UE1 Chimie - Modèle ondulatoire, orbitales, hybridation et complexes métalliques

Flashcards de vocabulaire couvrant le cours sur les modèles atomiques (Bohr, Sommerfeld, modèle ondulatoire), la théorie des orbitales atomiques et moléculaires, l'hybridation et la chimie des complexes métalliques.

Modèle quantique de Bohr

Modèle atomique décrivant la gravitation des électrons autour du noyau positif selon des orbites circulaires, où chaque orbite correspond à un niveau énergétique $n$.

Modèle de Sommerfeld

Modèle complétant celui de Bohr en introduisant des électrons sur des orbites elliptiques, nécessitant deux nombres quantiques supplémentaires : $l$ (azimutal) et $m$ (magnétique).

Diamagnétisme

Propriété d'une entité chimique dont tous les électrons sont appariés ($S = 0$), entraînant son orientation en sens inverse d'un champ magnétique et son repoussement vers les zones de champ faible.

Paramagnétisme

Propriété d'une entité chimique possédant au moins un électron célibataire ($S \ne 0$), entraînant son alignement dans un champ magnétique et son attraction vers les zones de champ fort.

Relation de De Broglie

Principe associant à toute particule en mouvement une onde électromagnétique de longueur d'onde $\lambda = \frac{h}{m \cdot v} = \frac{h}{p}$, avec $h = 6,626 \times 10^{-34}\,\text{J}\cdot\text{s}$.

Onde stationnaire

Onde caractérisée par le passage simultané de tous les points par leur position d'équilibre et leur position extrême, marquant une vibration des points en phase.

Fonction d'onde (ou orbitale)

Fonction mathématique de l'amplitude de l'onde électronique, notée $\Psi = f(x, y, z)$, dont la valeur varie de $0$ à l'amplitude maximale.

Nœud nodal (ou point nodal)

Point de l'espace pour lequel l'amplitude de la fonction d'onde est égale à zéro ($\Psi = 0$).

Densité électronique ($|\Psi|^2$)

Densité de probabilité de présence d'un électron au point considéré, définie par le rapport $|\Psi|^2 = \frac{dP}{dV}$.

Principe d'incertitude d'Heisenberg

Principe physique affirmant l'impossibilité de connaître simultanément avec précision la position $x$ et la quantité de mouvement $p$ d'une particule ($\Delta x \cdot \Delta p \ge \frac{h}{2\pi}$).

Équation de Schrödinger

Équation différentielle d'ordre 2 reliant la fonction d'onde à l'énergie ($H\Psi = E\Psi$), admettant des solutions exactes uniquement pour les systèmes monoélectroniques.

Principe d'exclusion de Pauli

Règle selon laquelle deux électrons d'un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques ($n$, $l$, $m$, $s$) strictement identiques.

Nombre quantique principal $n$

Nombre entier $n > 0$ qui définit l'énergie moyenne de l'électron au sein d'une couche électronique.

Nombre quantique secondaire (ou azimutal) $l$

Nombre quantique tel que $0 \le l \le n - 1$, caractérisant la forme et la symétrie de l'orbitale atomique et fixant le nombre d'orbitales à $2l + 1$.

Nombre quantique magnétique $m$

Nombre quantique vérifiant $-l \le m \le +l$, caractérisant les différentes orientations spatiales des orbitales atomiques.

Nombre quantique de spin $s$

Nombre quantique valant $+\frac{1}{2}$ ou $-\frac{1}{2}$, caractérisant l'orientation de l'électron placé dans un champ magnétique.

Orbitale s

Orbitale atomique correspondant à $l = 0$ ($1$ valeur de $m$), de forme sphérique centrée sur le noyau et de réactivité isotrope dans l'espace.

Orbitale p

Orbitale atomique correspondant à $l = 1$ ($3$ valeurs de $m$ : $p_x, p_y, p_z$), de symétrie elliptique de type haltères, antisymétrique par rapport au noyau.

Orbitale d

Orbitale atomique correspondant à $l = 2$ ($5$ valeurs de $m$), présentant une symétrie elliptique de type haltères-croisées.

Dégénérescence des orbitales

Caractéristique de plusieurs orbitales atomiques ou moléculaires qui possèdent exactement le même niveau énergétique.

Levée de dégénérescence

Séparation de niveaux énergétiques équivalents en niveaux distincts, induite par un champ électrique ou électromagnétique.

Orbitale liante (notée $\sigma$)

Orbitale moléculaire de plus basse énergie issue du recouvrement d'orbitales atomiques en phase, assurant la stabilité de la liaison.

Orbitale antiliante (notée $\sigma^*$)

Orbitale moléculaire de plus haute énergie issue du recouvrement d'orbitales atomiques, déstabilisant l'édifice moléculaire.

Règle de Hund

Principe de remplissage établissant que lorsque plusieurs orbitales de même énergie sont libres, les électrons occupent le plus grand nombre d'orbitales de façon célibataire.

Ordre de liaison (OL)

Valeur égale à la moitié de la différence entre le nombre d'électrons liants et le nombre d'électrons anti-liants (une valeur nulle indique l'absence de liaison).

Liaison $\sigma$

Liaison covalente très stable formée par le recouvrement axial d'orbitales atomiques de même signe le long de l'axe de révolution.

Liaison $\pi$

Liaison covalente plus faible que la liaison $\sigma$, formée par le recouvrement latéral de 2 orbitales p ($p_x$ ou $p_y$) conservant une symétrie de réflexion par rapport à un plan.

Orbitales hybrides sp

Orbitales obtenues par la combinaison de 1 OA s et 1 OA p, formant 2 orbitales coaxiales orientées à 180° (géométrie linéaire).

Orbitales hybrides $\text{sp}^2$

Orbitales obtenues par la combinaison de 1 OA s et 2 OA p, formant 3 orbitales équivalentes coplanaires orientées à 120° (géométrie plane).

Orbitales hybrides $\text{sp}^3$

Orbitales obtenues par la combinaison de 1 OA s et 3 OA p, orientées vers les sommets d'un tétraèdre avec un angle de 109°28'.

Complexe métallique

Édifice chimique formé par l'association d'un atome ou cation métallique central (souvent un élément de transition) et de ligands.

Liaison de coordination

Liaison covalente dative formée entre un ligand donneur (possédant au moins un doublet libre) et un cation métallique accepteur (possédant une orbitale vacante).

Indice de coordination

Nombre total de liaisons de coordination établies entre le métal central et les ligands dans un complexe.

Série spectrochimique

Classement des ligands selon l'intensité du champ électrique qu'ils génèrent, allant du champ le plus faible ($\text{I}^-$) au plus fort ($\text{CO}$).

Ligand à champ fort

Ligand créant une forte levée de dégénérescence $\Delta$ des orbitales d du métal central, provoquant un appariement des électrons et un spin faible.

Ligand à champ faible

Ligand créant une faible levée de dégénérescence $\Delta$ des orbitales d, permettant aux électrons de respecter la règle de Hund et de maintenir un spin fort.