Lernzettel: Chimie inorganique et composés carbone

📋 Plan du Cours

1. Chimie inorganique et composés du carbone
2. Nombre d’oxydation : définition et méthode
3. Règles de Slater et écrantage électronique
4. Calcul de la charge nucléaire effective Zeff
5. Blocs du tableau périodique et anomalies
6. Rayons atomiques et rayons métalliques
7. Potentiels standards et tendances redox
8. Nombre d’oxydation et valence par groupe
9. Chimie de l’oxygène et règle de l’octet
10. Liaisons et géométries des composés de l’oxygène
11. Orbitales moléculaires du dioxygène O2
12. Propriétés des éléments du groupe 15

📖 1. Chimie inorganique et composés du carbone

🔑 Notions clés & Définitions

• Chimie inorganique : La chimie inorganique étudie les composés présents dans la nature ou synthétisés artificiellement, en excluant les composés du carbone qui relèvent de la chimie organique.
• Chimie organique : La chimie organique est la branche distincte de la chimie consacrée aux composés du carbone, séparée de la chimie inorganique depuis le début du XIXe siècle.
• Composés du carbone inorganiques : Les composés du carbone inorganiques sont des composés contenant du carbone mais classés avec l’inorganique, notamment sans chaîne d’atomes de carbone et sans liaisons C–H.
• Nombres d’oxydation : Les nombres d’oxydation sont des valeurs numériques qui caractérisent l’état d’oxydation d’un élément dans une espèce chimique en supposant des liaisons hétéroatomiques 100% ioniques.
• Modèle de Slater : Le modèle de Slater fournit une estimation de l’énergie et de la charge nucléaire effective $Z_{eff}$ ressentie par un électron en tenant compte de l’écrantage par les autres électrons.

📝 Points essentiels

• La chimie inorganique est aussi appelée chimie minérale et constitue la branche la plus ancienne de la chimie.
• Elle concerne l’étude des composés de la terre, de l’eau et de l’atmosphère, ainsi que des composés synthétisés, à l’exception des composés du carbone relevant de l’organique.
• Certains composés du carbone restent classés inorganiques, par exemple oxydes de carbone, carbonates et carbures, car ils ne présentent pas de chaîne C et de liaisons C–H.
• Les nombres d’oxydation se calculent en affectant les électrons des liaisons hétéroatomiques à l’atome le plus électronégatif, et en partageant équitablement les liaisons entre atomes identiques.
• À l’état élémentaire (corps pur simple), le nombre d’oxydation vaut 0 pour l’élément.
• À l’état d’ion monoatomique, le nombre d’oxydation est égal à la charge de l’ion, par exemple $K^+$ donne $NO(K)=+1$ et $Cl^-$ donne $NO(Cl)=-1$.

💡 Astuce mémo

Inorganique = « pas de chaîne C ni C–H » ; Oxydation = « ionique 100% » ; Slater = « écrantage → $Z_{eff}$ ».

📖 2. Nombre d’oxydation : définition et méthode

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre d’oxydation : Le nombre d’oxydation est une charge fictive attribuée à un atome dans un composé, en supposant que les électrons sont répartis selon des règles de comptage.
• Charge fictive : La charge fictive est la valeur numérique utilisée pour représenter l’état d’oxydation d’un atome sans décrire directement la structure électronique réelle.
• Règles de comptage : Les règles de comptage servent à déterminer le nombre d’oxydation en attribuant des électrons à partir des liaisons et de la composition du composé.
• Électrons d’une liaison : Les électrons d’une liaison sont comptés de façon conventionnelle pour établir quel atome « gagne » ou « perd » des électrons dans le calcul du nombre d’oxydation.

📝 Points essentiels

• La méthode consiste à attribuer des électrons de façon fictive aux atomes, puis à déduire le nombre d’oxydation par bilan de charges.
• Le nombre d’oxydation est une valeur de comptage, pas une charge réelle mesurée sur l’atome dans le solide ou la molécule.
• Dans un composé neutre, la somme des nombres d’oxydation de tous les atomes vaut 0.
• Dans un ion polyatomique, la somme des nombres d’oxydation vaut la charge totale de l’ion.
• Les règles de comptage utilisent la nature des liaisons pour décider quel atome est considéré comme plus « électronégatif » et donc comme gagnant des électrons.
• Le calcul doit être cohérent avec la formule chimique : chaque atome reçoit un nombre d’oxydation unique qui participe au bilan global.

