Fiche de révision : Propriétés atomiques et liaisons chimiques

📋 Plan du Cours

1. Rayon atomique et van der Waals
2. Énergie d’ionisation
3. Affinité électronique
4. Électronégativité et liaisons
5. Moment dipolaire et polarité
6. Notation et modèle de Lewis
7. Types de liaisons covalentes
8. Limites et résonance de Lewis

📖 1. Rayon atomique et van der Waals

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon atomique : La moitié de la distance entre les deux noyaux de la molécule X₂, soit $R_A=\frac{d_1}{2}$.
• Rayon de van der Waals : La moitié de la distance minimale d’approche entre deux molécules lors d’un choc sans formation de liaison, soit $R_{VDW}=\frac{d_2}{2}$.

📝 Points essentiels

📌 Le rayon atomique augmente dans une colonne et diminue dans une période.

💡 Astuce mémo

Colonne : couches supplémentaires ; période : attraction nucléaire renforcée

📖 2. Énergie d’ionisation

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : L’énergie positive nécessaire pour arracher un électron à un atome gazeux et former un cation.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Les ionisations successives s’écrivent $X\rightarrow X^+ + e^-$ puis $X^+\rightarrow X^{2+}+e^-$, avec $EI_1<EI_2$.

📌 Dans une période, l’énergie d’ionisation augmente lorsque le numéro atomique et l’attraction électrostatique noyau-électron augmentent, tandis que dans une colonne le passage à une couche supplémentaire la diminue.

💡 Astuce mémo

Attraction noyau-électron accrue → électron plus difficile à arracher

📖 3. Affinité électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Affinité électronique : L’énergie libérée lors de l’addition d’un électron à un atome gazeux pour former un anion, et sa valeur est négative.

📝 Points essentiels

📌 Plus la valeur absolue de l’affinité électronique est grande, plus la capture d’un électron libère d’énergie et plus l’anion formé est stable.

💡 Astuce mémo

Capture d’un électron → énergie libérée → anion plus stable

📖 4. Électronégativité et liaisons

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : La capacité d’un élément à attirer les électrons partagés lors de la formation d’une liaison chimique.

★ À maîtriser

📌 Une différence d’électronégativité inférieure à 1,7 correspond à une liaison covalente, tandis qu’une différence plus importante correspond à une liaison ionique et augmente la polarité.

Compléments

📐 Formule — Selon l’échelle de Mulliken, l’électronégativité vérifie $\chi_A=\frac{1}{2}(EI-EA)$.

• Sur l’échelle de Pauling, χ(F)=4,0 et l’exemple HF donne ΔχHF=1,8 puis χ(H)=2,2.

💡 Astuce mémo

Faible différence : covalente ; forte différence : ionique

📖 5. Moment dipolaire et polarité

🔑 Notions clés & Définitions

• Moment dipolaire : Lorsque le barycentre des charges positives est distinct de celui des charges négatives.

★ À maîtriser

📐 Formule — Le moment dipolaire d’une liaison est donné par $\mu=q_e\times\delta\times l$ et s’exprime en coulomb-mètre ou en debye.

📌 Les molécules polaires ont μ≠0, comme les molécules diatomiques hétéronucléaires et les molécules polyatomiques dissymétriques, tandis que les molécules apolaires ont μ=0, comme les molécules diatomiques homonucléaires et les molécules polyatomiques symétriques à centre de symétrie.

Compléments

• Le vecteur du moment dipolaire est orienté du pôle négatif vers le pôle positif, et la somme algébrique des charges partielles d’une molécule est nulle.

💡 Astuce mémo

Barycentres confondus : apolaire ; séparés : polaire

📖 6. Notation et modèle de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Représentation de Lewis : La répartition des électrons de valence autour des atomes et dans les liaisons d’une molécule.

📝 Points essentiels

📌 Une liaison covalente résulte de la mise en commun d’un doublet d’électrons de valence entre deux atomes.

📌 Les atomes s’associent généralement pour atteindre la configuration stable d’un gaz rare avec huit électrons de valence, sauf H, He et Li qui suivent la règle du duet avec deux électrons.

• 🔄 La construction d’un modèle de Lewis suit quatre étapes:
  1. compter les électrons de valence
  2. calculer les doublets
  3. placer les doublets liants et non liants
  4. rechercher les charges formelles

💡 Astuce mémo

Compter, partager, compléter, vérifier

📖 7. Types de liaisons covalentes

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison de coordination : Le don d’une paire électronique par un atome donneur à un atome accepteur présentant une lacune électronique.
• Liaison multiple : Le partage de plusieurs paires électroniques entre deux atomes, comme dans O₂ ou N₂.
• Lacune électronique : Un déficit de deux électrons par rapport à la configuration électronique d’un gaz rare.

📝 Points essentiels

📌 Une liaison covalente apolaire partage deux électrons célibataires entre deux atomes de même électronégativité, tandis qu’une liaison covalente polarisée les partage entre deux atomes d’électronégativités différentes.

💡 Astuce mémo

Partage égal, partage polarisé ou don d’un doublet

📖 8. Limites et résonance de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Hypervalence : Un atome portant plus de huit électrons dans sa couche de valence, ce qui dépasse la règle de l’octet.
• Résonance : Une structure réelle qui est une superposition pondérée de plusieurs formules limites équivalentes ou contributrices.

★ À maîtriser

📌 Pour choisir la forme mésomère principale, on respecte d’abord l’octet au maximum, puis on minimise les charges et enfin on recherche la structure la plus symétrique.

Compléments

• À partir de la troisième période, les orbitales d peuvent permettre la promotion d’électrons de valence et l’hypervalence, comme dans SF₄ et SF₆.

📌 Le modèle de Lewis ne permet pas toujours de déterminer une formule unique et n’explique pas le caractère paramagnétique de molécules comme O₂.

💡 Astuce mémo

Octet, charges minimales, symétrie, puis formes mésomères

📊 Tableaux de synthèse

Évolution des propriétés périodiques