Le noyau atomique
Explication
Le noyau concentre la masse de l’atome et contient les protons et les neutrons, ce qui lui donne une charge positive globale. Le nuage électronique porte surtout les électrons et les propriétés chimiques.
Une zone de l’espace où la probabilité de présence de l’électron est maximale
Explication
Une orbitale est définie comme une région de l’espace autour du noyau où la probabilité de trouver l’électron est maximale. Ce n’est pas une trajectoire fixe.
L’orientation spatiale de l’orbitale
Explication
Le nombre quantique magnétique m détermine l’orientation spatiale de l’orbitale dans l’espace. Il ne fixe ni la charge ni le nombre d’électrons.
Deux électrons de spins opposés
Explication
Une orbitale peut contenir au maximum deux électrons, à condition qu’ils aient des spins opposés. C’est une conséquence du principe de Pauli.
Le principe de Pauli
Explication
Le principe de Pauli interdit à deux électrons d’avoir exactement les mêmes quatre nombres quantiques ; dans une même case, ils doivent donc avoir des spins opposés. Hund concerne d’abord le remplissage des cases dégénérées.
La règle de Hund
Explication
La règle de Hund impose de remplir d’abord séparément les orbitales de même énergie avec des électrons célibataires. L’appariement ne vient qu’ensuite.
Des éléments ayant le même nombre d’électrons de valence
Explication
Les éléments d’un même groupe ont généralement le même nombre d’électrons sur leur couche externe, ce qui explique leurs ressemblances chimiques. Une période correspond au contraire à une ligne.
Au type de sous-couche occupée par la dernière orbitale
Explication
Les blocs s, p, d et f sont définis par le type de sous-couche dans laquelle se place la dernière orbitale occupée. Ce n’est pas lié directement à la masse ou au nombre de neutrons.
L’aptitude d’un atome à attirer vers lui le doublet de liaison
Explication
L’électronégativité est la capacité d’un atome engagé dans une liaison à attirer le doublet liant vers lui. Elle ne se confond pas avec le nombre d’électrons d’une couche.
F > O > N ≈ Cl
Explication
Le fluor est le plus électronégatif, suivi de l’oxygène, puis de l’azote et du chlore qui sont approximativement voisins. Les autres ordres inversent au moins une de ces relations.
Une mise en commun d’une paire d’électrons apportée par deux atomes
Explication
Une liaison covalente normale correspond au partage d’une paire d’électrons entre deux atomes. La liaison de coordination, elle, provient du don des deux électrons par un seul atome.
Un recouvrement latéral des orbitales p
Explication
Une liaison π résulte d’un recouvrement latéral, généralement entre orbitales p. Le recouvrement axial produit au contraire une liaison σ.
Que l’hydrogène tend à être entouré de 2 électrons
Explication
La règle du duet indique que l’hydrogène cherche à atteindre 2 électrons autour de lui, comme l’hélium. La règle de l’octet concerne surtout les éléments de la 2e période.
L’hypervalence à partir de la 3e période
Explication
Le phosphore appartient à la 3e période et peut dépasser 8 électrons autour de lui : c’est l’hypervalence. Cela permet de représenter PCl5 avec cinq liaisons simples.
La répulsion entre les doublets d’électrons de valence
Explication
La théorie RPEV repose sur la répulsion électrostatique entre les doublets de valence, qui se placent de façon à la minimiser. C’est cette répartition qui détermine la géométrie moléculaire.
Doublet non liant–doublet non liant > doublet non liant–liaison > liaison–liaison
Explication
En RPEV, les répulsions décroissent ainsi : doublet non liant–doublet non liant > doublet non liant–liaison > liaison–liaison. Les doublets non liants occupent plus de volume et repoussent davantage.
Autant d’orbitales moléculaires que d’orbitales atomiques de départ
Explication
La méthode LCAO produit autant d’orbitales moléculaires que d’orbitales atomiques combinées. On obtient à la fois des orbitales liantes et anti-liantes.
N = (nombre d’électrons liants − nombre d’électrons anti-liants) / 2
Explication
L’ordre de liaison est donné par la formule N = (n − n*) / 2, où n est le nombre d’électrons liants et n* celui des électrons anti-liants. Plus N est grand, plus la liaison est stable.
Quatre orbitales hybrides sp3
Explication
L’hybridation sp3 mélange une orbitale s et trois orbitales p pour former quatre orbitales hybrides équivalentes. Elles s’orientent vers les sommets d’une géométrie tétraédrique.
Parce que l’hybridation concerne les recouvrements σ et les doublets non liants
Explication
Dans ce cours, l’hybridation concerne les orbitales impliquées dans les recouvrements σ et les doublets non liants. Les recouvrements π sont exclus, car ils proviennent d’orbitales p non hybridées.
Hybridation sp3
Explication
Dans CH4, le carbone adopte une hybridation sp3 qui mélange une orbitale s et trois orbitales p pour former quatre orbitales équivalentes. Elles sont orientées tétraédriquement avec un angle d’environ 109°28.
Parce qu’elle résulte d’un recouvrement latéral d’orbitales p non hybrides
Explication
Dans ce modèle, seules les contributions aux liaisons σ et les doublets non liants participent à l’hybridation. La liaison π provient d’un recouvrement latéral d’orbitales p restées non hybrides.
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Atome — définition ?
Partie la plus petite d’un élément neutre.
Noyau atomique — localisation ?
Centre de l’atome, chargé positivement.
Nuage électronique — rôle ?
Contient les électrons, propriétés chimiques.
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