Fiche de révision · S1

Résumé — Chimie générale

Tout le module en une page : les chapitres condensés en points essentiels, le vocabulaire et les pièges d'examen. Pour la veille de l'épreuve.

Structure de l'atome : constituants, isotopes et mole

Atome neutre : Z protons = Z électrons dans le noyau ; N = A − Z neutrons ; notation ᴬZX ; proton ≈ 1 836 × masse de l'électron.
Isotopes = même Z, A différent (¹H, ²H, ³H) ; masse atomique moyenne = moyenne pondérée par les abondances (Cl : 75 % ³⁵Cl + 25 % ³⁷Cl → 35,5 g/mol).
1 mol = Nₐ = 6,022 × 10²³ entités ; n = m/M ; 1 u.m.a. = 1/Nₐ g ≈ 1,66 × 10⁻²⁴ g ; V_m ≈ 22,4 L dans les CNTP.
Cation : Z inchangé, électrons en moins (Fe²⁺ garde 26 protons, 24 électrons) — l'ion ne change jamais de A ni de Z.
Défaut de masse Δm (masse du noyau < somme des nucléons) → énergie de cohésion E = Δm·c².

Spectre de raies discontinu (pas continu) → énergie quantifiée ; formule de Ritz 1/λ = R_H (1/n² − 1/m²), R_H ≈ 1,097 × 10⁷ m⁻¹.
Postulats de Bohr : orbites stationnaires sans rayonnement, moment cinétique quantifié m·v·r = n·h/2π, transitions ΔE = hν = hc/λ.
Hydrogène : Eₙ = −13,6/n² eV, rₙ = 0,529 × n² Å ; état fondamental E₁ = −13,6 eV ; énergie d'ionisation = 13,6 eV.
Hydrogénoïdes (un seul électron, charge +Ze) : Eₙ = −13,6 × Z²/n² eV — pour He⁺ (Z = 2), EI = 54,4 eV.
Séries : Lyman (n = 1, UV), Balmer (n = 2, visible dont raie rouge à 656 nm pour 3 → 2), Paschen (n = 3, IR).

n (couche, énergie, max 2n² électrons) vs l (0 à n − 1, sous-couche s/p/d/f) vs m (−l à +l, orientation, 2l + 1 orbitales) vs s (spin ±1/2).
Sous-couche l : 1 orbitale s, 3 p, 5 d, 7 f ; chaque orbitale accueille au plus 2 électrons de spins opposés.
Orbitale s sphérique vs orbitales p en deux lobes selon x, y, z avec un plan nodal ; rayon moyen croît avec n.
Hydrogène : énergie fonction de n seul (2s = 2p) — atome polyélectronique : énergie fonction de n et l (dégénérescence levée).
Effet d'écran Z* = Z − σ (règles de Slater : 0,35 même groupe, 0,85 groupe n − 1, 1,00 au-delà) → ordre 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d.

Pauli (2 e⁻ max/orbitale, spins opposés) + Klechkowski (ordre n + l croissant) + Hund (spins parallèles d'abord) ; exceptions Cr [Ar]4s¹3d⁵ et Cu [Ar]4s¹3d¹⁰.
Cation : on retire d'abord les électrons de n le plus élevé (Fe²⁺ = [Ar]3d⁶, pas [Ar]4s²3d⁴).
Période = n maximal de la configuration ; groupe déduit des électrons de valence ; blocs s, p, d, f du tableau périodique.
Alcalins ns¹ → M⁺ ; alcalino-terreux ns² → M²⁺ ; halogènes ns²np⁵ → X⁻ (plus électronégatifs) ; gaz nobles ns²np⁶ inertes.
Rayon atomique ↓ vers la droite / ↑ vers le bas ; énergie d'ionisation et électronégativité ↑ vers la droite et vers le haut (F le plus électronégatif, χ ≈ 4,0).