💡 Astuce mémo

Bilan de charges : somme des nombres d’oxydation = 0 (molécule) ou = charge de l’ion.

📖 3. Règles de Slater et écrantage électronique

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie d’ionisation : L’énergie d’ionisation est l’énergie minimale pour arracher un électron à un atome gazeux à l’état fondamental et former un cation gazeux.
• Énergie de fixation électronique : L’énergie de fixation électronique est l’énergie associée à l’ajout d’un électron à un atome gazeux à l’état fondamental pour former un anion gazeux.
• Électronégativité : L’électronégativité est une grandeur relative qui mesure la capacité d’un atome à attirer les électrons de liaison.
• Charge nucléaire effective : La charge nucléaire effective $Z_{eff}$ est la charge réellement ressentie par un électron, après prise en compte de l’écrantage par les autres électrons.
• Polarisabilité : La polarisabilité mesure la facilité avec laquelle un nuage électronique se déforme sous l’action des champs électrostatiques voisins.

📝 Points essentiels

• Les énergies d’ionisation successives se définissent par étapes : $A(g)\to A^+(g)+e^-$ avec $EI_1>0$, puis $A^+(g)\to A^{2+}(g)+e^-$ avec $EI_2$, etc.
• En descendant une colonne, $EI_1$ diminue car les orbitales de valence deviennent plus diffuses, augmentent en rayon moyen et l’électron externe est moins fortement attiré.
• Sur une période, $EI_1$ augmente globalement de gauche à droite car la charge effective perçue augmente et les atomes se contractent.
• Les discontinuités de $EI_1$ sur une période sont associées à la différence d’énergie $ns$ vs $np$, puis à l’énergie d’appariement sur les orbitales $p$ (répulsion électron-électron supplémentaire).
• Les valeurs d’ionisation mesurées sur atomes gazeux restent utiles pour interpréter la formation d’ions en solution ou à l’état solide.
• L’énergie de première fixation électronique $EF_1$ correspond à $X(g)+e^-\to X^-(g)$ et est beaucoup plus difficile à mesurer que $EI$ quand les anions sont instables.

💡 Astuce mémo

Ionisation : colonne ↓ facile (rayon ↑) ; période → difficile (charge effective ↑). Fixation : période → plus négatif, halogènes minimum.

📖 4. Calcul de la charge nucléaire effective Zeff

🔑 Notions clés & Définitions

• Pouvoir polarisant : Le pouvoir polarisant est une grandeur qui mesure la capacité d’un cation à déformer un anion sous l’action de son champ électrostatique.
• Polarisabilité : La polarisabilité est la facilité avec laquelle un ion (souvent un anion) peut être déformé par un champ électrique.
• HSAB : HSAB est la classification de Pearson qui classe acides et bases de Lewis en durs, intermédiaires et mous selon la polarisation de leurs électrons de valence.
• Acide de Lewis : Un acide de Lewis est une espèce accepteur de doublet électronique, typiquement déficitaire en électrons et possédant des lacunes électroniques.
• Base de Lewis : Une base de Lewis est une espèce donneuse de doublet électronique, typiquement riche en doublets libres.

📝 Points essentiels

• Le pouvoir polarisant d’un cation suit une proportionnalité $C\propto \dfrac{n_e}{\frac{4}{3}\pi r_C^3}$ : il augmente avec la charge $n_e$ et diminue quand le rayon $r_C$ augmente.
• La polarisabilité d’un anion augmente quand sa taille augmente, car un ion plus volumineux se déforme plus facilement sous l’effet du champ voisin.
• La contribution au caractère covalent d’une liaison ionique augmente quand la taille du cation diminue : $\mathrm{Li^+F^- > Na^+F^- > K^+F^- > Rb^+F^- > Cs^+F^-}$.
• La contribution covalente augmente quand la taille de l’anion augmente pour un cation donné : $\mathrm{Na^+I^- > Na^+Br^- > Na^+Cl^- > Na^+F^-}$.
• La contribution covalente augmente quand les charges augmentent : $\mathrm{Al^{3+}N^{3-} > Mg^{2+}O^{2-} > Na^+F^-}$.
• Les polarisabilités et pouvoirs polarisants concernent cations et anions, mais les polarisabilités des cations sont négligeables devant celles des anions et les pouvoirs polarisants des anions sont négligeables devant la

💡 Astuce mémo

Taille et charge gouvernent : petit rayon + forte charge → gros pouvoir polarisant → plus de covalence.

