Chimie Générale

1. Atomes et classification périodique des éléments

• Élément chimique : entité immatérielle définie par un numéro atomique $Z$ (nombre de protons) et un symbole chimique (ex : C pour carbone).
• Atome : entité matérielle électriquement neutre composée d’un noyau (protons $+$ et neutrons neutres) et d’un nuage électronique (électrons $-$).
• Nucléide : atome caractérisé par son numéro atomique $Z$ et son nombre de masse $A = Z + N$ (protons + neutrons).
• Notation d’un nucléide : $${}^{A}_{Z}X$$ où $X$ est le symbole de l’élément, $Z$ le nombre de protons, $A$ le nombre de masse.

2. Isotopes

• Isotopes : nucléides d’un même élément (même $Z$) avec un nombre de neutrons $N$ différent, donc un nombre de masse $A$ différent.
• Propriétés chimiques proches, propriétés physiques différentes.
• Exemples : $^{12}_6C$, $^{13}_6C$, $^{14}_6C$.
• Isotopes stables : équilibre neutrons/protons, ne subissent pas de désintégration radioactive.
• Isotopes instables : désintègrent en émettant particules alpha, bêta, positrons ou rayons gamma (radioactivité).
• Isotopes naturels : produits naturellement (ex : isotopes du carbone).
• Isotopes artificiels : produits en laboratoire (ex : $^{60}Co$ utilisé en radiothérapie).

3. Masse atomique relative

• Calculée par la moyenne pondérée des masses des isotopes selon leur abondance relative : $$M = \frac{\sum (A_i \times \text{abondance}_i)}{\sum \text{abondance}_i}$$
• Exemple carbone : $M = \frac{12 \times 98{,}82 + 13 \times 1{,}11 + 14 \times 0{,}07}{100} = 12{,}01\,g/mol$.

4. Structure atomique

• Rayon atomique : environ $10^{-10}$ m.
• Rayon du noyau : environ $10^{-15}$ m.
• Le noyau est maintenu par la force nucléaire forte (interaction fondamentale).

5. Modèle de Bohr

• Électrons sur des orbites circulaires quantifiées autour du noyau, correspondant à des couches électroniques (périodes) $K, L, M, N, \dots$.
• Chaque couche correspond à un nombre quantique principal $n$.
• Modèle valable uniquement pour l’atome d’hydrogène (un seul électron).
• Pour les atomes polyélectroniques, on utilise la mécanique quantique.

6. Couches et sous-couches électroniques

• Nombre maximal d’électrons par couche : $$2n^2$$
• Couches principales et capacité :

• Sous-couches définies par le nombre quantique secondaire $l$ :

  • $l=0$ : orbitale s (1 orbitale, 2 e$^-$ max)
  • $l=1$ : orbitale p (3 orbitales, 6 e$^-$ max)
  • $l=2$ : orbitale d (5 orbitales, 10 e$^-$ max)
  • $l=3$ : orbitale f (7 orbitales, 14 e$^-$ max)

• Nombre quantique magnétique $m$ : définit le nombre d’orbitales et leur orientation spatiale, avec $m$ variant de $-l$ à $+l$.

7. Nombres quantiques

8. Règle du duet et de l’octet

• Duet : atomes avec $Z \leq 4$ (H, He, Li, Be) stables avec 2 électrons sur leur couche externe.
• Octet : atomes avec $Z > 4$ stables avec 8 électrons sur leur couche externe (configuration des gaz nobles).
• Les atomes tendent à gagner, perdre ou partager des électrons pour atteindre cette configuration stable.

9. Tableau périodique et familles chimiques

• Les éléments sont classés en périodes (lignes) correspondant aux couches électroniques remplies.
• Les familles (colonnes) regroupent des éléments avec une configuration électronique externe similaire et des propriétés chimiques proches.

10. Exemples d’application

• Sodium (Na, $Z=11$) : 11 électrons, configuration proche de 10 (gaz noble Ne), perd 1 électron → Na$^+$.
• Chlore (Cl, $Z=17$) : 17 électrons, configuration proche de 18 (gaz noble Ar), gagne 1 électron → Cl$^-$.
• Calcium (Ca, $Z=20$) : 20 électrons, perd 2 électrons pour atteindre la configuration du gaz noble précédent → Ca$^{2+}$.

11. Configuration électronique de l’oxygène ($Z=8$)

• Couche 1 (K) : 2 électrons (1s²)
• Couche 2 (L) : 6 électrons (2s² 2p⁴)
• Respecte la règle de l’octet en partageant des électrons dans la molécule O₂.

