Fiche de révision : Notion d’atome et propriétés périodiques

📋 Plan du Cours

1. Rôle et histoire de la chimie
2. Modèles et structure atomiques
3. Mesures et composition de l’atome
4. Isotopes et criticité des éléments
5. Ondes électromagnétiques
6. Photons et quantification énergétique
7. Modèle de Slater et énergie atomique
8. Nombres quantiques et configurations électroniques
9. Nombres d’oxydation
10. Classification périodique et propriétés
11. Liaison chimique et modèle de Lewis
12. Types de liaisons covalentes
13. Charge formelle et stabilité électronique
14. Géométrie moléculaire VSEPR
15. Polarité et moment dipolaire
16. Orbitales moléculaires et propriétés
17. Théorie des bandes et conductivité
18. Hybridation des orbitales atomiques
19. Hybridation sp² de l’éthène
20. Hybridation sp de l’éthyne
21. Diagrammes des orbitales moléculaires

📖 1. Rôle et histoire de la chimie

🔑 Notions clés & Définitions

• Alchimie : Un ensemble de pratiques et de spéculations liées à la transmutation des métaux, à la recherche d’un élixir de longue vie, d’une panacée universelle et de la pierre philosophale.

★ À maîtriser

• La réalisation d’une réaction chimique exige de maîtriser ses aspects thermodynamiques et cinétiques.

📌 La loi de conservation de la matière, associée aux expériences de Lavoisier, s’énonce ainsi : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ». - Antoine Laurent de Lavoisier

Compléments

• La chimie intervient dans des domaines tels que la santé, l’industrie, le bâtiment, les matériaux, l’agroalimentaire et l’informatique.

• Le corps humain est le siège de plus de 2000 réactions chimiques contrôlées thermodynamiquement et cinétiquement.

• Les formes allotropiques et matériaux cités du carbone 12 sont : le diamant, le graphite, les fullerènes, les nanotubes, le noir de carbone, les polymères

• Le diamant est dur, tandis que le graphite est friable.

• Le PET, issu de l’acide téréphtalique et de l’éthylène glycol, est transparent et léger, tandis que le HDPE est opaque et rigide.

• Lavoisier publie le Traité élémentaire de chimie en 1789 et marque une rupture avec l’alchimie. - Antoine Laurent de Lavoisier, 1793

• Lavoisier identifie et nomme l’oxygène en 1778 et établit en 1787, avec Berthollet, une nomenclature chimique comprenant notamment l’hydrogène et l’azote. - Antoine Laurent de Lavoisier

• L’eau est un composé constitué de deux éléments et non un élément chimique. - Antoine Laurent de Lavoisier

💡 Astuce mémo

Science descriptive du XVIIIe siècle → science quantitative actuelle

📖 2. Modèles et structure atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle atomique : Une représentation visible d’une réalité invisible, construite pour prédire des phénomènes et susceptible d’évoluer.

★ À maîtriser

• Les cinq hypothèses de Dalton sont (John Dalton, 1808) :

  • les atomes sont des particules indivisibles et invisibles
  • les atomes d’un même élément sont identiques et de même masse
  • les atomes d’éléments différents ont des propriétés et des masses différentes
  • un composé est un assemblage d’atomes d’un ou plusieurs éléments
  • une réaction chimique réarrange les atomes

• En 1911, Rutherford découvre le noyau atomique grâce à la diffusion de particules alpha par une feuille d’or; le noyau concentre presque toute la masse et toute la charge positive de l’atome. - Ernest Rutherford

• Dans le modèle de Bohr présenté en 1913, les électrons occupent des orbites à distances spécifiques du noyau et émettent un photon lorsqu’ils passent d’une couche à une autre de plus basse énergie. - Niels Bohr, 1914

📌 Le principe d’incertitude de Heisenberg affirme qu’il est impossible de déterminer simultanément avec précision la position et la vitesse d’une particule. - Werner Heisenberg, 1927

• Les propriétés chimiques d’un atome dépendent de son nuage électronique et de ses électrons de valence.

