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PACES UE1: Chimie Organique et Génerale > CG : Les Atomes , Tableau Périodiques , Les Liaisons > Flashcards

CG : Les Atomes , Tableau Périodiques , Les Liaisons Flashcards

1
Q

L’élement naturel le plus léger

A

1-Hydrogène (H )

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Q

L’élement naturel le plus lourd

A

94- Uranium

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3
Q

Substance chimique élémentaire, pure et indissociable.

A

Element

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4
Q

Masse d’un proton (p+)

A

1,67 x 10^-24 g

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5
Q

Masse d’un neutron

A

1,67 x 10^-24 g

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6
Q

Charge d’un p+

A

1,60 x 10^-19 C (Coulomb )

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7
Q

Charge d’un électron (e-)

A

1,60 x 10^-19 C

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8
Q

Le numéro atomique

A

=Z
Caracteristique d’un élément
Egale au nombre de protons (p+)
Pour un atome neutre , aussi au nb d’électrons

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9
Q

Le nombre de masse

A

=A
= Nombre total de protons et de neutrons dans le noyau
Pour un élément donné, il peut y avoir plusieurs valeurs de A

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10
Q

Isotopes

A

Les elements avec le même nombre de p+ et e- mais qui différent uniquement par le nombre de neutrons
Concernent la plupart des éléments
Ex : l’oxygène, O : Z=8, 8 protons, 8 électrons
isotope 16O : 8 neutrons
isotope 17O : 9 neutrons
isotope 18O : 10 neutrons

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11
Q

Isotones

A

Les éléments possédant uniquement le même nombre de neutrons
Par ex :
l’isotope du carbon , 14 C : Z = 6 , 6 p+ , 6 e-, 8 neutrons
l’isotope nitrogène,14 N : Z = 7, 7protons , 7 électrons , 7 neutrons

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12
Q

Isobares

A

Les élements avec le même A ( nb de protons + neutrons )
mais diffèrent par Z donc aussi par le nb de neutrons
Ex : 40 Ar : Z =18
40 K : Z = 19

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13
Q

Abondance isotopique

A

= le pourcentage d’un isotope donné dans un mélange

(nombre d’atomes de l’isotope X / nombre total d’atomes) x 100

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14
Q

Unité de masse atomique

A

unité = u
• 1u = la masse d’un atome de 1H
= 1,6605 x 10^-24g
u est une bonne approximation du nombre de protons et neutrons

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15
Q

masse atomique

A

MA
Un échantillon naturel d’un élément est un mélange d’isotopes de masses différentes
Par définition la masse atomique est une masse moyenne
calculé par l’aide de l’abondance isotopique

Ex : MA(O)
= (99,757x15,995 + 0,038x16,999 + 0,205x17,999)/100 = 15,999u

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16
Q

masse moléculaire

A

= MM
masse d’une molécule unique
Obtenue en sommant les masses atomiques des atomes qui la composent
ex : MM(H2O) = 2 MA (H) + MA (O) = 2 x 1,008 u + 16 u = 18, 02 u

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17
Q

Ion

A

atome ou groupement d’atomes chargé positivement ou
négativement.
cation charge positive ex K+
anion charge négative ex F-

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18
Q

composé ionique

A
  • Composé chimique électriquement neutre composé d’anions et de cations
  • la formule d’un composé ionique indique d’abord le cation, puis l’anion, sans indication de charge

Ex : NaCl ( chlorure de sodium )

  • En milieu aqueux, les composés ioniques constituent des solutions d’électrolytes qui conduisent le courant électrique.
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19
Q

les éléments existant sous plusieurs formes cationiques

A

Fe , Co , Ni , Cu , Cr , Hg, Mn , Pb , Pt , Au , Sn, Pd

la charge doit être indiquée entre parenthèse, avec des chiffres romains

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20
Q

Dans les anion, les terminaisons -ate et -ite indiquent la présence de ____

A

L’oxygène (O)

