Fiche de révision : Spectres et classification atomique

📋 Plan du Cours

1. Constitution de l’atome
2. Éléments et unités chimiques
3. Lumière et quantification énergétique
4. Orbitales et nombres quantiques
5. Niveaux d’énergie de l’hydrogène
6. Spectres de l’hydrogène et ions hydrogénoïdes
7. Configurations électroniques des atomes et ions
8. Classification périodique et propriétés
9. Charge effective et approximation de Slater
10. Composition massique et formule brute
11. Approximation de Slater et composition massique
12. Liaison covalente et structures de Lewis
13. Octet, hypervalence et mésomérie
14. Liaisons ionique, métallique et radicaux
15. Polarisation, VSEPR et interactions
16. Forces intermoléculaires et propriétés
17. Fonctions et nomenclature organiques
18. Isomérie plane et stéréoisomérie

📖 1. Constitution de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Espèce électriquement neutre constituée d’un noyau sphérique central et d’électrons, dont le diamètre est de l’ordre de $10^{-10}\ \mathrm{m}$.

★ À maîtriser

📌 Le noyau contient les nucléons, c’est-à-dire les protons de charge $+e$ et les neutrons sans charge électrique, tandis que les électrons portent la charge $-e$ et sont en nombre égal aux protons dans un atome neutre.

• La masse de l’électron vaut $9{,}11\times10^{-31}\ \mathrm{kg}$ et sa charge vaut $-1{,}602\times10^{-19}\ \mathrm{C}$.

• 🔄 L’expérience de Rutherford se déroule ainsi:

  1. Des particules alpha bombardent une fine feuille d’or.
  2. La plupart traversent la feuille sans déviation.
  3. Une très faible fraction est déviée et produit des impacts sur l’écran fluorescent.
  4. La masse de l’atome est interprétée comme concentrée dans une petite région centrale.

Compléments

• Le proton a une charge de $+1{,}6022\times10^{-19}\ \mathrm{C}$ et une masse de $1{,}6726\times10^{-27}\ \mathrm{kg}$, soit environ 1836 fois la masse de l’électron.

• Le neutron est électriquement neutre et sa masse vaut environ $1{,}6749\times10^{-27}\ \mathrm{kg}$, proche de celle du proton.

📐 Formule — Le rayon nucléaire vérifie $R=R_0A^{1/3}$ avec $R_0=1{,}414\times10^{-15}\ \mathrm{m}$.

💡 Astuce mémo

Le noyau concentre la masse, tandis que les électrons portent la charge négative autour de lui.

📖 2. Éléments et unités chimiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Élément chimique : Un élément chimique est une entité fondamentale commune aux différentes variétés d’un même corps simple et à ses combinaisons avec d’autres corps.
• Mole : La mole est l’unité SI de quantité de matière correspondant à un système contenant autant d’entités élémentaires qu’il y a d’atomes dans 12 g de carbone 12.
• Unité de masse atomique : Définie comme le douzième de la masse d’un atome de carbone 12 et valant $1{,}6606\times10^{-27}\ \mathrm{kg}$.
• Masse molaire : Moyenne pondérée des masses isotopiques relatives par leurs abondances naturelles.

★ À maîtriser

📌 Les isotopes ont le même nombre de protons $Z$ mais des nombres de neutrons $N$ différents, tandis que les isobares ont le même nombre de nucléons $A$ mais des nombres de protons et de neutrons différents.

• La constante d’Avogadro vaut $N_A=6{,}022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$.

Compléments

📌 Les isotones ont le même nombre de neutrons $N$ mais des nombres de protons $Z$ et de nucléons $A$ différents.

💡 Astuce mémo

A-Z-N : A est le nombre de nucléons, Z celui des protons et N celui des neutrons.

📖 3. Lumière et quantification énergétique

🔑 Notions clés & Définitions

• Photon : Einstein, 1905 — Particule de masse et de charge nulles qui se propage à la vitesse de la lumière et transporte un quantum d’énergie.
• Orbitale atomique : Fonction d’onde solution de l’équation de Schrödinger et définie par quatre nombres quantiques.

★ À maîtriser

📐 Formule — L’énergie d’un photon est quantifiée selon $E=h\nu=\frac{hc}{\lambda}$, où $h=6{,}6261\times10^{-34}\ \mathrm{J\,s}$ est la constante de Planck. — Max Planck, 1900

Compléments

📐 Formule — Selon de Broglie, la longueur d’onde associée à une particule matérielle vaut $\lambda=\frac{h}{mc}$ dans la relation présentée par le cours.