Compléments

📌 Au Ve siècle av. J.-C., Démocrite propose une matière composée d’atomes insécables, tandis qu’Aristote soutient au IVe siècle av. J.-C. qu’elle est divisible indéfiniment.

• En 1897, J. J. Thomson découvre l’électron, chargé négativement; en 1913, il met en évidence les isotopes du néon. Son modèle de 1904 représente l’atome comme une matière positive contenant des électrons, à l’image d’un plum-pudding. - Joseph John Thomson

• En 1924, de Broglie attribue à l’électron une nature ondulatoire et étend la dualité onde-particule à la matière; les notions de nuage électronique et d’orbitale se développent ensuite avec la mécanique ondulatoire de Schrödinger et l’interprétation probabiliste de Born en 1926. - Louis Victor de Broglie

• L’équation de Schrödinger décrit l’évolution de la fonction d’onde associée à l’état d’une particule. - Erwin Schrödinger, 1930

💡 Astuce mémo

Un noyau massif au centre, entouré d’un nuage électronique beaucoup plus vaste

📖 3. Mesures et composition de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Unité de masse atomique : Égale au douzième de la masse d’un atome de carbone 12 et vaut 1,66054 × 10⁻²⁷ kg.
• Mole : La quantité de matière d’un système contenant autant d’entités élémentaires qu’il y a d’atomes dans 12 grammes de carbone 12.

★ À maîtriser

• Le nombre d’Avogadro, qui correspond au nombre d’entités par mole, vaut 6,022 × 10²³ mol⁻¹.

• Un nucléide est une espèce atomique définie par son numéro atomique Z et son nombre de masse A.

📐 Formule - Le nombre de masse vérifie $A = Z + N$, où Z est le nombre de protons et N le nombre de neutrons.

• Le numéro atomique Z est le nombre de protons du noyau et, pour un atome neutre, le nombre d’électrons.

Compléments

• La charge de l’électron est −1,602 × 10⁻¹⁹ C et sa masse est 9,1093 × 10⁻³¹ kg.

• La charge du proton est +1,602 × 10⁻¹⁹ C et sa masse est 1,6726 × 10⁻²⁷ kg.

• Le neutron est électriquement neutre et sa masse est 1,6749 × 10⁻²⁷ kg, approximativement égale à celle du proton.

• Le noyau atomique a une dimension de l’ordre de 10⁻¹⁵ m, tandis que le nuage électronique s’étend sur environ 10⁻¹⁰ m.

📌 La masse d’un atome de carbone 12 est environ 12 uma, tandis que la masse d’une mole de carbone 12 est environ 12 g.

📐 Formule - Le nombre d’entités N et la quantité de matière n sont liés par $N = N_A n$.

• Le document recense 118 éléments chimiques naturels ou de synthèse, dont 80 stables et environ 25 essentiels à la vie.

📖 4. Isotopes et criticité des éléments

🔑 Notions clés & Définitions

• Isotopes : Des nucléides ayant le même nombre de protons Z mais des nombres de neutrons et des nombres de masse A différents.
• Thermomètre isotopique : Un instrument qui estime une température en mesurant le rapport d’abondance de deux isotopes d’un même élément.

★ À maîtriser

• Les fiches de criticité évaluent les matières premières minérales jugées stratégiques pour l’économie française selon deux axes : le risque d’approvisionnement (SR) et l’importance économique (EI).

• Les isotopes d’un même élément occupent la même case du tableau périodique et ont des propriétés chimiques identiques, mais des propriétés physiques différentes.

📐 Formule - La masse molaire d’un élément naturel est la somme pondérée des masses molaires isotopiques : $M = \sum_i x_i M_i$, où xᵢ est la fraction de l’isotope i et Mᵢ sa masse molaire.

Compléments

• Les représentations DDRS des éléments codent leur abondance par la surface et leur criticité par la couleur; l’édition 2019 signale en gris les éléments exploités dans des zones de conflits armés.