📖 5. Blocs du tableau périodique et anomalies

🔑 Notions clés & Définitions

• Potentiel standard : Le potentiel standard est une mesure de la tendance d’un couple redox à échanger des électrons, donnée ici en V par rapport à l’électrode normale à hydrogène.
• Électrode normale à hydrogène : L’électrode normale à hydrogène sert de référence pour exprimer les potentiels standard des couples redox en chimie inorganique.
• Bloc p : Le bloc p regroupe les éléments dont la chimie redox dépend fortement de l’énergie relative des orbitales s et p, ce qui influence les nombres d’oxydation possibles.
• Nombre d’oxydation : Le nombre d’oxydation est un entier attribué à un atome dans une espèce chimique, lié au nombre d’électrons perdus ou gagnés par rapport à un état de référence.
• Caténation : La caténation est la capacité d’un élément à former des composés comportant une succession de liaisons élément–élément.

📝 Points essentiels

• Pour le groupe 1 (M+ + e− ⇌ M), les potentiels standard (V vs ENH) sont Li −3,04 ; Na −2,71 ; K −2,93 ; Rb −2,98 ; Cs −3,03.
• Pour le groupe 2 (M2+ + 2e− ⇌ M), les potentiels standard (V vs ENH) sont Be −1,85 ; Mg −2,37 ; Ca −2,87 ; Sr −2,90 ; Ba −2,91.
• Les halogènes (groupe 17) deviennent de moins en moins oxydants en descendant la colonne, avec F2/F− = 2,87 ; Cl2/Cl− = 1,36 ; Br2/Br− = 1,07 ; I2/I− = 0,54 ; At2/At− = 0,2.
• Le long d’une période, de gauche à droite, le potentiel standard devient moins négatif du côté des métaux (moins réducteurs) et plus positif du côté des non-métaux (plus oxydants).
• Dans le groupe 13, les nombres d’oxydation observés sont +3 et +1, et la stabilité relative des orbitales s (plus basse que p) favorise le degré +1 quand on descend la colonne.
• Dans le groupe 15, les extrêmes sont −3 (gain de 3 électrons) et +5 (perte de 5 électrons), et les degrés changent par pas de 2 sauf quand des liaisons élément–élément existent (ex. P2H4).

💡 Astuce mémo

Gauche→droite : Métaux perdent moins d’électrons (réducteurs ↓) ; Non-métaux gagnent mieux (oxydants ↑).

📖 6. Rayons atomiques et rayons métalliques

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon covalent : Le rayon covalent est une distance caractéristique associée à la taille d’un atome lorsqu’il forme une liaison covalente.
• Rayon métallique : Le rayon métallique est une mesure de la taille effective d’un atome dans un solide métallique, liée à l’empilement et aux interactions entre atomes.
• Rayon atomique : Le rayon atomique désigne une grandeur de taille d’un atome, définie selon le contexte expérimental ou le modèle (liaison, cristal, etc.).
• Rayon internucléaire : Le rayon internucléaire correspond à la distance entre deux noyaux dans une espèce diatomique, utile pour relier structure et propriétés.