📐 Formule — L’inégalité temporelle d’Heisenberg s’écrit $\Delta E\times\Delta t\geq\hbar$ avec $\hbar=\frac{h}{2\pi}$.

💡 Astuce mémo

Quantification de l’énergie → émission ou absorption de photons.

📖 4. Orbitales et nombres quantiques

★ À maîtriser

• Les quatre nombres quantiques qui définissent l’état d’un électron sont le nombre principal $n$, le nombre azimutal $l$, le nombre magnétique $m_l$ et le nombre magnétique de spin $m_s$.

• Le nombre quantique azimutal vérifie $0\leq l\leq n-1$ et les sous-couches correspondent à $l=0{,}1{,}2{,}3$, notées respectivement s, p, d et f.

• Le nombre quantique magnétique prend les valeurs entières de $-l$ à $+l$, soit $2l+1$ valeurs, et ne participe pas à l’énergie électronique.

• Le nombre quantique magnétique de spin de l’électron ne peut prendre que les valeurs $m_s=+\frac12$ et $m_s=-\frac12$.

• Les types d’orbitales se distinguent ainsi: les orbitales s sont sphériques et indépendantes des angles, les orbitales p sont directionnelles avec trois orientations, les orbitales d comportent cinq orbitales, les orbitales f comportent sept orbitales

Compléments

• Une couche de nombre quantique principal $n$ possède $2n^2$ états électroniques possibles.

💡 Astuce mémo

n → l → mₗ → mₛ : couche, sous-couche, orbitale, spin.

📖 5. Niveaux d’énergie de l’hydrogène

🔑 Notions clés & Définitions

• Ion hydrogénoïde : Espèce ionique issue d’un atome ayant perdu tous ses électrons sauf un, constituée d’un noyau de charge $+Ze$ et d’un seul électron.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour un ion hydrogénoïde, l’énergie du niveau principal $n$ vaut $E_n=-13{,}6\frac{Z^2}{n^2}\ \mathrm{eV}$.

📌 Le niveau $n=1$ correspond à l’état fondamental, les niveaux $n>1$ sont des états excités et la limite $n\to\infty$ correspond à l’ionisation.

📐 Formule — Lorsqu’un électron passe d’un niveau excité $p$ à un niveau plus stable $n$, le photon émis vérifie $\Delta E=E_p-E_n=\frac{hc}{\lambda}$.

Compléments

📐 Formule — La formule de Ritz-Rydberg relie le nombre d’onde aux niveaux de l’hydrogène selon $\sigma=\frac1\lambda=R_HZ^2\left(\frac1{n^2}-\frac1{p^2}\right)$, avec $R_H\approx1{,}0973731\times10^7\ \mathrm{m^{-1}}$.

💡 Astuce mémo

État excité → transition vers un niveau plus stable → émission d’un photon.

📖 6. Spectres de l’hydrogène et ions hydrogénoïdes

🔑 Notions clés & Définitions

• État fondamental : Correspond à n = 1, lorsque l’électron occupe le niveau de plus basse énergie.
• Ionisation de l’atome : L’ionisation de l’atome consiste à éloigner infiniment l’électron du noyau, ce qui correspond à n tendant vers l’infini et à une énergie finale E∞ = 0.
• Ion hydrogénoïde : Provient d’un atome ayant perdu tous ses électrons sauf un et possède un noyau de charge +Ze ainsi qu’un seul électron.

★ À maîtriser

📐 Formule — L’énergie d’un niveau de l’atome d’hydrogène ou d’un ion hydrogénoïde est $E_n=-13{,}6\times\frac{Z^2}{n^2}\ \mathrm{eV}$.

📐 Formule — Le nombre d’onde d’une raie d’émission d’un ion hydrogénoïde vérifie $\sigma=\frac{1}{\lambda}=R_H Z^2\left(\frac{1}{n^2}-\frac{1}{p^2}\right)$, avec $R_H\approx1{,}0973731\times10^7\ \mathrm{m^{-1}}$.