12. Du modèle de Bohr à la mécanique quantique

• Le modèle de Bohr décrit les électrons sur des orbites fixes, mais ne prend pas en compte la nature ondulatoire des électrons.
• La fonction d’onde $\Psi$ (équation de Schrödinger) décrit la probabilité de présence des électrons dans des orbitales.
• Les orbitales sont des régions de l’espace où la probabilité de trouver un électron est élevée.

À retenir : Un atome est défini par son numéro atomique $Z$ (nombre de protons) et son nombre de masse $A$ (protons + neutrons). Les isotopes ont le même $Z$ mais un $A$ différent. La configuration électronique détermine la position dans le tableau périodique et la réactivité chimique selon la règle du duet ou de l’octet.

1. Configuration électronique des atomes

a) Spin des électrons

• Chaque électron possède un spin (moment angulaire intrinsèque) avec $s = \frac{1}{2}$.
• Une orbitale atomique peut contenir 2 électrons de spins opposés : $m_s = +\frac{1}{2}$ (spin up) et $m_s = -\frac{1}{2}$ (spin down).

b) Configuration électronique : définitions clés

• Configuration électronique : répartition des électrons dans les orbitales autour du noyau.
• Notation : $n l^{x}$ où
  • $n$ = numéro de la couche (nombre quantique principal),
  • $l$ = type d'orbitale (s, p, d, f),
  • $x$ = nombre d'électrons dans cette sous-couche.
• Exemple : Oxygène (Z=8) → $1s^2\, 2s^2\, 2p^4$.

c) Électrons de cœur et électrons de valence

• Les éléments d'une même famille ont la même configuration de valence → propriétés chimiques similaires.
• Les éléments d'une même période ont le même nombre de couches électroniques.

d) Couches et sous-couches électroniques

• Couches : $n = 1, 2, 3, \dots$
• Sous-couches : $s, p, d, f$ (forme des orbitales)
• Capacité maximale d'une couche : $2n^2$ électrons
  • $n=1$ (K) : max 2 électrons
  • $n=2$ (L) : max 8 électrons
  • $n=3$ (M) : max 18 électrons

e) Règle de Klechkowski (ordre de remplissage)

• L'énergie des sous-couches augmente avec $n + l$.
• En cas d'égalité, la sous-couche avec le plus petit $n$ se remplit en premier.
• Ordre de remplissage (extrait) :

$$1s \to 2s \to 2p \to 3s \to 3p \to 4s \to 3d \to 4p \to 5s \to \dots$$

f) Principes et règles fondamentales

g) Nombres quantiques

• $n$ : nombre quantique principal (couche)
• $\ell$ : nombre quantique secondaire (forme de l'orbitale : s=0, p=1, d=2, f=3)
• $m$ : nombre quantique magnétique (orientation de l'orbitale)
• $s$ : spin (±½)

h) Blocs du tableau périodique et configuration électronique

• Les éléments sont classés en 4 blocs selon la dernière sous-couche occupée :

i) Configuration électronique contractée

• On peut écrire la configuration en utilisant le gaz noble précédent entre crochets pour simplifier :

j) Exemple de configuration électronique : Brome (Br, Z=35)

• Configuration complète :

$$1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 3d^{10}\, 4s^2\, 4p^5$$

• Dernier niveau : $4s^2\, 4p^5$
• Anion bromure (Br⁻) : $4p^6$ → configuration stable respectant la règle de l'octet.

À retenir : Les électrons remplissent les orbitales dans l'ordre d'énergie croissante selon la règle de Klechkowski, avec un maximum de 2 électrons par orbitale (Pauli) et en maximisant les spins parallèles (Hund).

2. Électrons de valence et règle de l'octet

• Électrons de valence : électrons dans la couche externe en cours de remplissage (plus grand $n$).

• Valence : nombre d'électrons pouvant être échangés ou partagés lors des réactions chimiques.

• Exemple :

  • Al (Z=13) : 3 électrons de valence ($3s^2\, 3p^1$)
  • Br (Z=35) : 7 électrons de valence ($4s^2\, 4p^5$)

• Règle de l'octet : les atomes tendent à avoir 8 électrons dans leur couche externe (2 pour la couche K) pour être stables, en formant des ions ou des liaisons covalentes.

3. Formation d'ions et molécules selon la règle de l'octet

• Hydrogène (H, Z=1) suit la règle du duet (2 électrons dans la couche K).
• Exemple liaison covalente HCl : H (1s¹) partage un électron avec Cl (3p⁵) → HCl stable.

4. Électronégativité (échelle de Pauling)

• Mesure la capacité d'un atome à attirer les électrons dans une liaison covalente.
• Fluor est l'élément le plus électronégatif (valeur arbitraire 4).
• Variation dans le tableau périodique :
  • Augmente de gauche à droite sur une période.
  • Augmente de bas en haut dans une colonne.
• Relation inverse avec le rayon atomique : plus le rayon est petit, plus l'électronégativité est élevée.

