Fiche de révision : Propriétés et liaisons chimiques

📋 Plan du Cours

1. Rayons atomiques et van der Waals
2. Énergie d’ionisation
3. Affinité électronique
4. Électronégativité et nature des liaisons
5. Moment dipolaire et polarité
6. Notation et liaisons de Lewis
7. Méthode de construction de Lewis
8. Limites et mésomérie

📖 1. Rayons atomiques et van der Waals

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon atomique : la moitié de la distance entre les deux noyaux de la molécule X₂, soit $RA=\frac{d_1}{2}$
• 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 $R_{VDW}=\frac{d_2}{2}$

★ À maîtriser

📌 Le rayon atomique augmente de haut en bas dans une colonne et diminue de gauche à droite dans une période.

Compléments

• Dans une période, l’augmentation de Z renforce les forces d’attraction électrostatique entre le noyau et les électrons.

📐 Formule — Dans le modèle présenté, le rayon d’une couche vérifie $r_n=\frac{n^2a_0}{Z}$.

💡 Astuce mémo

Dans une période, le rayon diminue ; dans une colonne, il augmente.

📖 2. Énergie d’ionisation

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : l’énergie positive nécessaire pour arracher un électron à un atome gazeux

★ À maîtriser

📐 Formule — La première ionisation s’écrit $X\rightarrow X^++e^-$ et la deuxième s’écrit $X^+\rightarrow X^{2+}+e^-$.

📌 L’énergie de première ionisation est inférieure à l’énergie de deuxième ionisation, soit $EI_1<EI_2$.

Compléments

• Dans une période, l’énergie d’ionisation augmente lorsque Z augmente et que l’attraction noyau-électron se renforce.

📌 Une sous-couche stable rend l’ionisation plus difficile, tandis qu’une sous-couche moins stable rend l’ionisation plus facile, comme pour Be par rapport à B et N par rapport à O.

💡 Astuce mémo

EI1 puis EI2 : arracher le deuxième électron demande davantage d’énergie.

📖 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

★ À maîtriser

📌 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.

Compléments

• Lors de la formation de Cl⁻, le chlore capte un électron et passe de 17 à 18 électrons, ce qui forme un anion plus stable.

💡 Astuce mémo

Capture d’un électron → libération d’énergie → anion plus stable.

📖 4. Électronégativité et nature des liaisons

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : la grandeur qui caractérise la capacité d’un élément à attirer les électrons d’une liaison chimique

★ À maîtriser

📌 Un élément électronégatif tend à capter un électron et à former un anion, tandis qu’un élément électropositif tend à perdre un électron et à former un cation.

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

📐 Formule — Selon Pauling, la différence d’électronégativité vérifie $\Delta\chi_{AB}=0{,}102\sqrt{D(A-B)-\frac{1}{2}[D(A-A)+D(B-B)]}$.

📌 Une différence d’électronégativité inférieure à 1,7 correspond à une liaison covalente, tandis qu’une différence plus grande correspond à une liaison ionique.

Compléments

• Pauling a fixé l’électronégativité du fluor à χ(F)=4,0.

💡 Astuce mémo

Électropositif : perd des électrons ; électronégatif : les attire et forme des anions.

📖 5. Moment dipolaire et polarité

🔑 Notions clés & Définitions

• Moment dipolaire : lorsque le barycentre des charges positives est distinct du barycentre des charges négatives

★ À maîtriser

📌 L’atome qui s’appauvrit en électrons porte une charge partielle δ⁺, tandis que l’atome qui s’enrichit porte une charge partielle δ⁻.

📐 Formule — Le moment dipolaire d’une liaison vérifie $\mu=q_e\times\delta\times l$ 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 possédant un centre de symétrie.

Compléments

• Un Debye vaut $1\,D=3{,}3\times10^{-30}\,C\cdot m$.

• Le moment dipolaire de la molécule d’eau vaut environ 1,84 D.

💡 Astuce mémo

Molécule polaire : μ ≠ 0 ; molécule apolaire : μ = 0.

📖 6. Notation et liaisons de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Modèle de Lewis : la répartition des électrons de valence autour des atomes et dans les liaisons d’une molécule
• Liaison de coordination : du don d’une paire électronique par un atome donneur à un atome accepteur possédant une lacune électronique
• Liaison multiple : au 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 résulte de la mise en commun d’un doublet d’électrons entre deux atomes.

📌 Une liaison covalente apolaire met en commun deux électrons célibataires entre deux atomes de même électronégativité, tandis qu’une liaison covalente polarisée relie des atomes d’électronégativités différentes.

💡 Astuce mémo

Électrons de valence → doublets liants → octet ou duet.

📖 7. Méthode de construction de Lewis

★ À maîtriser

📌 La règle de l’octet indique que les atomes s’associent pour s’entourer de huit électrons et atteindre une configuration de gaz rare.

• 🔄 La construction d’un modèle de Lewis suit plusieurs étapes:
  1. Compter les électrons de valence
  2. Calculer le nombre de doublets
  3. Placer les atomes et les doublets
  4. Rechercher les charges éventuelles

📐 Formule — Si N est pair, le nombre de doublets est $N/2$ ; si N est impair, il est $\frac{N-1}{2}$ doublets plus un électron célibataire.

📌 Pour déterminer la charge formelle, un atome est neutre si m=n, chargé x⁻ si m>n et chargé x⁺ si m<n, où n est le nombre d’électrons de valence et m le nombre d’électrons qui l’entourent.

Compléments

• Dans l’ion nitrate, le nombre total d’électrons de valence est 24 et correspond à 12 doublets.

💡 Astuce mémo

Compter → diviser en doublets → placer → vérifier les charges.

📖 8. Limites et mésomérie

🔑 Notions clés & Définitions

• Hypervalence : une espèce chimique dans laquelle un atome porte plus de huit électrons dans sa couche de valence
• Résonance : que la structure réelle d’une molécule est une superposition pondérée de plusieurs formules limites

★ À maîtriser

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

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

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

Compléments

• Les éléments de la quatrième période cherchent à s’entourer de 18 électrons.

• Dans le dioxyde de soufre, les atomes d’oxygène sont indiscernables et les liaisons sont identiques dans la structure réelle.

💡 Astuce mémo

Octet insuffisant ou formules multiples → hypervalence, résonance ou limites du modèle.

📊 Tableaux de synthèse

Évolution des propriétés périodiques

Types de molécules selon le moment dipolaire