Revision sheet: Atomes et liaisons chimiques

📋 Plan du Cours

1. Structure générale de l’atome
2. Caractérisation et isotopes
3. Niveaux d’énergie électroniques
4. Orbitales et nombres quantiques
5. Règles de remplissage électronique
6. Ions et électrons de valence
7. Classification périodique
8. Électronégativité et ionisation
9. Modèle de Lewis et octet
10. Géométrie et liaisons moléculaires

📖 1. Structure générale de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : La plus petite particule qui conserve les propriétés d’un élément et qui est constituée de protons, de neutrons et d’électrons.

★ À maîtriser

• Les protons et les neutrons forment le noyau positif, tandis que les électrons forment le nuage électronique négatif.

Compléments

• Le volume de l’atome est environ 10^12 fois plus grand que celui du noyau, ce qui signifie qu’un atome est quasi vide.

• Le nuage électronique peut être modifié et se déplacer, contrairement au noyau qui n’est pas modifié dans ces transformations.

💡 Astuce mémo

Noyau massif et positif, nuage léger et négatif

📖 2. Caractérisation et isotopes

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre de masse : Le nombre de nucléons, égal à la somme des protons et des neutrons.
• Numéro atomique : Le nombre de protons et, dans un atome neutre, le nombre d’électrons ; il caractérise l’élément chimique.
• Isotopes : Des atomes ayant le même numéro atomique Z mais des nombres de masse A différents ; ils diffèrent donc par leur nombre de neutrons.

★ À maîtriser

• Le nombre de neutrons est donné par $A-Z$.

Compléments

• Une mole est une quantité de matière contenant autant de particules qu’il y a d’atomes dans 12 g de carbone 12.

💡 Astuce mémo

A = nucléons, Z = protons, A−Z = neutrons

📖 3. Niveaux d’énergie électroniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Hydrogénoïde : Un édifice monoatomique ne renfermant qu’un seul électron.

📝 Points essentiels

• Lorsqu’un électron reçoit de l’énergie, il passe dans un état excité puis retourne vers l’état fondamental en émettant un rayonnement électromagnétique.

📐 Formule — Pour un atome d’hydrogène ou un hydrogénoïde, l’énergie d’une couche n vaut $E_n=-\frac{13{,}6Z^2}{n^2}\ \mathrm{eV}$.

💡 Astuce mémo

Apport d’énergie → excitation, puis émission lors du retour

📖 4. Orbitales et nombres quantiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale atomique : Le volume dans lequel il y a 95 % de chance de trouver l’électron.
• Nombre quantique principal : La couche énergétique et le volume de l’orbitale ; il prend des valeurs entières de 1 à 7.

★ À maîtriser

• Une couche de nombre quantique n peut contenir au maximum $2n^2$ électrons.

• Le nombre d’orbitales par sous-couche est:

  • s : 1 orbitale
  • p : 3 orbitales
  • d : 5 orbitales
  • f : 7 orbitales

Compléments

• Un électron est caractérisé par quatre nombres quantiques : n, ℓ, m et s, le spin s prenant les valeurs +½ ou −½.

💡 Astuce mémo

n couche → ℓ sous-couche → m orientation → s spin

📖 5. Règles de remplissage électronique

📝 Points essentiels

📌 Selon le principe d’exclusion de Pauli, deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques.

📌 Selon la règle de Hund, dans une sous-couche, les électrons occupent d’abord le maximum d’orbitales de même énergie avec des spins parallèles avant de s’apparier.

📌 Selon la règle de Klechkowski, le remplissage suit une valeur croissante de n+ℓ, puis une valeur croissante de n à n+ℓ constant.

• L’ordre de remplissage des sous-couches commence par 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d et 5p.

💡 Astuce mémo

Pauli, Hund, Klechkowski : PHK

📖 6. Ions et électrons de valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrons de valence : Les électrons les plus énergétiques, généralement ajoutés à la configuration du gaz rare précédent ; les autres sont les électrons de cœur.

★ À maîtriser

📌 Pour former un anion, on ajoute un ou plusieurs électrons à l’atome neutre en appliquant les règles usuelles de remplissage.

📌 Pour former un cation, on arrache d’abord l’électron le plus externe, situé sur la couche de nombre n le plus élevé.

Compléments

• Le soufre neutre S de Z=16 possède la configuration 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ et l’ion S²⁻ possède la configuration 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.

💡 Astuce mémo

Anion gagne des électrons, cation perd les plus externes

📖 7. Classification périodique

🔑 Notions clés & Définitions

• Famille chimique : Les éléments d’une même famille ont la même structure de couche externe, la même valence, les mêmes propriétés chimiques et la même représentation de Lewis.