5. Conséquences de l'électronégativité

• Atomes peu électronégatifs (gauche du tableau) forment des cations (perte d'électrons).
• Atomes très électronégatifs (droite du tableau) forment des anions (gain d'électrons).
• Éléments de transition ont des états d'oxydation variables (ex : Fe²⁺, Fe³⁺).

6. Rayons atomiques et ioniques

À retenir : La configuration électronique détermine la position d’un élément dans le tableau périodique, ses propriétés chimiques, et son comportement lors de la formation d’ions ou de molécules.

1. Électronégativité et polarité des liaisons

• Électronégativité ($c$) : capacité d'un atome à attirer les électrons dans une liaison chimique.
• Valeurs typiques (Pauling) : Fluor (4,0), Oxygène (3,5), Chlore (3,0), Azote (3,0), Soufre (2,5), Brome (2,8), Hydrogène (2,1), Carbone (2,5), Sodium (0,9), Lithium (1,0).

• Différence d’électronégativité ($\Delta EN$) détermine la nature de la liaison :
  • $\Delta EN < 0,4$ : liaison covalente apolaire (partage symétrique d’électrons)
  • $0,4 < \Delta EN < 1,6$ : liaison covalente polaire (partage asymétrique, charges partielles $\delta^+$ et $\delta^-$)
  • $\Delta EN > 1,6$ : liaison ionique (transfert complet d’électrons, formation d’ions)

2. Modèles de liaison chimique

• Exemple : HCl, $\Delta EN = 3,2 - 2,2 = 1,0$ → covalent polaire
• Exemple : NaCl, $\Delta EN = 3,2 - 0,9 = 2,3$ → liaison ionique

3. Polarisation des liaisons (exercices)

4. Ions et charges formelles

• Cations : perte d’électrons, charge positive (+)
• Anions : gain d’électrons, charge négative (-)
• Exemples courants : Na$^+$, Ca$^{2+}$, Cl$^-$, CO$_3^{2-}$

5. Identification des composés ioniques ou covalents

6. Polarité des molécules et propriétés hydrophiles/hydrophobes

• Molécule apolaire : doublet liant symétrique ou $\Delta EN < 0,4$
• Molécule polaire : doublet liant asymétrique avec charges partielles
• Molécule amphiphile : possède à la fois des parties polaires et apolaires

7. Représentation de Lewis et doublets électroniques

• Électrons de valence : électrons externes responsables des liaisons chimiques.
• Notation de Lewis : points pour électrons célibataires, traits pour doublets liants.
• Doublets liants : 2 électrons partagés entre deux atomes (liaison covalente).
• Doublets non liants : paires d’électrons non engagées dans une liaison.

Exemple : Molécule d’eau (H$_2$O)

• 2 doublets liants (liaisons O-H)
• 2 doublets non liants sur O

8. Géométrie moléculaire (modèle VSEPR)

• Principe : les paires d’électrons (liantes ou non liantes) se repoussent et déterminent la géométrie.
• Molécule de type AX$_n$E$_p$ :
  • A = atome central
  • X = atomes liés
  • n = nombre de liaisons simples
  • p = nombre de doublets non liants
• Exemple H$_2$O : AX$_2$E$_2$ → géométrie coudée (angle ~104°)

9. Liaisons chimiques : fortes et faibles

10. Types de liaisons covalentes

• Simple : 1 doublet liant (2 électrons)
• Double : 2 doublets liants (4 électrons)
• Triple : 3 doublets liants (6 électrons)

Exemples :

• H$_2$ : liaison simple
• O$_2$ : liaison double
• N$_2$ : liaison triple

11. Polarité moléculaire et moment dipolaire

• Molécule polaire si $\Delta EN$ entre 0,4 et 1,7 et géométrie asymétrique → moment dipolaire non nul.
• Molécule apolaire si $\Delta EN < 0,4$ ou géométrie symétrique → moment dipolaire nul.

Exemples :

• H$_2$O : polaire, moment dipolaire non nul
• CO$_2$ : apolaire, moment dipolaire nul (géométrie linéaire)

À retenir : La différence d’électronégativité et la géométrie moléculaire déterminent la polarité d’une liaison et d’une molécule.