• Les quatre raies visibles de l’hydrogène sont:
  • Hα = 656 nm
  • Hβ = 486 nm
  • Hγ = 434 nm
  • Hδ = 410 nm

Compléments

• Les séries spectrales de l’hydrogène sont:
  • Lyman : UV, λlim = 91 nm
  • Balmer : visible + UV, λlim = 364,3 nm
  • Paschen : IR proche, λlim = 820 nm
  • Brackett : IR, λlim = 1460 nm
  • Pfund : IR, λlim = 2280 nm

💡 Astuce mémo

Niveau excité p → transition vers n → photon émis

📖 7. Configurations électroniques des atomes et ions

🔑 Notions clés & Définitions

• Configuration électronique : Indique la répartition des électrons d’un atome ou d’un ion dans les différentes sous-couches ou orbitales atomiques, le nombre d’électrons étant écrit en exposant.

★ À maîtriser

📌 Le principe d’exclusion de Pauli interdit à deux électrons d’avoir quatre nombres quantiques identiques ; une orbitale doublement occupée contient donc deux électrons de spins opposés.

• Un niveau de nombre quantique principal n peut contenir au maximum $2n^2$ électrons et comporte $n^2$ orbitales.

• La règle de Klechkowsky impose de remplir les orbitales selon l’ordre croissant de n + l ; à valeur égale de n + l, l’orbitale de plus petit n est remplie en premier.

• La règle de Hund impose, dans un niveau dégénéré non saturé, l’occupation d’un maximum d’orbitales avec des spins parallèles avant l’appariement.

• Les électrons de valence appartiennent à la couche de plus grand n et déterminent principalement la réactivité chimique, tandis que les électrons de cœur appartiennent aux couches et sous-couches saturées de plus basse énergie.

• Pour former la configuration électronique d’un ion, on ajoute des électrons à l’atome pour un anion ou on en retire pour un cation afin d’atteindre une configuration plus stable, souvent celle d’un gaz noble.

Compléments

• Les exceptions indiquées à la règle de Klechkowsky sont le chrome, dont la configuration réelle est [Ar] 4s¹ 3d⁵, et le cuivre, dont la configuration réelle est [Ar] 4s¹ 3d¹⁰.

💡 Astuce mémo

Pauli–Klechkowsky–Hund : PKH

📖 8. Classification périodique et propriétés

📝 Points essentiels

• La classification périodique moderne classe les éléments par numéro atomique Z croissant, contrairement au classement historique de Mendeleïev par masse atomique croissante en 1869.

• La classification périodique comprend:

  • 18 colonnes ou groupes
  • 7 lignes ou périodes
  • le bloc s
  • le bloc p
  • le bloc d
  • le bloc f

• Les colonnes 1 et 2 constituent le bloc s, les colonnes 3 à 12 le bloc d, les colonnes 13 à 18 le bloc p, et les lanthanides et actinides le bloc f.

• Le caractère métallique augmente de droite à gauche dans une période et de haut en bas dans un groupe ; environ 80 % des corps simples du tableau périodique sont des métaux.

• Le caractère acido-basique des oxydes évolue globalement de basique à gauche vers acide à droite ; les oxydes des métaux de transition et de la colonne 13 sont souvent amphotères.

• L’énergie de première ionisation augmente de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans un groupe ; l’hélium possède la valeur la plus élevée avec 24,3 eV.

📐 Formule — Selon Mulliken, l’électronégativité sans dimension est $\chi=\frac{1}{2}(EI+AE)$ lorsque EI et AE sont exprimées en eV.

💡 Astuce mémo

Gauche et bas : métallique et réducteur ; droite et haut : électronégatif et oxydant

📖 9. Charge effective et approximation de Slater

🔑 Notions clés & Définitions

• Charge effective : Est la charge positive du noyau ressentie par un électron après l’écran exercé par les autres électrons.

★ À maîtriser

📐 Formule — Dans l’approximation de Slater, le rayon orbitalaire est $r_{n,l}=\frac{n^{*2}a_0}{Z^*}$ avec $a_0=52{,}9\ \mathrm{pm}$.

📌 Un cation possède un rayon nettement inférieur à celui de l’atome correspondant, tandis qu’un anion possède un rayon nettement supérieur.

📐 Formule — La charge effective se calcule par $Z^*=Z-S_i$, où S_i est la constante d’écran exercée sur l’électron étudié.

📐 Formule — Dans l’approximation de Slater, l’énergie d’un électron est $E_i=-13{,}6\times\frac{Z^{*2}}{n^{*2}}\ \mathrm{eV}$ et l’énergie totale de l’atome est $E=\sum_{i=1}^{m}n_iE_i$.