📝 Points essentiels

• La classification périodique a été établie par Mendeleïev en 1869 et classe les éléments selon des numéros atomiques Z croissants.

• La classification périodique comporte 7 lignes appelées périodes et 18 colonnes appelées familles.

• Les métaux alcalins de la colonne 1 ont une couche de valence ns¹ et forment des cations monovalents, tandis que les halogènes de la colonne 17 ont une couche ns²np⁵ et forment des anions monovalents.

💡 Astuce mémo

Période = couche externe, famille = valence et propriétés

📖 8. Électronégativité et ionisation

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Une grandeur sans unité qui caractérise l’aptitude d’un atome à gagner des électrons ou à attirer la densité électronique d’une liaison.

★ À maîtriser

📌 L’électronégativité augmente de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans une colonne de la classification périodique.

• Dans une liaison A−B où B est plus électronégatif que A, B porte une charge partielle δ− et A une charge partielle δ+.

Compléments

• L’ordre relatif d’électronégativité est EN(F) > EN(O) > EN(Cl) > EN(N) ≈ EN(Br) > EN(S) ≈ EN(I) > EN(C) > EN(H) > EN(B).

💡 Astuce mémo

Vers la droite et vers le haut : électronégativité croissante

📖 9. Modèle de Lewis et octet

🔑 Notions clés & Définitions

• Couche de valence : L’ensemble des sous-couches contenant les électrons de valence.
• Charge formelle : Positive lorsqu’un électron est retiré au nombre d’électrons de valence usuel et négative lorsqu’un électron y est ajouté.

★ À maîtriser

• La notation de Lewis peut représenter:
  • liaisons covalentes
  • doublets non liants
  • électrons célibataires
  • lacunes électroniques

📌 L’hydrogène atteint la configuration de l’hélium en saturant sa couche de valence avec 2 électrons.

📌 Le carbone, l’azote, l’oxygène et le fluor respectent la règle de l’octet en saturant leur couche de valence avec 8 électrons.

Compléments

📌 Les éléments de la colonne 13 sont déficients en électrons et ne peuvent donc pas toujours atteindre 8 électrons autour d’eux.

💡 Astuce mémo

Hydrogène vise 2 électrons, C-N-O-F visent 8

📖 10. Géométrie et liaisons moléculaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Théorie VSEPR : La théorie qui prévoit l’organisation spatiale des paires d’électrons liantes et non liantes de façon à minimiser leurs répulsions électrostatiques.
• Orbitales moléculaires : Construites par combinaison linéaire d’orbitales atomiques selon la méthode LCAO et décrivant les électrons des liaisons formées entre les atomes.

★ À maîtriser

• Pour déterminer une géométrie VSEPR, on identifie l’atome central, compte les atomes voisins n et les doublets non liants m, écrit le type ALnEm, puis utilise n+m pour prédire la géométrie.

• Les principales correspondances VSEPR sont:

  • AL2 : linéaire
  • AL3 ou AL2E1 : trigonale plane
  • AL4 ou AL3E1 ou AL2E2 : tétraédrique
  • AL5 : bipyramide trigonale
  • AL6 : octaédrique ou bipyramide à base carrée

📌 Une liaison simple met en commun 2 électrons et correspond à une liaison σ, une liaison double met en commun 4 électrons et correspond à σ+π, tandis qu’une liaison triple met en commun 6 électrons et correspond à σ+2π.

• Une liaison σ résulte d’un recouvrement axial de deux orbitales atomiques, tandis qu’une liaison π résulte d’un recouvrement latéral de deux orbitales p.

Compléments

📌 La répulsion entre deux doublets non liants est plus grande que celle entre un doublet non liant et un doublet liant, elle-même plus grande que celle entre deux doublets liants.

📌 Les liaisons multiples sont plus solides et plus courtes que les liaisons simples : E(C≡C) > E(C=C) > E(C−C) et d(C−C) > d(C=C) > d(C≡C).

💡 Astuce mémo

Répulsions minimisées → géométrie VSEPR ; recouvrements → liaisons σ et π

📊 Tableaux de synthèse

Correspondance VSEPR et géométrie

Type VSEPR	Géométrie	Angle caractéristique
AL2	Linéaire	180°
AL3 ou AL2E1	Trigonale plane	120°
AL4, AL3E1 ou AL2E2	Tétraédrique	109°30’
AL5	Bipyramide trigonale	120° et 90°
AL6	Octaédrique ou bipyramide à base carrée	90°

Types de liaisons covalentes

Liaison	Électrons partagés	Composition
Simple	2	σ
Double	4	σ + π
Triple	6	σ + 2π