• Une fiche de criticité examine : les usages et la consommation, la production mondiale et les ressources, la substituabilité, le recyclage, les prix, les restrictions au commerce international et les réglementations, la production française et les ressources, la filière industrielle en France, le commerce extérieur et la consommation française

• La masse molaire de l’oxygène naturel est calculée avec les abondances 99,76 % de ¹⁶O, 0,04 % de ¹⁷O et 0,20 % de ¹⁸O, ce qui donne 15,9994 g·mol⁻¹.

• Parmi les éléments connus, seuls les 82 premiers, à l’exception du technétium et du prométhium, possèdent au moins un isotope stable; les éléments suivants n’ont pas de nucléide stable.

• La variation du rapport ¹⁸O/¹⁶O mesurée dans les sédiments marins, les calottes glaciaires ou les fossiles, et rapportée à une référence, permet d’estimer les températures passées.

📖 5. Ondes électromagnétiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Onde électromagnétique : Un phénomène comportant des champs électrique et magnétique oscillant à la même fréquence, perpendiculaires l’un à l’autre et à la direction de propagation.
• Fréquence : Le nombre de cycles complets d’une onde qui se produisent en une seconde.
• Période : Le temps nécessaire à une onde pour effectuer un cycle complet.
• Longueur d’onde : La distance parcourue par l’onde pendant une période.

★ À maîtriser

📐 Formule - La longueur d’onde et la fréquence vérifient $\lambda = \frac{c}{\nu}$, où c est la vitesse de propagation de la lumière dans le vide.

• L’effet photoélectrique est l’émission d’électrons par un matériau sous l’action de la lumière; sa libération dépend d’une fréquence seuil et ne s’explique pas par la seule augmentation de l’intensité dans la théorie ondulatoire.

Compléments

• Dans le vide, une onde électromagnétique se propage à 3 × 10⁸ m·s⁻¹.

📐 Formule - La période et la fréquence vérifient $T = \frac{1}{\nu}$.

• Le spectre électromagnétique comprend, des longueurs d’onde courtes aux longues :
  • les rayons gamma
  • les rayons X
  • l’ultraviolet
  • le visible
  • l’infrarouge
  • les micro-ondes
  • les ondes radio

📖 6. Photons et quantification énergétique

🔑 Notions clés & Définitions

• Spectre d’émission continue : Contient des radiations qui se suivent sans interruption.

★ À maîtriser

• Selon l’hypothèse d’Einstein, l’énergie d’une radiation de fréquence ν est quantifiée et transportée par des quanta appelés photons.

📐 Formule - L’énergie du photon est donnée par $E = h\nu = \frac{hc}{\lambda}$, où h = 6,6260 × 10⁻³⁴ J·s est la constante de Planck.

• L’énergie d’un photon augmente lorsque la fréquence augmente ou que la longueur d’onde diminue.

• La lumière blanche possède un spectre d’émission continu comprenant des radiations de 400 à 780 nm.

• Lorsqu’on fournit de l’énergie thermique ou électrique à la matière, celle-ci s’excite et émet un spectre de raies colorées sur fond noir.

• Lorsqu’un spectre continu traverse un échantillon atomique à l’état fondamental, le spectre observé présente des raies noires sur fond coloré.

• Les atomes, molécules, ions et noyaux possèdent des niveaux d’énergie quantifiés, et les photons associés à leurs transferts d’énergie appartiennent à différents domaines spectraux.

Compléments

• Le photon est une particule de masse et de charge nulles qui se déplace dans le vide à la vitesse c de la lumière.

• Un électronvolt vaut 1,6 × 10⁻¹⁹ J.

• En 1885, la série de Balmer est observée dans le spectre d’émission de l’hydrogène.

• Les raies visibles de la série de Balmer représentées ont pour longueurs d’onde 396,2 nm, 410,1 nm, 434,0 nm, 486,1 nm et 656,2 nm.

• Le spectre d’émission de l’hydrogène est obtenu en excitant par décharge électrique de l’hydrogène à basse pression puis en faisant passer la lumière émise à travers un prisme.

• Les molécules possèdent des énergies quantifiées :

  • nucléaire
  • électronique
  • vibrationnelle
  • rotationnelle

💡 Astuce mémo

Fréquence plus grande → énergie du photon plus grande

📖 7. Modèle de Slater et énergie atomique

★ À maîtriser

📌 Le modèle de Bohr ne prend en compte que les interactions électron-noyau, tandis que le modèle de Slater prend également en compte les répulsions interélectroniques dans les atomes polyélectroniques.

