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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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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
Q

Une mole contient ________ molécules

A

6, 022 x 10^23 atomes ou molécules

= Constante d’Avogadro = NA

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26
Q

NA x u

A

1 g

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27
Q

La masse molaire

A

=M unité : g/ mol

La masse d’une mole d’une substance

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28
Q

si la masse moléculaire d’un composé covalent est 28 u, sa masse molaire est _______

A

28 g/mol

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29
Q

si la masse formulaire d’un composé________ est x u, sa masse molaire est x g/mol.

A

Ionique

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30
Q

Modèle du pudding aux prunes (1897) est décrit par

A

J.J. Thomson

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31
Q

La Découverte de l’électron est fait par

A

J.J. Thomson

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32
Q

L’hypothèse atomique de John Dalton suppose que les atomes sont

A

des particules indivisibles , ils sont identiques pour un même élément.

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33
Q

_________ a mis en évidence le noyau

A

Ernest. Rutherford

Rq: Noyau chargé positivement est de taille très petite devant le nuage électronique qui l’entoure

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34
Q

Selon le Postulat de Bohr , l’électron parcourt différentes _____

A

Orbites

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35
Q

Les orbites

A

Correspondent à des niveaux d’énergie quantifiées autour du noyau.
L’e- met ou absorbe de l’énergie lors d’un changement d’orbite

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36
Q

E = -h.R/ n^2

à quoi correspond le “h” ?

A

h = Constande de Planck

= 6,626 . 10^-34 m^2 .kg /s

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37
Q

Modèle atomique de Bohr explique le spectre atomique

A

de l’hydrogène (H)

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38
Q

L’analyse de la lumière par la spectroscopie rélève un spectre de ___

A

Raies

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39
Q

Les séries spectroscopies de Balmer sont dans la domaine ___

A

du visible

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40
Q

Les séries spectroscopies de Lyman sont dans la domaine ___

A

de l’ UV (ultraviolet )

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41
Q

Postulat de la dualité onde-corpuscule

A

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

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42
Q

Principe de l’incertitude

A

le caractère ondulatoire de l’électron ne permet pas la caractérisation précise de la position de l’électron

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43
Q

l’électron est modélisé comme une onde par

A

Erwin Schrödinger

L’électron dans l’atome n’est donc plus une sphère rigide mais définit un « nuage » qui entoure le noyau

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44
Q

Contrairement aux précédents modèles de l’atome, le Modèle Quantique de l’atome est ___1___ car l’électron___2___

A

1-Stable

2-ne perd pas d’énergie

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45
Q

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 ___

A

Les nombres quantiques

46
Q

Il existe _______ nombres quantiques

A

4

47
Q

Le nombre quantique “n”

A

Appelé n.q. principal

n ≥ 1 , prend des valeurs concrets (1,2,3,….)

48
Q

Il existe n^2 orbitales par

A

couche

49
Q

La couche ___ définit l’énergie de l’e-

A

n

50
Q

Le nb quantique azimutal

A

= “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
Q

Il existe 2l +1 orbitales par

A

sous-couche

52
Q

Le nb quantique ml (magnétique )

A
  • l ≤ m ≤ + l
  • l, -l+1 ,… 0,… l-1, +l

-désigne les orbitales d’une l sous couche

53
Q

Le nb quantique de spin (s)

A

Désigne le sens de rotation de l’e- sur lui-même (toupie )

Prend que 2 valeurs : +-1/2

54
Q

La géométrie de L’orbitale s (n=1 ) de la couche n

A
  • 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
Q

Pour n>1, il a 3 orbitales p: px, py et pz , la probabilité de trouver un électron est nulle dans _____

A

le plan nodal

56
Q

Pour n>2, il a __ orbitales

A

5 orbitales : les “d”

57
Q

Ionisation d’une mole d’atomes (6,022.10^23 atomes ) d’hydrogène nécessite

A

1,31 MJ

58
Q

Effet de pénétration

A

Pour les atomes polyélectroniques désigne l’attraction du noyau de charge +Z causant la diminution de l’énergie de l’orbitale

59
Q

Effet d’écran

A

Pour les atomes polyélectroniques :
Désigne la répulsion des électrons entre eux
donc augmentation de l’énergie de l’orbitale

60
Q

L’ordre de grandeur de l’énergie pour les orbitales

ns np nd

A

nd> np > ns

Rappel :
Pour n donné, l’énergie des orbitales augmente quand l augmente

61
Q

Tous les électrons d’une même sous-couche (n et l donné) ont

A

la même énergie

62
Q

Mesure expérimentale de l’énergie des orbitales se fait par

A

spectroscopie photoélectronique

63
Q

Pour la spectroscopie photoélectronique chaque pic correspond

A

à une orbitale atomique

64
Q

Par définition, la configuration électronique d’un atome est

A

la liste des orbitales occupées par ses électrons

Ex : Be , Z =4 : 1s2 2s2

65
Q

Principe d’exclusion de Pauli

A

-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
Q

Règle de Hund

A

Si une sous-couche contient plusieurs orbitales, on place les électrons dans des orbitales différentes avec des spins parallèles

67
Q

Pour les métaux dont Z est compris entre 21 (scandium) et 30 (zinc), il y a __

A

inversion de l’énergie des orbitales 4s et 3d (configuration figée )

68
Q

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.