📝 Points essentiels

• La taille d’un atome n’a pas une seule valeur universelle : elle dépend du type de liaison ou du milieu (covalent, métallique, cristal).
• Dans les espèces issues de O2, la distance internucléaire d est corrélée à l’indice de liaison Ni et au magnétisme.
• Pour O2, O2+ et O2
• −, l’évolution de d s’accompagne d’un changement du nombre d’électrons célibataires et donc du caractère paramagnétique/diamagnétique.
• Le dioxygène diamagnétique peut être obtenu en fournissant 95 kJ·mol−1 pour inverser le spin d’un électron antiliant, puis il revient à l’état paramagnétique en quelques secondes à minutes selon l’environnement.
• Le tableau fourni pour O2 et ses ions donne d (pm) et Ni : O2+ (112, Ni=2,5), O2 (121, Ni=2), O2
• − (133, Ni=1,5), O2^2− (149, Ni=1).
• Le caractère ionique ou covalent des oxydes influence la stabilité et donc les distances/tailles effectives via les énergies de réseau et les énergies d’ionisation/vaporisation nécessaires.

💡 Astuce mémo

Corrélation structure→propriété : plus la distance internucléaire d augmente (O2+ → O2 → O2•− → O2^2−), plus l’indice de liaison Ni diminue (2,5 → 2 → 1,5 → 1).

📖 7. Potentiels standards et tendances redox

🔑 Notions clés & Définitions

• Potentiel standard : Le potentiel standard mesure la tendance d’un couple redox à gagner des électrons dans des conditions de référence fixées.
• Tendance redox : La tendance redox décrit comment la capacité d’un espèce à s’oxyder ou à se réduire varie selon la nature de l’espèce et l’environnement.
• Énergie de promotion électronique : L’énergie de promotion électronique est le coût énergétique pour réorganiser les électrons (par ex. $s^2p^2 \to sp^3$) avant de former certaines liaisons.
• Force de liaison : La force de liaison correspond à l’énergie associée à la formation d’une liaison chimique et influence la stabilité des composés.

📝 Points essentiels

• Dans le groupe 14, la stabilité croissante du degré d’oxydation +2 vers le bas de la colonne ne s’explique pas par des différences d’énergies d’ionisation, mais par des écarts d’énergie de promotion et par les forces de
• La stabilité du +4 dépend du bilan entre énergie de promotion et force de liaison, car la force de la liaison M–X diminue de Si vers Pb.
• La réaction $MX_2 + X_2 \to MX_4$ montre que les composés $MX_4$ deviennent de moins en moins stables quand on descend de Si à Pb, car la liaison M–X s’affaiblit.
• Exemple de cinétique/stabilité : $\mathrm{GeCl_2(s)+Cl_2(g)\to GeCl_4(l)}$ est très rapide à 25°C, alors que $\mathrm{SnCl_2(s)+Cl_2(g)\to SnCl_4(l)}$ est lente à 25°C et $\mathrm{PbCl_2(s)+Cl_2(g)\to PbCl_4(l)}$ doit
• Le cas $\mathrm{CH_4}$ illustre un compromis : malgré une grande énergie de promotion pour former $\mathrm{CH_4}$, la très forte liaison C–H rend le tétravalent stable par rapport à $\mathrm{CH_2 + H_2}$.

💡 Astuce mémo

Si tu descends (Si→Pb), la liaison M–X s’affaiblit : le +4 perd, le +2 gagne (car promotion ≠ assez compensée).

📖 8. Nombre d’oxydation et valence par groupe

🔑 Notions clés & Définitions

• CO comme base de Lewis : Le monoxyde de carbone se comporte comme une base de Lewis en apportant un doublet à un acide de Lewis métallique.
• Ni(CO)4 : Le tétracarbonylnickel est un complexe où le nickel est lié à quatre ligands CO, formé par fixation de CO sur Ni.
• Effet de paire libre : L’effet de paire libre désigne le rôle stéréochimique d’une paire électronique non liant qui modifie la géométrie des composés à nombre d’oxydation +II.
• Coordination tétraédrique +IV : Pour un nombre d’oxydation +IV, la coordinence quatre est la géométrie dominante des composés de ce groupe.
• Silicates tétraédriques SiO4 : Les silicates sont des solides où le silicium est majoritairement en coordinence tétraédrique, formant des unités SiO4 partageant des sommets.