• Dans le modèle de Slater, les électrons situés entre le noyau et l’électron étudié font écran à la charge nucléaire, de sorte que cet électron ressent une charge effective inférieure à la charge nucléaire réelle.

📐 Formule - La charge nucléaire effective vérifie $Z^*=Z-\sigma$, avec $\sigma=\sum_{j\ne i}\sigma_{ij}$, où $\sigma_{ij}$ est la constante d’écran exercée par l’électron $j$ sur l’électron $i$.

Compléments

• Le modèle de Slater permet d’estimer les énergies des orbitales atomiques et les énergies d’ionisation des atomes polyélectroniques.

📐 Formule - Pour l’hydrogène, l’énergie du niveau n est $E_n=-13{,}6\frac{Z^2}{n^2}\ \text{eV}$ ; pour un atome polyélectronique, elle est estimée par $E_n=-13{,}6\frac{(Z^*)^2}{(n^*)^2}\ \text{eV}$.

📐 Formule - L’énergie totale d’un atome est la somme des énergies de ses N électrons : $E_{\mathrm{tot}}=\sum_{i=1}^{N}E_i$.

📖 8. Nombres quantiques et configurations électroniques

★ À maîtriser

• Le quatrième nombre quantique, le spin, caractérise le mouvement intrinsèque de l’électron et prend les valeurs $m_s=+\frac12$ ou $m_s=-\frac12$.

• Chaque électron dans un atome est caractérisé par les quatre nombres quantiques n, l, m et mₛ.

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

• Pour un niveau principal n, le nombre maximal d’orbitales est $n^2$ et le nombre maximal d’électrons est $2n^2$.

• Les orbitales se remplissent par énergie croissante selon la règle de Klechkowski : l’ordre suit les valeurs croissantes de n+l et, en cas d’égalité, l’orbitale de plus petit n se remplit d’abord.

• Selon la règle de Hund, les orbitales isoénergétiques sont occupées séparément autant que possible avant l’appariement des électrons, afin de maximiser le spin total.

• Dans une configuration abrégée, les électrons du gaz rare précédent, noté entre crochets, sont les électrons de cœur, tandis que les électrons écrits après les crochets sont les électrons de valence, responsables des propriétés chimiques.

• Lors de l’ionisation d’un atome, les électrons les plus faiblement liés sont arrachés ; pour les éléments concernés, on remplit les orbitales s avant les orbitales d, mais on vide les orbitales s avant les orbitales d.

Compléments

• Les orbitales s, p, d et f peuvent accueillir respectivement 2, 6, 10 et 14 électrons au maximum.

• La configuration électronique de l’oxygène, qui possède 8 électrons, est $1s^2\,2s^2\,2p^4$.

• La configuration électronique du titane, qui possède 22 électrons, s’écrit à l’ordre de remplissage $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2\,3d^2$.

• Le titane Ti²⁺ s’écrit [Ar] 3d² 4s⁰, et non [Ar] 4s² 3d⁰.

• Les configurations électroniques du cuivre et du chrome sont respectivement [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ et [Ar] 3d⁵ 4s¹, car les sous-couches d pleines ou demi-pleines sont particulièrement stables.

📖 9. Nombres d’oxydation

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre d’oxydation : Indique l’état d’oxydation d’un élément, peut être positif, négatif ou nul, et s’écrit en chiffres romains à côté de l’atome.

★ À maîtriser

📌 Pour un ion simple, le nombre d’oxydation d’un atome est égal à sa charge réelle ; dans une molécule ou un ion complexe, il correspond à la charge fictive obtenue en attribuant les électrons de liaison aux éléments les plus électronégatifs.

📐 Formule - La somme des nombres d’oxydation des atomes d’une espèce est égale à la charge de cette espèce : $\sum_{\text{atomes}}\mathrm{n.o.}=\text{charge de l’espèce}$.