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21
Q

Dans la formule unitaire on écrit d’abord le ___1___ , puis ___2___

A

1- Cation
2- Anion

KCl , NaF, MgCl2

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22
Q

Règles de nomenclature:

Dans le nom, on désigne d’abord _____ et ensuite ______

A

1-L’anion
2- Cation

Chlorure de potassium (KCl)

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23
Q

Masse d’un composé ionique

A

= MF : Masse formulaire

Obtenue en sommant les masses atomiques des atomes qui le composent

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24
Q

Mol

A

Symbole de la mole , unité de base du SI
C’est une unité de comptage
-Par définition la mole est égale au nombre d’atomes contenus dans 12g de 12C.
-La mole permet de passer de l’échelle atomique à l’échelle macroscopique
• Ce nombre est le nombre ou constante d’Avogadro NA= 6,022 x 10^23mol-1

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25
Une mole contient ________ molécules
6, 022 x 10^23 atomes ou molécules | = Constante d'Avogadro = NA
26
NA x u
1 g
27
La masse molaire
=M unité : g/ mol | La masse d'une mole d'une substance
28
si la masse moléculaire d’un composé covalent est 28 u, sa masse molaire est _______
28 g/mol
29
si la masse formulaire d’un composé________ est x u, sa masse molaire est x g/mol.
Ionique
30
Modèle du pudding aux prunes (1897) est décrit par
J.J. Thomson
31
La Découverte de l'électron est fait par
J.J. Thomson
32
L'hypothèse atomique de John Dalton suppose que les atomes sont
des particules indivisibles , ils sont identiques pour un même élément.
33
_________ a mis en évidence le noyau
Ernest. Rutherford Rq: Noyau chargé positivement est de taille très petite devant le nuage électronique qui l'entoure
34
Selon le Postulat de Bohr , l'électron parcourt différentes _____
Orbites
35
Les orbites
Correspondent à des niveaux d'énergie quantifiées autour du noyau. L'e- met ou absorbe de l'énergie lors d'un changement d'orbite
36
E = -h.R/ n^2 | à quoi correspond le "h" ?
h = Constande de Planck | = 6,626 . 10^-34 m^2 .kg /s
37
Modèle atomique de Bohr explique le spectre atomique
de l'hydrogène (H)
38
L’analyse de la lumière par la spectroscopie rélève un spectre de ___
Raies
39
Les séries spectroscopies de Balmer sont dans la domaine ___
du visible
40
Les séries spectroscopies de Lyman sont dans la domaine ___
de l' UV (ultraviolet )
41
Postulat de la dualité onde-corpuscule
Louis de Broglie Toute particule a des propriétés ondulatoires dont une longueur d’onde λ dépend de sa masse m et de sa vitesse v. λ= h/m.v
42
Principe de l’incertitude
le caractère ondulatoire de l’électron ne permet pas la caractérisation précise de la position de l’électron
43
l'électron est modélisé comme une onde par
Erwin Schrödinger L'électron dans l'atome n'est donc plus une sphère rigide mais définit un « nuage » qui entoure le noyau
44
Contrairement aux précédents modèles de l’atome, le Modèle Quantique de l’atome est ___1___ car l'électron___2___
1-Stable | 2-ne perd pas d'énergie
45
l'Etat d'un e- dans un atome en particulier son énergie et la géométrie de la région de l’espace dans laquelle il évolue, est défini par ___
Les nombres quantiques
46
Il existe _______ nombres quantiques
4
47
Le nombre quantique "n"
Appelé n.q. principal | n ≥ 1 , prend des valeurs concrets (1,2,3,....)
48
Il existe n^2 orbitales par
couche
49
La couche ___ définit l'énergie de l'e-
n
50
Le nb quantique azimutal
= "l" 0 ≤ l ≤ (n–1) 0 , 1 , 2 , 3... (n-1) s , p , d , f .... (n-1) Ex : pour n = 1 , l= 0 (s) Une sous-couche l définit la vitesse relative de l’électron 1
51
Il existe 2l +1 orbitales par