1. Liaisons ioniques

• Liaison ionique : attraction électrostatique entre cations métalliques et anions non métalliques.
• La force de la liaison ionique dépend de la taille et de la charge des ions.
• Exemple : cristal de NaCl, empilement régulier d’ions Na⁺ (petite sphère) et Cl⁻ (grosse sphère).
• La dissolution des cristaux ioniques en solution aqueuse suit 3 étapes :
  1. Dislocation du cristal (endothermique)
  2. Solvatation des ions (exothermique)
  3. Dispersion des ions
• Les solutions ioniques sont électrolytiques (conduisent le courant).
• L’électrolyse confirme la présence d’ions.

2. Liaisons métalliques

• Liaison forte entre cations métalliques et électrons délocalisés formant un nuage électronique.
• Le réseau cristallin métallique est un empilement d’atomes positifs dans un nuage d’électrons.
• Liaisons non directionnelles, responsables de la conductivité électrique, thermique et des propriétés mécaniques des métaux.

3. Liaisons covalentes et orbitales moléculaires

• Orbitales moléculaires (OM) : résultent du recouvrement et fusion des orbitales atomiques (OA).

• OM liantes (σ) : recouvrement axial, symétrie autour de l’axe joignant les noyaux, rotation possible.

• OM anti-liantes (σ)* : diminution de la densité électronique entre noyaux, affaiblissement de la liaison.

• Recouvrements possibles :

  • s + s (ex. H₂)
  • s + p (ex. HF)
  • p + p (ex. F₂)

• Liaisons π : recouvrement latéral des orbitales p, plus rigides, présentes dans doubles et triples liaisons.

• Types de liaisons covalentes C–C :

  Liaison	Composition orbitale	Rotation	Rigidité	Exemple
  Simple (σ)	1 liaison σ	Oui	Faible	C–C
  Double (σ+π)	1 σ + 1 π	Non	Moyenne	C=C
  Triple (σ+2π)	1 σ + 2 π	Non	Forte	C≡C

• La théorie des orbitales moléculaires remplace la liaison de Lewis en traitant les électrons comme délocalisés sur la molécule entière.

4. Liaisons de faible énergie

• Interactions entre molécules, détruites facilement par chauffage ou dispersants.
• Types principaux :
  • Interactions hydrophobes : entre parties apolaires, influencent conformation moléculaire et perméabilité cellulaire.
  • Liaisons de Van der Waals (VdW) : attractions électrostatiques faibles entre molécules polarisées ou induites.
  • Liaisons hydrogène (liaison H) : interaction électrostatique entre H lié à O, N ou F (δ⁺) et un atome électronégatif (δ⁻).

a) Détail des liaisons de Van der Waals

• Les forces VdW sont environ 10 fois plus faibles que les liaisons hydrogène.
• Elles assurent la cohésion des solides et liquides.

b) Liaisons hydrogène

• Condition : H lié à O, N ou F (atomes petits et très électronégatifs).
• Rôle crucial dans la cohésion intermoléculaire, influençant point d’ébullition, solubilité, structure de l’ADN et protéines.
• Plus il y a de liaisons H, plus la température nécessaire pour les rompre est élevée (ex. ADN riche en GC).

5. Interactions hydrophobes et molécules amphiphiles

• Molécules avec parties hydrophiles (polaires ou chargées) et parties hydrophobes (apolaires).
• Les interactions hydrophobes regroupent les parties apolaires, influençant la structure et la perméabilité des membranes biologiques.
• Molécules amphiphiles : possèdent une tête hydrophile et une queue hydrophobe, formant micelles et émulsions (ex. tensioactifs, phospholipides).
• Exemple : membrane plasmique avec lipides hydrophobes internes et parties hydrophiles externes.

6. États de la matière

• La matière est constituée d’atomes et/ou molécules, possède masse et volume.
• États classiques : solide, liquide, gaz.
• Autres états : plasma (gaz ionisé), fluide supercritique.

7. Changements d’état

• Fusion : solide → liquide
• Vaporisation : liquide → gaz
• Liquéfaction : gaz → liquide
• Solidification : liquide → solide

8. Gaz parfaits

• Variables d’état : pression $P$, volume $V$, température $T$.
• Relation caractéristique : $$PV = nRT$$
• Pression atmosphérique normale : $1\,atm = 1,01325\,bar = 101\,325\,Pa$.

9. Fluide supercritique

• État obtenu au-delà de la température et pression critiques (ex. CO₂ : $T_c=31^\circ C$, $P_c=74\,bars$).
• Propriétés intermédiaires entre liquide et gaz.
• Applications : extraction de substances (ex. caféine), imprégnation de matériaux.

10. Points clés à retenir

Les liaisons chimiques peuvent être fortes (ioniques, covalentes, métalliques) ou faibles (Van der Waals, hydrogène, hydrophobes), influençant la structure et les propriétés de la matière et des molécules. Les états de la matière dépendent des interactions entre particules et des conditions thermodynamiques.