📝 Points essentiels

• CO se fixe sur des métaux comme un ligand donneur, ce qui explique des réactions analogues à celles impliquées dans la toxicité du monoxyde de carbone.
• Dans Ni(CO)4, CO agit comme base de Lewis et Ni comme acide de Lewis, illustrant la fixation de CO sur un centre métallique.
• Pour les éléments du groupe 14, le nombre d’oxydation +IV conduit à une coordinence quatre pour tous les éléments.
• Des coordinences cinq ou six apparaissent surtout pour des composés « hypervalents » avec des ligands très électronégatifs (exemples cités : SnCl5−, SiF6 2−).
• Pour le nombre d’oxydation +II, la paire électronique libre influence fortement la stéréochimie (exemple : SnCl3− pyramidal, structure VSEPR AX3E1).
• SnCl3− peut aussi se comporter comme donneur vis-à-vis des métaux de transition, comme dans le complexe [PtII(SnCl3)5]3−.

💡 Astuce mémo

+IV → 4 (tétraèdre) ; +II → E (paire libre) ; hypervalent → 5/6 (ligands très électronégatifs).

📖 9. Chimie de l’oxygène et règle de l’octet

🔑 Notions clés & Définitions

• Règle de l’octet : Règle de chimie qui prédit que de nombreux atomes gagnent, perdent ou partagent des électrons pour atteindre une couche de valence à 8 électrons.
• Énergie d’ionisation : Grandeur qui mesure l’énergie minimale pour arracher un électron à un atome isolé, et qui influence la facilité de formation d’ions.
• Électronégativité : Mesure de la tendance d’un atome à attirer les électrons dans une liaison, utilisée pour anticiper la polarité et le type de liaisons.
• Liaison multiple : Liaison comportant deux ou trois paires d’électrons partagées, généralement plus courte et plus énergique qu’une liaison simple.
• Diamagnétisme : Propriété d’une espèce chimique qui ne présente pas de moment magnétique permanent, liée à l’absence d’électrons non appariés.

📝 Points essentiels

• La triple liaison N≡N a une énergie très élevée, ce qui rend le diazote peu réactif à température ordinaire.
• La distance N–N dans N2 est très courte (109,4 pm), cohérente avec une liaison triple plutôt qu’une liaison simple.
• Le diazote est diamagnétique car sa structure électronique ne laisse pas d’électrons non appariés.
• Les tendances de groupe indiquent que l’énergie d’ionisation et l’électronégativité diminuent en descendant le groupe, ce qui augmente le caractère métallique.
• La liaison N–N simple est nettement moins stable que les liaisons N≡N, ce qui explique la faible caténation de l’azote par rapport au carbone.

💡 Astuce mémo

N2 = triple liaison = énergie énorme → réactivité faible (diamagnétique car pas d’électrons non appariés).

📖 10. Liaisons et géométries des composés de l’oxygène

🔑 Notions clés & Définitions

• Procédé Ostwald : Procédé industriel en plusieurs étapes qui transforme l’ammoniac en oxydes d’azote puis en acide nitrique.
• Oxydes d’azote NOx : Famille de composés moléculaires notés NOx, formés à partir de NO et NO2, responsables de la formation de pluies acides.
• Monoxyde d’azote NO : Gaz paramagnétique dont la structure électronique comporte un électron célibataire sur une orbitale antiliante π*.
• Dioxyde d’azote NO2 : Gaz brun paramagnétique coudé, qui existe en équilibre avec N2O4 selon la température.
• Tétraoxyde de diazote N2O4 : Gaz incolore diamagnétique, forme dimérisée de NO2, plane et majoritaire à basse température.

📝 Points essentiels

• Le procédé Ostwald utilise 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O pour produire du monoxyde d’azote.
• Le NO est oxydé par O2 en NO2 : NO + 1/2 O2 → NO2, puis le mélange est absorbé par l’eau.
• La conversion en acide nitrique passe par 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO (et le NO est recyclé).
• L’oxydation directe de N2 vers NO2 n’est pas favorable thermodynamiquement à cause de la force de la liaison N≡N (ΔG°f( NO2 ) = 51 kJ·mol−1).
• NO possède un indice de liaison réduit de 3 à 2,5 car l’électron célibataire occupe une orbitale π* antiliante.
• La formation de NO+ supprime l’électron célibataire et redonne un indice de liaison plus élevé, rendant l’ion nitrosyle stable à l’état solide dans certains composés.