sous-couche
52
Le nb quantique ml (magnétique )
- l ≤ m ≤ + l - l, -l+1 ,... 0,... l-1, +l -désigne les orbitales d’une l sous couche
53
Le nb quantique de spin (s)
Désigne le sens de rotation de l'e- sur lui-même (toupie ) Prend que 2 valeurs : +-1/2
54
La géométrie de L’orbitale s (n=1 ) de la couche n
- est sphérique - occupe un volume qui augmente avec n - possède n-1 nodes radiales, dans lesquelles la probabilité de présence de l’électron est nulle
55
Pour n>1, il a 3 orbitales p: px, py et pz , la probabilité de trouver un électron est nulle dans _____
le plan nodal
56
Pour n>2, il a __ orbitales
5 orbitales : les "d"
57
Ionisation d’une mole d’atomes (6,022.10^23 atomes ) d’hydrogène nécessite
1,31 MJ
58
Effet de pénétration
Pour les atomes polyélectroniques désigne l'attraction du noyau de charge +Z causant la diminution de l’énergie de l’orbitale
59
Effet d’écran
Pour les atomes polyélectroniques : Désigne la répulsion des électrons entre eux donc augmentation de l’énergie de l’orbitale
60
L'ordre de grandeur de l'énergie pour les orbitales | ns np nd
nd> np > ns Rappel : Pour n donné, l’énergie des orbitales augmente quand l augmente
61
Tous les électrons d’une même sous-couche (n et l donné) ont
la même énergie
62
Mesure expérimentale de l'énergie des orbitales se fait par
spectroscopie photoélectronique
63
Pour la spectroscopie photoélectronique chaque pic correspond
à une orbitale atomique
64
Par définition, la configuration électronique d’un atome est
la liste des orbitales occupées par ses électrons Ex : Be , Z =4 : 1s2 2s2
65
Principe d’exclusion de Pauli
-Deux électrons dans un atome ne peuvent pas avoir les quatre mêmes nombres quantiques. - S’il y a 2 électrons dans une orbitale, ils sont de spins opposés et forment un doublet ou paire d’électrons. (Pour info si les 3 autres nb quantiques sont identiques alors s: -1/2 pour un e- et +1/2 pour l'autre e-.
66
Règle de Hund
Si une sous-couche contient plusieurs orbitales, on place les électrons dans des orbitales différentes avec des spins parallèles
67
Pour les métaux dont Z est compris entre 21 (scandium) et 30 (zinc), il y a __
inversion de l’énergie des orbitales 4s et 3d (configuration figée )
68
Les formes ioniques stables d’un atome sont obtenues par gain ou perte d’un ou plusieurs électrons des couches ____ de la configuration électronique la plus stable.
les plus externes
69
Dans le tableau périodique le 2ème groupe s'appelle :
Les alcalino-terreux
70
Les chalcogènes sont des élements avec ___ électrons de valence
6 | ex : O ,Z = 8 , 1s2 2s2 2p4
71
Le tableau est divisé en blocs, nommés d'après ____ en cours de remplissage .
la sous-couche : s , p , d ,f
72
Rayon atomique
moitié de la distance qui sépare 2 atomes d’un élément. Le rayon est exprimé en pm Le rayon atomique décroit généralement de gauche à droite d’une période et augmente en descendant dans un groupe ( bonhomme de neige )
73
rayon ionique
La distance entre ions voisins dans un solide ionique | Le rayon est exprimé en pm (pico mètre = 10-12 m).
74
les cations sont ___1___-que leurs atomes parents et les anions sont ___2___.
1-plus petits | 2-plus grands
75
Energie d’ionisation
énergie requise pour arracher un électron à un atome en phase gazeuse. La première ionisation implique un atome, neutre. L’énergie de première ionisation décroit généralement en descendant dans un groupe
76
L’énergie de deuxième ionisation est _____ à l’énergie de première ionisation du même élément.
toujours supérieure
77
Les éléments à faible énergie de d’ionisation forment généralement des ___
Cations
78
Affinité électronique
