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Principe d’exclusion de Pauli
2 électrons d'un même atome ne peuvent pas avoir les 4 nombres quantiques identiques : Une OA ne peut donc décrire que 2 électrons
Nombre d’électrons par sous-couches
s:2,p:6,d:10,f;14,g:18
Exeptions à la CEF
\(_{24}Cr, _{42}Mo, _{74}W, _{106}Sg\) et \(_{29}Cu, _{47}Ag, _{79}Au, _{111}Rg\)
Électrons apariés
Électrons décrits par la meme OA, donc avec \(m_s\) opposé
Éléments isoélectroniques
2 éléments avec la m\^eme configuration électronique
Électrons de Valence
Électrons sur la couche avec \(n\) le plus grand. Si une sous-couche (n-1)d n'est pas remplie, il faut aussi décompter les électrons de cette sous-couche.
Diamagnétique
Électrons apariés et l’élément est repoussé face à un champ magnétique
Paramagnétique
Au moins un électron célibataire et l’élément est attiré face à un champ magnétique
Groupe 18 : Nom et proriétés
Gaz nobles, La couche de Valence respecte la règle du duet ou de l'octet
Atomes du groupe 18
\(_2He, _{10}Ne, _{18}Ar, _{36}Kr, _{54}Xe, _{86}Rn, _{118}Og\)
Métal de transition
Un métal de transition est élément à sous couche \(d\) incomplète ou qui donne un/des ion(s) à sous couche \(d\) incomplète. Ce sont les groupes 3 à 11 compris
Métal
Tous les éléments dont le nombre d’électrons de valence s + p est \(\leq\) au nombre quantique principal \(n\) de la couche de valence sont des métaux.
Écrantage
pacité d'un électron à écranter (se mettre devant, bloquer) d'autres électrons. Les électrons les plus éloignés interagissent avec le noyau mais aussi avec les électrons placés entre lui et le noyau.
Charge effective
\(Z_{eff} = Z-\sigma_j\), avec \(\sigma_j\) l'écrantage
Numéro atomique du H (Hydrogène )
1
Numéro atomique du He (Hélium )
2
Numéro atomique du Li (Lithium )
3
Numéro atomique du Be (Béryllium )
4
Numéro atomique du B (Bore )
5
Numéro atomique du C (Carbone )
6
Numéro atomique du N (Azote )
7
Numéro atomique du O (Oxygène )
8
Numéro atomique du F (Fluor )
9
Numéro atomique du Ne (Néon )
10
Numéro atomique du Na (Sodium )
11
Numéro atomique du Mg (Magnésium )
12
Numéro atomique du Al (Aluminium )
13
Numéro atomique du Si (Silicium )
14
Numéro atomique du P (Phosphore )
15
Numéro atomique du S (Soufre )
16
Numéro atomique du Cl (Chlore )
17
Numéro atomique du Ar (Argon )
18
Numéro atomique du K (Potassium )
19
Numéro atomique du Ca (Calcium )
20
Numéro atomique du Sc (Scandium )
21
Numéro atomique du Ti (Titane )
22
Numéro atomique du V (Vanadium )
23
Numéro atomique du Cr (Chrome )
24
Numéro atomique du Mn (Manganèse )
25
Numéro atomique du Fe (Fer )
26
Numéro atomique du Co (Cobalt )
27
Numéro atomique du Ni (Nickel )
28
Numéro atomique du Cu (Cuivre )
29
Numéro atomique du Zn (Zinc )
30
Numéro atomique du Ga (Gallium )
31
Numéro atomique du Ge (Germanium )
32
Numéro atomique du As (Arsenic )
33
Numéro atomique du Se (Sélénium )
34
Numéro atomique du Br (Brome )
35
Numéro atomique du Kr (Krypton )
36
Groupe 1 : Nom
Métaux alcalins. L'hydrogène n'est pas considéré comme un métal alcalin bien que faisant partie du groupe.
Groupe 2 : Nom
Métaux alcalino-terreux
Groupe 3 : Nom
Terres rares
Groupe 1
Alcalin : forme ionique en +1
Groupe 2
Alcalino-terreux : forme ionique en +2
Forme ionique de l’aluminum
Énergie de première ionisation
l’énergie à fournir à un atome en phase gaz et pris dans son état fondamental pour lui arracher un électron et former un cation.
Énergies de première ionisation les plus/moins élevées
Les gaz-rares présentent les énergies de première ionisation les plus élevées et les alcalins présentent les énergies de première ionisation les plus faibles.
Groupe 16 : Nom, forme de la CEF, et forme ionique préférée
Chalcogènes : \([_ZX]ns^2 np^4\) ou \([_ZX](n-1)d^{10} ns^2 np^4\), forme ionique en 2-
Groupe 17 : Nom, forme de la CEF, et forme ionique préférée
Halogènes : \([_ZX]ns^2 np^5\) ou \([_ZX](n-1)d^{10} ns^2 np^5\), forme ionique en 1-
Évolution de Zeff
Quand on descend dans une colonne/groupe Zeff reste constant ou augmente faiblement. Plus on va à droite dans la période, plus Zeff augmente
Évolution du rayon atomique
Au fil de la période, le rayon diminue. Dans un groupe, n augmente à chaque période donc les OA sont de plus en plus diffuses : Le rayon augmente dans le groupe.
Évolution de l’énergie de ionisation
Elle diminue de haut en bas dans un groupe mais elle augmente globalement en allant vers la droite de la période.
Évolution de l’électronégativité
Elle augmente de gauche à droite le long d'une période et de bas en haut le long d'une famille, de la même façon que l’énergie de première ionisation
Types de liaisons réalisées selon l’électronégativité relative des 2 éléments
3 cas de figure : \(\chi(A)\simeq\chi(B)\) : Liaison covalente : Apolaire, atomes neutre OU \(\chi(A)>\chi(B)\) : Liaison iono-covalente : Une partie du nuage électronique de B est déplacé vers A OU \(\chi(A)>>\chi(B)\) : Liaison ionique : Transfert de charge (d'électrons) de B vers A : Déformation des OA autour des atomes
Formule de Pauling
\(X_p(A)-X_p(B) = \frac{1}{\sqrt{eV}}(D_{AB}-\frac{1}{2}(D_{AA}+D_{BB}))^{0.5}\)