Compléments

📌 Pour un électron ns ou np, un électron d’une couche n′ < n − 1 contribue à l’écran par 1, un électron de la couche n′ = n − 1 par 0,85, un électron de la même couche par 0,35 et un électron extérieur par 0. — Slater

💡 Astuce mémo

Électrons internes écrantent → charge effective diminuée

📖 10. Composition massique et formule brute

📝 Points essentiels

📐 Formule — Pour un composé contenant seulement du carbone et de l’hydrogène, le pourcentage massique d’hydrogène vaut $P_m(H)=100-P_m(C)$.

📐 Formule — Pour une espèce de formule brute CxHy et de masse molaire M(A), les indices sont $x=\frac{P_m(C)M(A)}{M(C)}$ et $y=\frac{P_m(H)M(A)}{M(H)}$, avec M(C) = 12 g·mol⁻¹ et M(H) = 1 g·mol⁻¹.

💡 Astuce mémo

Masse → pourcentage → quantité de matière → formule

📖 11. Approximation de Slater et composition massique

🔑 Notions clés & Définitions

• Défaut quantique : La différence entre le nombre quantique principal n et le nombre quantique effectif n*.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Dans l’approximation de Slater, l’énergie totale d’un atome est la somme des énergies des groupes électroniques : $E=\sum_{i=1}^{m}n_iE_i$, où $n_i$ est le nombre d’électrons du groupe et $m$ le nombre de groupes.

📐 Formule — L’énergie d’un électron d’un groupe de nombre quantique principal $n$ est approximée par l’énergie d’un ion hydrogénoïde utilisant la charge nucléaire effective $Z^*$ et le nombre quantique effectif $n^*$ : $E_i=-13{,}6\times\frac{Z^{*2}}{n^{*2}}\ \mathrm{eV}$.

📐 Formule — Le pourcentage massique d’un élément carbone dans une espèce A vérifie $P_m(C)=\frac{m(C)}{m(A)}\times100$.

📐 Formule — Pour une espèce composée uniquement de carbone et d’hydrogène, le pourcentage massique d’hydrogène vérifie $P_m(H)=100-P_m(C)$.

📐 Formule — Pour déterminer la formule brute $C_xH_y$ d’un composé de masse molaire M(A), on utilise $x=\frac{P_m(C)M(A)}{M(C)}$ et $y=\frac{P_m(H)M(A)}{M(H)}$, avec $M(C)=12\ \mathrm{g.mol^{-1}}$ et $M(H)=1\ \mathrm{g.mol^{-1}}$.

💡 Astuce mémo

Écran électronique → charge nucléaire effective → énergie orbitale

📖 12. Liaison covalente et structures de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : La mise en commun de deux électrons appariés entre deux atomes, formant un doublet liant.
• Liaison de coordination : Se forme lorsqu’un atome donne un doublet d’électrons à un autre atome qui l’accepte dans une orbitale externe vacante.
• Règle du duet : Indique que l’hydrogène gagne ou partage un électron pour atteindre une couche externe saturée à deux électrons, comme l’hélium.
• Règle de l’octet : Indique que les atomes de carbone, d’azote, d’oxygène et de fluor tendent à s’entourer de huit électrons, soit quatre paires électroniques, pour atteindre une configuration stable.

📝 Points essentiels

📌 Une liaison double met en commun deux doublets électroniques, tandis qu’une liaison triple en met en commun trois, constituée d’une liaison σ et de deux liaisons π.

📌 Une coupure homolytique partage le doublet de liaison entre les deux atomes et forme des radicaux, tandis qu’une coupure hétérolytique attribue les deux électrons à un seul atome et forme un cation et un anion.

• 🔄 La construction d’une structure de Lewis suit plusieurs étapes:
  1. Compter les électrons de valence
  2. Disposer les atomes autour de l’atome central
  3. Distribuer les doublets liants
  4. Compléter avec les doublets non liants
  5. Calculer les charges formelles

💡 Astuce mémo

Coupure homolytique → radicaux ; coupure hétérolytique → ions

📖 13. Octet, hypervalence et mésomérie

🔑 Notions clés & Définitions

• Mésomérie : La délocalisation d’électrons π, de doublets ou de charges dans une molécule conjuguée, représentée par plusieurs formes mésomères dont l’hybride de résonance décrit la structure réelle.
• Hypervalence : L’extension de l’octet permise notamment par la participation d’orbitales d pour certains éléments à partir de la troisième période.

