autres autour de l’atome central.
• Moment dipolaire : Grandeur vectorielle de direction celle de la liaison et de sens allant du pôle négatif vers le pôle positif.
• Liaison ionique : Attraction électrostatique entre des ions de signes opposés, qui assure la cohésion du réseau ionique.
• Coordinence : Nombre d’ions de charge opposée en contact avec un ion donné.

📝 Points essentiels

• Dans le modèle RPECV, X désigne un atome lié à l’atome central et E un doublet libre de l’atome central ; le type AXₙEₘ compte n atomes liés et m doublets libres.

• En VSEPR, la géométrie est déterminée par la répulsion entre les doublets liants et libres de l’atome central ; les doublets libres des atomes latéraux sont exclus.

📌 Le type moléculaire AXₙEₘ compte n atomes liés et m doublets libres autour de l’atome central, soit p = n + m directions ; une liaison multiple compte pour une seule direction.

• Les figures de répulsion selon le nombre de directions sont :

  • p = 2 : une droite
  • p = 3 : un triangle équilatéral
  • p = 4 : un tétraèdre
  • p = 5 : une bipyramide à base triangulaire
  • p = 6 : un octaèdre

• Dans une bipyramide à base triangulaire, les positions axiales et équatoriales ne sont pas équivalentes et les doublets libres se placent prioritairement en position équatoriale, où les angles sont de 120° plutôt que 90° en axial.

• La force de répulsion entre deux doublets dépend des charges impliquées et de leur distance, conformément à la force de Coulomb $F = K\frac{q q'}{d^2}$.

📌 Les répulsions suivent l’ordre $R_{EE} > R_{EX} > R_{XX}$, car les distances suivent l’ordre $d_{EE} < d_{EX} < d_{XX}$ ; un doublet libre est donc plus encombrant qu’un doublet liant.

📐 Formule - Le moment dipolaire vérifie $\mu = qd$, et pour une liaison polarisée $\mu = \delta e\ell$, où δ mesure la séparation des charges et ℓ est la longueur de liaison.

📌 Les moments dipolaires de liaison s’ajoutent vectoriellement pour donner le moment dipolaire global, et des liaisons polarisées peuvent avoir une résultante nulle dans une molécule symétrique de type AX₂, AX₃, AX₄, AX₅ ou AX₆.

• La coordinence dépend du rapport des rayons cation/anion : elle vaut 4 pour 0,225 ≤ RC/RA ≤ 0,414, 6 pour 0,414 ≤ RC/RA ≤ 0,732 et 8 pour 0,732 ≤ RC/RA ≤ 1.

• Dans un solide métallique, les électrons de valence se délocalisent sur l’ensemble des atomes, formant un réseau régulier de cations plongés dans une mer d’électrons qui assure la neutralité électrique.

• Les métaux sont ductiles et malléables, bons conducteurs thermiques et électriques, et bons réflecteurs de la lumière grâce aux électrons délocalisés.

💡 Astuce mémo

Les doublets s’écartent sur une sphère autour de l’atome central.

📊 Tableaux de synthèse

Interactions de Van der Waals