énergie émise par la capture d’un électron par un atome en phase gazeuse Les valeurs les plus élevées sont dans le coin haut de droite (F : fluor le plus élevé )
79
Les métalloïdes sont :
``` B Si Ge As Sb Te Po ```
80
Les non métaux sont situés surtout ___ du tableau périodique (sauf H)
à droite
81
Les liaisons ioniques se font par
perte ou gain d'e- Les atomes deviennent des ions Cation : X+ ( perte ) Anion : X- (gain)
82
Les liaisons covalences se font par
des liasons covalentes :) | Les atomes deviennent des molécules car les e- sont utilisés mutuellement
83
Les composés ioniques font des solides
cristallins
84
Les composés covalences font des matériaux
covalent
85
Les liaisons métalliques se font entre les
atomes de métal.
86
La liaison ionique est l'attraction mutuelle des __
charges opposées (des anions et des cations dans un composé ionique)
87
Energie totale de formation d'une paire d’ions à l’état gazeux est la somme de :
1- Ei énergie d’ionisation 2-Ea énergie d’attachement électronique (opposé de l’affinité électronique) 3- Epotentielle énergie potentielle
88
Pour une liaison ionique, Epotentielle est inversement proportionnée à
La distance entre les 2 ions (pm)
89
formation d’un solide ionique a ___ étapes
3
90
Seuls les composés contenant un élément avec une énergie d’ionisation__1___ et un élément avec une affinité électronique __2___ formeront une liaison ionique.
1- faible | 2- élevée
91
Un élément avec une affinité électronique élevée a tendance à former un _
Anion Ex : O2- , F-
92
Un élément avec une énergie d’ionisation faible a tendance à former un __
Cation Ex : K+ , Li+, Mg 2+
93
La liaison covalente est _____ par deux atomes
le partage d'une paire d'électrons de valence.
94
Les électrons de valence sont les électrons ____ les plus externes
des sous-couches s et p
95
règle de l’octet
Les atomes cherchent à réaliser la configuration électronique des gaz rares . Les atomes partagent autant de doublets d'électrons qu'il est nécessaire à la réalisation de leurs octets
96
On mesure la force d'une liaison à l'aide de
l'enthalpie de liaison
97
La quantité de chaleur nécessaire, à pression constante (1 atm), à la dissociation d'une mole de H2?
L'enthalpie de liaison de H2
98
Une enthalpie de liaison est toujours
positive, car il faut fournir de l'énergie pour rompre une liaison
99
Une liaison est d'autant plus forte que son énergie est
plus élevée
100
Dans le benzène les liaisons doubles et simples entre les C (carbone ) ont la même
``` enthalpie moyenne (518 kj/mol) donc la même longueur de liaison (139 pm) ```
101
Les triples liaisons sont _____ que les simples
plus forte
102
Enthalpie moyenne des liaisons faibles < ___ kJ/mol
200
103
Enthalpie moyenne des liaisons moyennes est environ
500 kj/mol
104
Enthalpie des liaisons fortes >
800 kj/mol
105
La longueur d'une liaison ?
=la distance entre deux noyaux d'atomes liés | Elle dépend de la taille des atomes et de la force de la liaison.
106
La liaison covalente se réalise entre
2 élements non métalliques
107
Les valeurs d’électronégativité sont les plus élevées sont dans le coin
haut de droite. Ce sont des éléments électronégatifs
108
Les éléments du blocs ___ sont électropositifs
Blocs s
109
l'Unité de moment dipolaire :
D = Debye On exprime la force d'un dipôle électrique par son moment dipolaire μ
110
La direction du vecteur d'Un moment dipolaire μ va du pôle ___ à ___
de (-) à (+)
111
Dans une liaison non polaire le moment dipolaire est
nul. | Xa-Xb = 0
112
C'est toujours l'atome le plus _____ qui porte la charge négative.
électronégatif Exception : CO ! (monoxyde de carbone )

PACES UE1: Chimie Organique et Génerale (5 decks)

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