📝 Points essentiels

📌 Un système cyclique aromatique doit être conjugué, plan et posséder un nombre d’électrons π délocalisables égal à $4n+2$.

📌 Pour comparer des formes mésomères, on privilégie d’abord celle qui respecte l’octet, puis la structure neutre, puis la répartition des charges selon l’électronégativité; des formes équivalentes ont le même poids.

💡 Astuce mémo

Octet → hypervalence → délocalisation

📖 14. Liaisons ionique, métallique et radicaux

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison ionique : Se forme entre des ions de signes opposés et résulte du transfert des électrons vers l’atome le plus électronégatif.
• Liaison métallique : Repose sur des électrons de valence délocalisés et libres autour d’atomes métalliques ordonnés, ce qui assure la cohésion et la conductivité du métal.
• Radical libre : Une espèce neutre très réactive possédant un électron célibataire, généralement formée par rupture homolytique d’une liaison covalente.

📝 Points essentiels

📐 Formule — Dans un solide ionique de formule $A_aC_b$, l’électroneutralité impose $a\times n=b\times m$, où n et m sont les nombres de charge de l’anion et du cation.

• Les solides ioniques sont généralement isolants à l’état solide, mais conduisent l’électricité lorsqu’ils sont fondus ou dissous en solution aqueuse.

💡 Astuce mémo

Ionique : électrons captés ; métallique : électrons libres

📖 15. Polarisation, VSEPR et interactions

🔑 Notions clés & Définitions

• Méthode VSEPR : Prévoit la géométrie moléculaire en disposant les doublets électroniques autour de l’atome central afin de minimiser leurs répulsions.

★ À maîtriser

📐 Formule — Le moment dipolaire d’une liaison polaire vérifie $\mu=q\times d$, où q est la valeur absolue de la charge et d la longueur de liaison.

📌 Les répulsions entre doublets augmentent dans l’ordre doublet liant–doublet liant, doublet liant–doublet non liant, puis doublet non liant–doublet non liant.

• Les angles de valence diminuent lorsque le nombre de doublets libres augmente : ils valent environ 109,5° dans CH4, 107,3° dans NH3 et 104,5° dans H2O.

📐 Formule — Les forces de van der Waals sont des interactions attractives dont l’énergie varie en $1/r^6$ avec la distance intermoléculaire.

📌 Les interactions de Keesom concernent deux dipôles permanents, les interactions de Debye un dipôle permanent et un dipôle induit, et les interactions de London des dipôles instantanés induisant des dipôles voisins.

Compléments

• La liaison HCl possède un moment dipolaire de 1,87 Debye et un caractère ionique de 17,7 %.

💡 Astuce mémo

Répulsions des doublets → géométrie moléculaire

📖 16. Forces intermoléculaires et propriétés

🔑 Notions clés & Définitions

• Interaction de London : Résulte de dipôles instantanés créés par le mouvement des électrons, qui polarisent les molécules voisines.

★ À maîtriser

📐 Formule — L’énergie d’interaction de Debye est $E_D=-\frac{K_D}{r^6}=-\frac{\mu_1^2\alpha}{4\pi\varepsilon_0r^6}$.

📐 Formule — L’énergie attractive totale de van der Waals est $E_{attraction}=-\frac{K_K+K_D+K_L}{r^6}=-\frac{A}{r^6}$.

📐 Formule — L’énergie totale de Lennard-Jones entre deux molécules ou atomes est $E_{totale}=-\frac{A}{r^6}+\frac{B}{r^{12}}$.

• La liaison hydrogène s’établit entre un hydrogène lié à un atome A très électronégatif et un atome B électronégatif possédant un doublet non liant, A étant le donneur et B l’accepteur.

Compléments

📐 Formule — L’énergie de London est $E_L=-\frac{K_L}{r^6}=-\frac{3\alpha_1'\alpha_2'I_1I_2}{2r^6(I_1+I_2)}$.

• Une liaison hydrogène possède une énergie de l’ordre de 13 à 40 kJ.mol−1 et une longueur d’environ 200 pm.