• Les nombres d’oxydation usuels sont :
  • +I pour les alcalins
  • +II pour les alcalino-terreux
  • −I pour les halogènes
  • −II pour les chalcogènes

Compléments

📌 Dans les peroxydes, où les oxygènes sont liés entre eux, l’oxygène a le nombre d’oxydation −I ; dans les hydrures métalliques, l’hydrogène a le nombre d’oxydation −I.

• Dans SO₂, le soufre a le nombre d’oxydation +IV, car chaque oxygène vaut −II et la molécule est neutre.

• Dans NO₃⁻, l’azote a le nombre d’oxydation +V, car chaque oxygène vaut −II et la charge totale vaut −I.

• Les nombres d’oxydation de l’azote vont de −III à +V ; ils valent notamment +V dans NO₃⁻, +IV dans NO₂, +III dans NO₂⁻, +II dans NO, +I dans N₂O, 0 dans N₂ et −III dans NH₃.

• Pour les éléments de transition, les nombres d’oxydation peuvent être très variés ; le cours indique une plage allant de −IV à +VIII.

📖 10. Classification périodique et propriétés

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon atomique : Le rayon de l’atome isolé ou la moitié de la distance entre deux atomes, associé à l’orbitale la plus diffuse.
• Énergie d’ionisation : L’énergie nécessaire pour arracher un électron à une espèce chimique à l’état fondamental gazeux.
• Affinité électronique : L’énergie associée à l’ajout d’un électron à un atome isolé à l’état fondamental, à 0 K et en phase gazeuse.
• Électronégativité : Mesure la tendance d’un atome à attirer vers lui les électrons de la liaison qui l’unit à un autre atome.
• Oxydant : Une espèce chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.
• Réducteur : Une espèce chimique capable de donner un ou plusieurs électrons.
• Rayon de covalence : La moitié de la distance séparant deux atomes identiques liés par une liaison covalente.
• Rayon métallique : La moitié de la distance séparant deux atomes identiques dans un métal.

★ À maîtriser

• Dans le tableau périodique, les éléments d’un même groupe ont des propriétés chimiques analogues et le même nombre d’électrons de valence, tandis que les éléments d’une même période ont des propriétés différentes mais peuvent être localement proches.

• Le rayon atomique augmente en descendant une colonne et diminue de gauche à droite dans une période.

📌 À noyau identique, le rayon ionique suit l’ordre r_anion > r_atome > r_cation : gagner des électrons augmente le rayon, tandis qu’en perdre le diminue.

• Une réaction d’oxydoréduction transfère un ou plusieurs électrons d’un réducteur vers un oxydant appartenant à deux couples différents.

Compléments

📐 Formule - Le rayon atomique est estimé par $R_a=\frac{(n^*)^2}{Z^*}a_0$, où le rayon de Bohr de l’hydrogène vaut $a_0=0{,}53\ \text{Å}$.

• Dans une série isoélectronique, le rayon ionique diminue lorsque la charge nucléaire Z augmente.

• Les énergies successives d’ionisation augmentent : EI₃ > EI₂ > EI₁.

• Dans une colonne, l’énergie d’ionisation tend à diminuer lorsque n augmente ; dans une période, elle tend à augmenter avec la charge nucléaire Z.

📖 11. Liaison chimique et modèle de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Lewis : Représente les électrons de valence et permet de prévoir le nombre de liaisons formées par la plupart des éléments dans leurs composés ; il est bien adapté aux éléments des blocs s et p.
• Liaison covalente : Résulte de la mise en commun de deux électrons de valence formant un doublet liant, et le nombre de liaisons est égal au nombre de doublets liants.
• Molécule : Un ensemble d’atomes liés entre eux par des liaisons.

★ À maîtriser

• La formation d’une liaison chimique correspond à un minimum d’énergie résultant des interactions électrostatiques entre les atomes.

• Pour atteindre une configuration de gaz rare, les atomes peuvent s’ioniser, comme Na⁺ ou Cl⁻, ou s’associer en mettant en commun des doublets d’électrons.