💡 Astuce mémo

NO survit car l’électron célibataire est « facile à perdre » : NO réagit surtout quand O2 l’« accroche » (NO → NO2).

📖 11. Orbitales moléculaires du dioxygène O2

🔑 Notions clés & Définitions

• Dioxygène O2 : Le dioxygène est une molécule diatomique dont l’état électronique conduit à un comportement paramagnétique.
• Paramagnétisme : Le paramagnétisme correspond à la présence d’électrons non appariés qui rendent la molécule attirée par un champ magnétique.
• Électrons non appariés : Les électrons non appariés sont des électrons dont le spin n’est pas compensé, ce qui explique le paramagnétisme.
• Orbitales moléculaires : Les orbitales moléculaires sont des états électroniques obtenus par combinaison des orbitales atomiques, décrivant la répartition des électrons dans la molécule.

📝 Points essentiels

• Les vapeurs de soufre contiennent des espèces moléculaires S2 qui, comme O2, sont paramagnétiques grâce à deux électrons non appariés.
• La présence de deux électrons non appariés dans O2 explique son paramagnétisme et le fait que le gaz chaud soit associé à une couleur bleue dans le contexte décrit.
• O2 est traité comme un cas de référence pour relier structure électronique (électrons non appariés) et propriétés magnétiques.
• La comparaison S2–O2 sert à interpréter un comportement électronique commun sans détailler ici les niveaux orbitaux (dans cette section).
• Le cours relie explicitement la couleur observée du gaz chaud à l’existence d’électrons non appariés, via l’analogie avec O2.

💡 Astuce mémo

O2 et S2 : même signature électronique → deux électrons non appariés → paramagnétisme (et couleur bleue du gaz chaud).

📖 12. Propriétés des éléments du groupe 15

🔑 Notions clés & Définitions

• Métaux de transition : Les métaux de transition sont des éléments dont les propriétés proviennent surtout de la présence d’une sous-couche $d$ incomplète.
• Inversion 4s–3d : L’inversion 4s–3d est le fait que, après Ca, l’ordre d’énergie des orbitales 4s et 3d se renverse, modifiant les configurations électroniques.
• Nombres d’oxydation : Les nombres d’oxydation sont des valeurs possibles de charge formelle que peuvent prendre les métaux de transition dans leurs composés.
• Complexes de coordination : Les complexes de coordination sont des espèces où un ion métallique est entouré de ligands dans une sphère de coordination.
• Nombre de coordination : Le nombre de coordination est le nombre de ligands liés à l’ion métallique dans un complexe, souvent égal à 4 ou 6.

📝 Points essentiels

• Zn appartient au bloc d mais n’est pas un métal de transition car sa configuration $[Ar]3d^{10}4s^2$ et celle de $Zn^{2+}$ ne laissent pas de sous-couche $d$ incomplète.
• Les propriétés communes des métaux de transition sont liées à une sous-couche $d$ incomplète et incluent températures de fusion/ébullition élevées, bonne conductivité et propriétés mécaniques spécifiques.
• Les métaux de transition forment des alliages et présentent de nombreux nombres d’oxydation, pouvant conduire à plusieurs ions.
• Les composés des métaux de transition sont souvent colorés et peuvent être paramagnétiques ou ferromagnétiques, avec parfois des propriétés catalytiques.
• Les métaux de transition peuvent former des composés non-stœchiométriques et des composés de coordination.
• Après l’inversion 4s ↔ 3d, les électrons ne se placent pas forcément sur 3d car 3d est plus contractée que 4s, rendant l’ajout d’électrons sur 3d plus coûteux en énergie.

💡 Astuce mémo

d’inversion 4s→3d : après Ca, l’ordre se retourne, mais 3d “serre” donc on n’y met pas toujours tout de suite les électrons.