Règle de l'octet (duet pour H) ; covalente (partage, Δχ faible) vs ionique (transfert, Δχ grand) vs dative (doublet d'un seul atome, NH₄⁺).
Lewis : Nᵥ = électrons de valence (± charges) → Nᵥ/2 doublets → doublets liants puis non liants → charges formelles minimales.
VSEPR AXₙEₘ : n + m = 2 linéaire (180°), 3 triangle (120°), 4 tétraèdre (109,5°), 5 bipyramide, 6 octaèdre ; doublets libres referment les angles.
NH₃ pyramidale (≈ 107°) vs H₂O coudée (≈ 104,5°) vs CH₄ tétraédrique (109,5°) vs CO₂ linéaire (180°).
Molécule polaire si la somme vectorielle des moments dipolaires est non nulle : CO₂ et CCl₄ apolaires malgré des liaisons polaires ; H₂O et NH₃ polaires.

LCAO : combinaison d'O.A. → O.M. liante σ (énergie abaissée, densité entre noyaux) + O.M. antiliante σ* (énergie élevée, plan nodal).
Recouvrement axial → σ ; recouvrement latéral de p parallèles → π ; simple = σ, double = σ + π, triple = σ + 2π.
Ordre de liaison OL = (n_liants − n_antiliants)/2 ; OL = 0 → molécule inexistante (He₂) ; N₂ : OL = 3, F₂ : OL = 1.
O₂ : OL = 2, deux électrons célibataires dans les π* dégénérées (règle de Hund) → paramagnétique, ce que le schéma de Lewis ne prévoit pas.
Hybridation sp³ (109,5°, 4 liaisons σ, CH₄) vs sp² (120°, 3 σ + 1 π, éthylène) vs sp (180°, 2 σ + 2 π, acétylène, CO₂).

Système ouvert/fermé/isolé ; variables intensives (P, T) vs extensives (V, n, m) ; PV = nRT, T toujours en kelvin.
Premier principe ΔU = W + Q ; à V constant ΔU = Qᵥ ; à P constante ΔH = Qₚ ; ΔH = ΔU + Δn(gaz)·RT.
ΔH < 0 exothermique vs ΔH > 0 endothermique ; ΔH°f d'un corps simple stable = 0 (convention).
Loi de Hess : ΔH°r = Σν ΔH°f(produits) − Σν ΔH°f(réactifs) ; par énergies de liaison : Σ(rompues) − Σ(formées), espèces gazeuses.
Loi de Kirchhoff : ΔH°(T₂) = ΔH°(T₁) + ΔCp·(T₂ − T₁), en ajoutant les chaleurs latentes si changement d'état entre T₁ et T₂.

Second principe : dS = δQ_rév/T ; système isolé ΔS ≥ 0 ; S(gaz) ≫ S(liquide) > S(solide) ; troisième principe S = 0 pour un cristal parfait à 0 K.
G = H − TS, ΔG = ΔH − TΔS ; ΔG < 0 spontanée, ΔG = 0 équilibre ; température d'inversion Tᵢ = ΔH/ΔS quand les deux termes s'opposent.
Loi d'action de masse : Kc et Kp (solides/solvant exclus) ; Kp = Kc(RT)^Δn(gaz) ; K ne dépend que de la température.
ΔG° = −RT ln K ; comparaison Q vs K : Q < K → réaction avance dans le sens direct, Q > K → sens inverse.
Le Chatelier : ↑T déplace vers le sens endothermique ; ↑P déplace vers le côté avec le moins de moles de gaz ; un catalyseur accélère l'équilibre sans le déplacer.

Isotopes: même Z, nombre de neutrons différent
Mole: 6,022 × 10²³ entités (Nₐ)
Orbitale atomique: zone de probabilité de présence de l'électron
Effet d'écran: répulsion des autres électrons réduisant Z ressenti
Électronégativité: aptitude à attirer les électrons d'une liaison
Charge formelle: charge attribuée à un atome dans un schéma de Lewis
VSEPR: méthode de prédiction de la géométrie moléculaire
Ordre de liaison: (électrons liants − antiliants)/2
Paramagnétique: possède des électrons célibataires (attiré par un aimant)
Enthalpie: H = U + PV, chaleur échangée à pression constante
Entropie: mesure du désordre d'un système
Constante d'équilibre K: rapport des activités des produits et réactifs à l'équilibre