Compléments

• Briser une liaison chimique nécessite de l’énergie, tandis que former une liaison libère de l’énergie ; pour H₂, les variations d’enthalpie indiquées sont respectivement +436 kJ et −436 kJ.

• Dans les liaisons chimiques, les électrons mis en jeu sont les électrons de valence.

• Dans le formalisme de Lewis, un doublet liant ou non liant est représenté par un tiret, un électron célibataire par un point et une lacune par un carré.

• Dans une covalence simple, chaque atome apporte un électron au doublet liant.

💡 Astuce mémo

Mise en commun de doublets d’électrons → formation de liaisons covalentes.

📖 12. Types de liaisons covalentes

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente pure : Partage les électrons avec une probabilité égale de présence près de chacun des deux noyaux.
• Liaison covalente polaire : Déplace la densité électronique vers l’atome qui attire davantage les électrons de liaison.
• Liaison covalente dative : Une liaison dont les deux électrons sont fournis par le même atome.

★ À maîtriser

• Dans une liaison covalente simple, chaque atome apporte un électron au doublet liant.

Compléments

• Dans H₂, la liaison H—H est covalente pure et non polaire.

📌 Dans une liaison covalente dative, l’atome donneur est une base de Lewis et l’atome accepteur est un acide de Lewis.

💡 Astuce mémo

Partage équilibré dans H₂, partage déplacé dans HCl.

📖 13. Charge formelle et stabilité électronique

★ À maîtriser

📌 La charge formelle d’un atome se détermine en comparant son nombre d’électrons en propre, égal aux doublets non liants plus la moitié des électrons des doublets liants, à son nombre d’électrons de valence.

📌 Si le nombre d’électrons en propre d’un atome dépasse son nombre d’électrons de valence, l’atome porte une charge négative.

Compléments

• Dans NH₂⁻, l’azote possède 6 électrons en propre contre 5 électrons de valence et porte une charge négative.

📌 Si le nombre d’électrons en propre d’un atome est inférieur à son nombre d’électrons de valence, l’atome porte une charge positive.

• Dans NH₄⁺, l’azote possède 4 électrons en propre contre 5 électrons de valence et porte une charge positive.

💡 Astuce mémo

Plus d’électrons propres que de valence : charge négative ; moins : charge positive.

📖 14. Géométrie moléculaire VSEPR

★ À maîtriser

• La règle du duet concerne H et He : leur couche de valence tend à contenir 2 électrons.

• À partir de la seconde période, les atomes tendent à atteindre 8 électrons sur leur couche de valence selon la règle de l’octet.

• Dès la troisième période, certains atomes peuvent dépasser l’octet grâce à des orbitales d inoccupées, et le nombre maximal de liaisons indiqué est leur nombre d’électrons de valence.

Compléments

• BeH₂ et BH₃ sont des exemples où le nombre de 8 électrons autour de l’atome n’est pas toujours atteint, notamment pour des éléments du bloc s.

• Le fluor, situé en deuxième période, ne peut pas dépasser l’octet et FBr₃ n’existe pas.

• Le phosphore peut former PCl₃ et PCl₅, et PCl₅ illustre un phosphore entouré de 10 électrons dans le modèle de l’octet étendu.

📌 L’extension de l’octet dépend aussi de la taille de l’atome central, qui doit être assez volumineux pour accueillir plus de huit électrons.

📖 15. Polarité et moment dipolaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie VSEPR : Prévoit la géométrie moléculaire en recherchant la disposition qui minimise les répulsions électroniques autour d’un atome central.

★ À maîtriser

📌 En notation AXₙEₚ, X représente les atomes ou groupes d’atomes autour de l’atome considéré et E ses doublets non liants.

• Les géométries idéales correspondant à n + p égal à :
  • 2 : linéaire
  • 3 : plane trigonale
  • 4 : tétraédrique
  • 5 : bipyramidale à base trigonale
  • 6 : octaédrique

📌 Un doublet non liant repousse davantage qu’un doublet liant et abaisse les angles opposés au doublet non liant.

Compléments

📌 En VSEPR, une liaison simple, double ou triple compte comme un seul voisin, et les cases quantiques vides ne sont pas prises en compte.