📊 Tableaux de synthèse

NO : règles de calcul (bilan de charges)

Situation	Somme des NO	Exemple
Substance élémentaire	0	He → NO(He)=0
Ion monoatomique	= charge de l’ion	K+ → NO(K)=+1
Ion polyatomique / molécule neutre	= charge totale / 0	ClO4− : NO(O)=−2 puis NO(Cl)=+7

Tendances périodiques : EI1 et électronégativité

Direction	EI1	Électronégativité
Colonne (descente)	EI1 décroît	χ diminue généralement
Période (gauche→droite)	EI1 augmente globalement	χ augmente

⚠️ Pièges & confusions fréquents

1. Confondre nombre d’oxydation (charge fictive par comptage ionique) et charge réelle mesurée sur un atome.
2. Oublier que dans une molécule neutre la somme des nombres d’oxydation vaut 0, et dans un ion polyatomique vaut la charge totale.
3. Appliquer Slater en comptant les électrons à droite du groupe de l’électron i (ils comptent pour 0) ou en oubliant la règle spéciale de 1s (0,30 au lieu de 0,35).
4. Croire que la liaison N≡N est “juste” une liaison forte sans relier la triple liaison à la faible réactivité du diazote et au diamagnétisme.
5. Interpréter les tendances redox uniquement par EI : le cours insiste que E0 est thermodynamique et ne donne pas la cinétique (métal pulvérulent plus réactif).
6. Mélanger polarisabilité et pouvoir polarisant : polarisabilité concerne surtout l’anion (valeurs des anions), pouvoir polarisant surtout le cation (proportionnalité avec ne/(4/3πr^3)).
7. Penser que Pearson (durs/mous) prédit aussi la force acide-base de Brønsted : le cours précise qu’il n’y a pas de corrélation directe.

✅ Checklist Examen

1. Définir chimie inorganique vs chimie organique et donner les critères “pas de chaîne C ni liaisons C–H” pour classer certains composés du carbone comme inorganiques.
2. Calculer un nombre d’oxydation à partir des règles : liaisons hétéroatomiques 100% ioniques, électrons attribués à l’atome le plus électronégatif, partage égal entre atomes identiques.
3. Vérifier un calcul de NO par bilan : somme des NO = 0 pour une espèce neutre et = charge totale pour un ion polyatomique.
4. Appliquer Slater : écrire la configuration, regrouper OA ns/np, appliquer les coefficients (0,35/0,30, 0,85, 1, puis Z_eff=Z−ΣS).
5. Calculer Zeff pour un électron s/p et pour un électron d/f en respectant les règles “écrantage à gauche” et “à droite” du groupe.
6. Calculer l’énergie d’une configuration avec Slater : E = somme sur groupes (nombre d’électrons × ε(OA)), avec ε(OA)=−E0×(Zeff)^2/(n*)^2 et les valeurs de n* (1,0 ; 2,0 ; 3,0 ; 3,7 ; 4,0).
7. Expliquer les tendances périodiques : EI1 décroît en descendant une colonne et augmente globalement gauche→droite, avec discontinuités ns vs np et appariement p.
8. Relier électronégativité χ aux tendances : χ diminue en descendant une colonne et augmente globalement sur une période, en mentionnant les discontinuités dues aux contractions (d/f) pour certains groupes.
9. Utiliser polarisabilité/pouvoir polarisant pour prédire le caractère covalent : petit cation + forte charge → pouvoir polarisant ↑, grand anion → polarisabilité ↑, et donc covalence ↑.
10. Interpréter les tendances redox via E0 (ENH) : halogènes moins oxydants en descendant, et gauche→droite E0 devient moins négatif côté métaux et plus positif côté non-métaux.
11. Donner les degrés d’oxydation usuels par groupe (13 à 18) et savoir que les degrés changent par pas de 2 sauf cas de liaisons élément–élément (ex. P2H4).
12. Pour l’oxygène et les oxydes : relier la règle de l’octet aux géométries (AX2E2, AX1E2, AX1E3, AX3E1, AX4) et distinguer oxydes ioniques/covalents/amphotères via différence d’électronégativité et solubilité.
13. Pour le groupe 14 : comparer carbone vs Si/Ge/Sn/Pb sur caténation et stabilité des degrés (+IV dominant, +II plus stable en descendant) et citer l’exemple MX2+X2→MX4 (stabilité décroissante Si→Pb).
14. Pour le groupe 15 : décrire la spécificité de N2 (triple liaison, diamagnétisme, faible réactivité) et les procédés Haber puis Ostwald (chaîne de réactions vers NO puis HNO3).