💡 Astuce mémo

Polarisabilité accrue → interactions plus fortes → températures de changement d’état plus élevées

📖 17. Fonctions et nomenclature organiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Alcane : Hydrocarbure acyclique saturé de formule générale $C_nH_{2n+2}$.

★ À maîtriser

• Pour nommer un alcane ramifié selon l’IUPAC, on choisit la plus longue chaîne carbonée, on la numérote, puis on indique les substituants par ordre alphabétique avec leurs indices de position.

• Un alcène possède une double liaison et sa formule générale est $C_nH_{2n}$; son nom se forme en remplaçant la terminaison « ane » par « ène », en donnant le plus petit indice à la double liaison.

• Un alcyne possède une triple liaison et sa formule générale est $C_nH_{2n-2}$; son nom se forme en remplaçant la terminaison « ane » par « yne », en donnant le plus petit indice à la triple liaison.

Compléments

• Les principales fonctions carbonylées sont:
  • aldéhydes
  • cétones
  • acides carboxyliques
  • esters
  • anhydrides
  • halogénures d’acide
  • amides

💡 Astuce mémo

Chaîne principale → numérotation → substituants → classement alphabétique

📖 18. Isomérie plane et stéréoisomérie

🔑 Notions clés & Définitions

• Isomères : Composés possédant la même formule brute mais des formules développées différentes, ce qui peut modifier leurs propriétés physiques et chimiques.
• Énantiomères : Molécules non superposables qui sont images l’une de l’autre dans un miroir; leurs propriétés physiques et chimiques sont identiques sauf le pouvoir rotatoire.
• Diastereoisomères : Stéréoisomères qui ne sont pas images l’un de l’autre dans un miroir.
• Orbitale moléculaire : Fonction qui décrit les électrons d’une molécule et englobe les deux noyaux résultant de la combinaison de deux orbitales atomiques.
• Théorie LCAO : Décrit chaque orbitale moléculaire comme une combinaison linéaire des orbitales atomiques des atomes constituant la molécule, selon $\varphi_i=\sum_j c_{ij}\chi_j$.

📝 Points essentiels

• Les isomères de fonction ont la même formule brute mais appartiennent à des fonctions chimiques différentes, tandis que les isomères de chaîne possèdent les mêmes groupes fonctionnels avec un enchaînement carboné différent.

• Les isomères de position possèdent la même chaîne hydrocarbonée et le même groupe fonctionnel, mais ce groupe est situé à une position différente.

• Pour déterminer la configuration R ou S, on classe les substituants selon les priorités de Cahn-Ingold-Prelog, on place le substituant 4 en arrière, puis un parcours horaire 1-2-3 donne R et un parcours antihoraire donne S.

• Les conformères s’interconvertissent par rotation autour des liaisons sigma sans rupture de liaison chimique, contrairement aux stéréoisomères de configuration qui nécessitent une rupture et une formation de liaison.

• Dans l’éthane, la conformation décalée est plus stable que la conformation éclipsée, et la barrière d’énergie entre deux conformations décalées vaut 12,5 kJ/mol.

• Dans le butane, le conformère décalé anti est le plus stable car les groupes méthyle sont les plus éloignés et l’encombrement stérique est minimal.

• Les trois approximations sont:

  • l’approximation de Born-Oppenheimer
  • l’approximation orbitalaire
  • la théorie LCAO

📐 Formule — L’approximation de Born-Oppenheimer considère que les électrons se déplacent dans le champ de noyaux immobiles et écrit la fonction d’onde sous la forme $\Psi(R,\vec r)=\Phi_{el}(\vec r)\,\chi(R)$.

📌 Les orbitales atomiques de cœur sont généralement exclues de la construction des orbitales moléculaires, tandis que les orbitales atomiques de valence occupées et certaines orbitales vacantes de même nombre quantique principal sont retenues.

📌 L’hybridation sp produit 2 orbitales hybrides orientées à 180°, l’hybridation sp2 produit 3 orbitales hybrides orientées à 120° et l’hybridation sp3 produit 4 orbitales hybrides orientées à 109,5°.

📐 Formule — Une orbitale moléculaire formée par deux orbitales atomiques s’écrit $\varphi=c_1\chi_1+c_2\chi_2$ et doit être normalisée.

💡 Astuce mémo

Constitution = connexions différentes ; configuration = connexions identiques, arrangement différent

📊 Tableaux de synthèse

Familles de particules atomiques

Tendances périodiques principales