• Les angles idéaux associés aux géométries VSEPR sont environ 180° pour n + p = 2, 120° pour 3, 109,5° pour 4, 120° et 90° pour 5, et 90° pour 6.

• Les angles de CH₄, NH₃ et H₂O sont respectivement 109,5°, 107° et 104,5° dans les exemples du cours.

📌 Une liaison multiple est plus encombrante qu’une liaison simple et abaisse les angles opposés à cette liaison.

• Pour un même atome central, lorsque la différence d’électronégativité avec les atomes liés augmente, les doublets liants occupent moins d’espace et les angles diminuent.

• Pour les hydrures comparés, les angles sont de 107° pour NH₃, 93,83° pour PH₃ et 91,58° pour AsH₃.

💡 Astuce mémo

Différence d’électronégativité → séparation des charges → dipôle.

📖 16. Orbitales moléculaires et propriétés

🔑 Notions clés & Définitions

• Moment dipolaire : Un vecteur orienté de la charge négative δ− vers la charge positive δ+ d’un dipôle constitué de deux charges opposées séparées par une distance.

★ À maîtriser

• Plus la différence d’électronégativité entre deux atomes liés est grande, plus le moment dipolaire de leur liaison est important.

• Le cours associe un moment dipolaire à une liaison entre deux atomes de différences d’électronégativité comprises entre 0,3 et 1,9 ; en dessous de 0,3, la liaison est considérée pure et au-dessus de 1,9, ionique.

• Le moment dipolaire global d’une molécule est la somme vectorielle de ses moments dipolaires locaux ; la molécule est polaire si cette somme est non nulle et apolaire si elle est nulle.

Compléments

📐 Formule - Le moment dipolaire vérifie $|\vec{\mu}| = ql = \delta e l$, où δ est le pourcentage d’ionicité, e = 1,602 × 10⁻¹⁹ C et l la distance entre les atomes.

• Le Debye est une unité usuelle du moment dipolaire et 1 D = 3,34 × 10⁻³⁰ C·m.

• H₂O est polaire avec un moment dipolaire global non nul, tandis que CO₂ est apolaire avec un moment dipolaire global nul.

💡 Astuce mémo

Recouvrement constructif : liante et stabilisante ; destructif : antiliante et déstabilisante.

📖 17. Théorie des bandes et conductivité

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale moléculaire : Obtenue par combinaison linéaire d’orbitales atomiques d’atomes différents et décrit un électron de la molécule.
• Radical : Une molécule contenant au moins un électron non apparié.

★ À maîtriser

📌 Une orbitale liante est plus basse en énergie que les orbitales atomiques de départ et stabilise le système, tandis qu’une orbitale antiliante est plus haute et le déstabilise.

📌 Un recouvrement orbitalaire efficace exige des orbitales de même symétrie ; selon la convention de l’axe z d’approche, un recouvrement longitudinal forme une liaison σ et un recouvrement latéral selon x ou y forme une liaison π.

📐 Formule - L’indice de liaison vaut $I=\frac{N_{\mathrm{liantes}}-N_{\mathrm{antiliantes}}}{2}$, où les deux nombres comptent les électrons des orbitales moléculaires liantes et antiliantes.

📌 Dans le modèle présenté, un indice de liaison nul correspond à une molécule instable qui n’existe pas, tandis qu’un indice non nul correspond à une molécule stable.

📌 Un spin total nul indique l’absence d’électrons célibataires et un comportement diamagnétique, tandis qu’un spin total non nul indique des électrons célibataires et un comportement paramagnétique.

Compléments

• La combinaison de n orbitales atomiques produit n orbitales moléculaires.

📐 Formule - Pour deux orbitales atomiques, le recouvrement constructif vérifie $\Psi(OM_1)=\Psi(1s_a)+\Psi(1s_b)$ et forme une orbitale moléculaire liante.

📐 Formule - Pour deux orbitales atomiques, le recouvrement destructif vérifie $\Psi(OM_2)=\Psi(1s_a)-\Psi(1s_b)$ et forme une orbitale moléculaire antiliante.

