Fiche de révision : Structure et liaisons de l’atome

📋 Plan du Cours

1. Structure fondamentale de l’atome
2. Nombres quantiques et orbitales
3. Remplissage électronique
4. Lewis et géométrie VSEPR
5. Hybridation du carbone
6. Liaisons covalentes sigma et pi
7. Azote, oxygène et modèle quantique

📖 1. Structure fondamentale de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre atomique : Correspond au nombre de protons et d’électrons de l’atome.
• Nombre de masse : Est égal au nombre de protons et de neutrons.
• Électrons de valence : Situés sur la couche externe et responsables de la formation des liaisons et des propriétés chimiques.

💡 Astuce mémo

Z identifie l’élément, A additionne protons et neutrons

📖 2. Nombres quantiques et orbitales

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre quantique principal : Le nombre quantique principal n définit la couche électronique, sa taille et son énergie, avec un maximum de $2n^2$ électrons par couche.
• Nombre quantique azimutal : Le nombre quantique azimutal l définit la forme de l’orbitale : l = 0 correspond à s, l = 1 à p, l = 2 à d et l = 3 à f.
• Nombre quantique magnétique : Le nombre quantique magnétique m_l définit l’orientation spatiale de l’orbitale et prend 2l + 1 valeurs comprises entre -l et +l.
• Nombre quantique de spin : Le nombre quantique de spin s est propre à l’électron et vaut +1/2 ou -1/2.

💡 Astuce mémo

n-l-m-s : couche, forme, orientation, spin

📖 3. Remplissage électronique

📝 Points essentiels

• Le principe de stabilité de Klechkowsky impose le remplissage des orbitales par ordre d’énergie croissant, par exemple 1s puis 2s, 2p et 3s.

• Le principe d’exclusion de Pauli autorise au maximum deux électrons par orbitale atomique, avec des spins antiparallèles.

• La règle de Hund impose de remplir d’abord le maximum d’orbitales de même énergie avec des électrons de spins parallèles avant de les apparier.

💡 Astuce mémo

Klechkowsky remplit, Pauli limite, Hund répartit

📖 4. Lewis et géométrie VSEPR

★ À maîtriser

📌 La règle du duet ou de l’octet décrit la recherche de la configuration du gaz rare le plus proche, avec 2 électrons pour l’hydrogène et 8 électrons pour le carbone, l’azote et l’oxygène.

📐 Formule — La charge formelle vérifie $q = e^-_{valence} - e^-_{non-liants} - nombre\ de\ liaisons$.

• Le modèle VSEPR minimise les répulsions entre les paires d’électrons autour de l’atome central.

• Dans le modèle VSEPR, AX₂ est linéaire à 180°, AX₃ est trigonal plan à 120° et AX₄ est tétraédrique à 109,5°.

Compléments

📐 Formule — Pour une formule moléculaire C_xH_yN_zO_tX_u, le nombre d’insaturations vérifie $n = x - \frac{y}{2} + \frac{z}{2} - \frac{u}{2} + 1$.

💡 Astuce mémo

Répulsions minimales des doublets → géométrie moléculaire

📖 5. Hybridation du carbone

📝 Points essentiels

• L’hybridation sp³ combine une orbitale s et trois orbitales p pour former quatre orbitales sp³, de géométrie tétraédrique à 109,5°, comme dans le méthane CH₄.

• L’hybridation sp² combine une orbitale s et deux orbitales p pour former trois orbitales sp² et conserve une orbitale p pure, avec une géométrie plane à 120°, comme dans l’éthylène H₂C=CH₂.

• L’hybridation sp combine une orbitale s et une orbitale p pour former deux orbitales sp et conserve deux orbitales p pures, avec une géométrie linéaire à 180°, comme dans l’acétylène HC≡CH.

💡 Astuce mémo

sp³ tétraédrique, sp² plane, sp linéaire

📖 6. Liaisons covalentes sigma et pi

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison sigma : Une liaison σ résulte d’un recouvrement axial dans l’axe de la liaison et permet une libre rotation autour de celle-ci.
• Liaison pi : Une liaison π résulte d’un recouvrement latéral d’orbitales p pures parallèles et ne permet pas la libre rotation.
• Liaison covalente : Mise en commun d’électrons entre deux atomes.
• Liaison dative : Une liaison dative ou de coordination est une liaison covalente dans laquelle un seul atome fournit les électrons mis en commun.

📝 Points essentiels

📌 La longueur et l’énergie des liaisons suivent l’ordre suivant : une liaison triple est plus courte et plus forte qu’une liaison double, elle-même plus courte et plus forte qu’une liaison simple, soit C≡C < C=C < C−C pour la longueur.

💡 Astuce mémo

σ tourne axialement, π bloque latéralement la rotation

📖 7. Azote, oxygène et modèle quantique

🔑 Notions clés & Définitions

• Équation de Schrödinger : Erwin Schrödinger, 1926 — L’équation de Schrödinger décrit l’électron comme une onde dans le cadre de la dualité onde-particule, car le modèle classique de l’électron gravitant autour du noyau ne permettait pas d’expliquer la stabilité des atomes.

★ À maîtriser

• L’azote possède Z = 7, est trivalent et porte un doublet non liant ; il peut être hybridé sp³, sp² ou sp.

• L’oxygène possède Z = 8, est divalent et porte deux doublets non liants ; il peut être hybridé sp³ ou sp².

Compléments

• Dans NH₃, l’azote est sp³ et l’angle de liaison vaut 107° ; dans l’imine CH₂=NH, il est sp² ; dans le nitrile CH₃−C≡N, il est sp.

• Dans H₂O, l’oxygène est sp³ avec un angle de 104,5°, tandis que dans le formaldéhyde H₂C=O, il est sp².

• Erwin Schrödinger a développé son équation en 1926, et il a reçu le prix Nobel en 1933.

📊 Tableaux de synthèse

Hybridations et géométries du carbone