Atomes et Molécules - Chimie Générale

Flashcards de vocabulaire sur la structure de l'atome, le tableau périodique, la liaison covalente, les théories RPEV/OM/Hybridation et les complexes métalliques.

Atome

Plus petite partie d'un élément existant à l'état non combiné, électriquement neutre, composée d'un noyau chargé positivement (protons et neutrons) concentrant la masse et de plusieurs électrons formant le nuage électronique.

Nombre quantique principal ($n$)

Nombre entier positif (n = 1, 2, 3 \bits) qui définit le niveau d'énergie de l'électron dans l'atome ainsi que la couche électronique (K, L, M \bits).

Nombre quantique secondaire ou azimutal ($l$)

Nombre quantique définissant une sous-couche électronique ($s, p, d, f$) et la forme des orbitales atomiques, pouvant prendre $n$ valeurs telles que $0 \le l \le n - 1$.

Nombre quantique magnétique ($m$)

Nombre quantique définissant l'orientation spatiale de l'orbitale atomique sous un champ magnétique, pouvant prendre $2l + 1$ valeurs entières comprises entre $-l$ et $+l$.

Nombre quantique de spin ($s$)

Nombre quantique caractérisant l'orientation du moment magnétique propre de l'électron dans un champ magnétique, prenant pour valeurs $+\frac{1}{2}$ ou $-\frac{1}{2}$.

Principe de Pauli

Principe d'exclusion indiquant que dans un même atome, deux électrons ne peuvent pas posséder le même ensemble de leurs 4 nombres quantiques ($n, l, m, s$). Une case quantique contient au maximum deux électrons de spins opposés.

Règle de Hund

Principe de remplissage stipulant qu'à l'état fondamental, les électrons célibataires s'installent avec des spins parallèles dans un maximum d'orbitales de même énergie avant de s'apparier.

Règle de Klechkowski

Règle déterminant l'ordre de remplissage des sous-couches électroniques par ordre d'énergie croissante (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d \bits).

Électronégativité

Aptitude d'un atome $A$ à attirer vers lui le doublet d'une liaison covalente qui le lie à un atome $B$. L'élément le plus électronégatif est le fluor ($F > O > (N, Cl)$).

Couche de valence

Ensemble des sous-couches externes ($ns$ et $np$ de $n$ maximal pour les blocs $s$ et $p$) contenant les électrons participant aux liaisons chimiques entre atomes.

Liaison covalente normale

Liaison chimique résultant de la mise en commun d'un doublet d'électrons, formé par un électron célibataire fourni par chacun des deux atomes liants.

Liaison covalente dative

Liaison covalente (ou de coordination) dans laquelle les deux électrons du doublet liant proviennent d'un seul et même atome (donneur).

Règle de l'octet

Tendance des atomes de la seconde période à s'entourer de 8 électrons sur leur couche externe ($ns^2 np^6$) afin de saturer leur couche de valence.

Hypervalence

Capacité de certains atomes à partir de la 3ème période à dépasser la limite de 8 électrons de valence autour d'eux grâce à la présence d'orbitales $3d$ accessibles.

Liaison $\sigma$

Liaison covalente axiale formée par le recouvrement de deux orbitales atomiques le long de l'axe internucléaire.

Liaison $\pi$

Liaison covalente formée par le recouvrement latéral de deux orbitales $p$ parallèles situées perpendiculairement à l'axe de la liaison $\sigma$.

Théorie RPEV

Théorie de la Répulsion des Paires Électroniques de Valence (modèle de Gillespie) permettant de déterminer la géométrie moléculaire $AX_nE_m$ par minimisation de la répulsion électrostatique entre doublets liants et non liants.

Ordre de liaison ($N$)

Valeur calculée en théorie des orbitales moléculaires par la relation $N = \frac{n - n^*}{2}$, où $n$ est le nombre d'électrons dans les OM liantes et $n^*$ le nombre d'électrons dans les OM anti-liantes.

Paramagnétisme

Propriété d'une molécule ou ion possédant un ou plusieurs électrons célibataires, entraînant une attraction par un champ magnétique.

Hybridation des orbitales

Mélange théorique d'orbitales atomiques ($s, p, d$) d'un même atome pour former de nouvelles orbitales hybrides équivalentes ($sp, sp^2, sp^3$) définissant la géométrie des liaisons $\sigma$ et doublets non liants.

Complexe

Édifice chimique résultant d'une liaison covalente dative entre un atome ou ion central métallique de transition (accepteur) et des ligands neutres ou anioniques (donneurs).

Théorie du champ cristallin

Modèle décrivant la levée de dégénérescence des orbitales $d$ du métal sous l'influence du champ électrostatique des ligands, les séparant en niveaux d'énergie $d_\epsilon$ et $d_\gamma$ espacés de $\Delta_0$.

Ligand à champ fort

Ligand provoquant une importante énergie de dédoublement $\Delta_0$ ($\Delta_0 > E_{app}$), entraînant le remplissage préférentiel et l'appariement des électrons dans le niveau $d_\epsilon$ avant le niveau $d_\gamma$.