📌 Les orbitales de cœur ne sont pas combinées pour construire les orbitales moléculaires, car elles ne se recouvrent pas efficacement à la distance d’approche des atomes.

📌 Des orbitales atomiques dont la différence d’énergie dépasse 10 eV ne sont pas combinées, car les orbitales moléculaires obtenues restent proches des niveaux initiaux.

• Lorsque l’ordre de liaison augmente, l’énergie de liaison augmente et sa longueur diminue ; pour C—C, C=C et C≡C, les longueurs sont 1,54 Å, 1,34 Å et 1,21 Å, et les énergies sont 345, 597 et 835 kJ·mol⁻¹.

📌 Une molécule dont le diagramme d’orbitales moléculaires est symétrique est apolaire dans le modèle présenté, tandis qu’un diagramme asymétrique indique une molécule polaire.

• H₂ est diamagnétique avec un spin total nul, tandis que O₂ est paramagnétique avec un spin total égal à 1 et deux électrons non appariés.

💡 Astuce mémo

Gap nul : conducteur ; gap élevé : isolant ; faible gap : semi-conducteur.

📖 18. Hybridation des orbitales atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie des bandes : Modélise les valeurs d’énergie accessibles aux électrons d’un solide et permet d’expliquer ses propriétés électriques.

★ À maîtriser

📌 Un conducteur a un gap nul entre bandes de valence et de conduction, un isolant a un gap de plusieurs eV et un semi-conducteur a un gap faible d’au plus 1 eV.

Compléments

• Lorsque le nombre d’atomes liés augmente, les niveaux électroniques se subdivisent en niveaux de plus en plus proches qui forment des bandes d’énergie.

💡 Astuce mémo

AXₙEₚ : 2 → sp, 3 → sp², 4 → sp³.

📖 19. Hybridation sp² de l’éthène

★ À maîtriser

• L’éthène C₂H₄ est plan trigonal, de type VSEPR AX₃, avec n + p = 3 et une hybridation sp² du carbone.

• Dans l’éthène C₂H₄, les carbones sp² forment 4 liaisons σ C-H, 1 liaison σ C-C et 1 liaison π C-C.

Compléments

• Le graphite est présenté comme un exemple d’hybridation sp².

📖 20. Hybridation sp de l’éthyne

★ À maîtriser

• L’éthyne C₂H₂ est linéaire, de type VSEPR AX₂, avec n + p = 2 et une hybridation sp du carbone.

• Dans l’éthyne C₂H₂, les carbones sp forment 2 liaisons σ C-H, 1 liaison σ C-C et 2 liaisons π C-C.

Compléments

• Les carbynes sont présentés comme un exemple d’hybridation sp.

📌 Les interactions σ se produisent entre orbitales s ou hybridées sp³, sp² ou sp selon l’axe des liaisons simples C-H, O-H ou C-C.

📌 Les interactions π se produisent entre orbitales p pures parallèles et correspondent aux liaisons doubles et triples C-C.

📖 21. Diagrammes des orbitales moléculaires

★ À maîtriser

• Pour représenter les orbitales moléculaires, les orbitales hybrides interagissent entre elles et les orbitales p pures interagissent entre elles ; une orbitale engagée dans une liaison possède 1 électron et une orbitale correspondant à un doublet non liant en possède 2.

• Dans le diagramme de la fonction carbonyle C=O, le carbone et l’oxygène sont tous deux hybridés sp² ; les orbitales donnent des OM liantes σ C-O et π C-O, des OM anti-liantes σ* C-O et π* C-O, ainsi que des OM non-liantes.

• Dans le diagramme de la fonction alcyne C≡C, chaque carbone est hybridé sp et le diagramme comporte des OM liantes σ C-C et π C-C ainsi que des OM anti-liantes σ* C-C et π* C-C.

Compléments

• Dans le diagramme de la fonction alcane C-C, chaque carbone est hybridé sp³ et le diagramme comporte une OM liante σ C-C et une OM anti-liante σ* C-C.

💡 Astuce mémo

Les liaisons π viennent des orbitales p pures ; les liaisons σ, des orbitales hybridées.