A

les plus externes

69
Q

Dans le tableau périodique le 2ème groupe s’appelle :

A

Les alcalino-terreux

70
Q

Les chalcogènes sont des élements avec ___ électrons de valence

A

6

ex : O ,Z = 8 , 1s2 2s2 2p4

71
Q

Le tableau est divisé en blocs, nommés d’après ____ en cours de remplissage .

A

la sous-couche : s , p , d ,f

72
Q

Rayon atomique

A

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
Q

rayon ionique

A

La distance entre ions voisins dans un solide ionique

Le rayon est exprimé en pm (pico mètre = 10-12 m).

74
Q

les cations sont ___1___-que leurs atomes parents et les anions sont ___2___.

A

1-plus petits

2-plus grands

75
Q

Energie d’ionisation

A

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
Q

L’énergie de deuxième ionisation est _____ à l’énergie de première ionisation du même élément.

A

toujours supérieure

77
Q

Les éléments à faible énergie de d’ionisation forment généralement des ___

A

Cations

78
Q

Affinité électronique

A

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
Q

Les métalloïdes sont :

A 
B
Si
Ge
As
Sb
Te
Po
80
Q

Les non métaux sont situés surtout ___ du tableau périodique (sauf H)

A

à droite

81
Q

Les liaisons ioniques se font par

A

perte ou gain d’e-
Les atomes deviennent des ions
Cation : X+ ( perte )
Anion : X- (gain)

82
Q

Les liaisons covalences se font par

A

des liasons covalentes :)

Les atomes deviennent des molécules car les e- sont utilisés mutuellement

83
Q

Les composés ioniques font des solides

A

cristallins

84
Q

Les composés covalences font des matériaux

A

covalent

85
Q

Les liaisons métalliques se font entre les

A

atomes de métal.

86
Q

La liaison ionique est l’attraction mutuelle des __

A

charges opposées (des anions et des cations dans un composé ionique)

87
Q

Energie totale de formation d’une paire d’ions à l’état gazeux est la somme de :

A

1- Ei énergie d’ionisation

2-Ea énergie d’attachement électronique (opposé de l’affinité électronique)

3- Epotentielle énergie potentielle

88
Q

Pour une liaison ionique, Epotentielle est inversement proportionnée à

A

La distance entre les 2 ions (pm)

89
Q

formation d’un solide ionique a ___ étapes

A

3

90
Q

Seuls les composés contenant un élément avec une énergie d’ionisation__1___ et un élément avec une affinité électronique __2___ formeront une liaison ionique.

A

1- faible

2- élevée

91
Q

Un élément avec une affinité électronique élevée a tendance à former un _

A

Anion

Ex : O2- , F-

92
Q

Un élément avec une énergie d’ionisation faible a tendance à former un __

A

Cation

Ex : K+ , Li+, Mg 2+

93
Q

La liaison covalente est _____ par deux atomes

A

le partage d’une paire d’électrons de valence.

94
Q

Les électrons de valence sont les électrons ____ les plus externes

A

des sous-couches s et p

95
Q

règle de l’octet

A

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
Q

On mesure la force d’une liaison à l’aide de

A

l’enthalpie de liaison

97
Q

La quantité de chaleur nécessaire, à pression constante (1 atm), à la dissociation d’une mole de H2?

A

L’enthalpie de liaison de H2

98
Q

Une enthalpie de liaison est toujours

A

positive, car il faut fournir de l’énergie pour rompre une liaison

99
Q

Une liaison est d’autant plus forte que son énergie est

A

plus élevée

100
Q

Dans le benzène les liaisons doubles et simples entre les C (carbone ) ont la même

A 
enthalpie moyenne
(518 kj/mol) donc la même longueur de liaison (139 pm)
101
Q

Les triples liaisons sont _____ que les simples

A

plus forte

102
Q

Enthalpie moyenne des liaisons faibles < ___ kJ/mol

A

200

103
Q

Enthalpie moyenne des liaisons moyennes est environ

A

500 kj/mol

104
Q

Enthalpie des liaisons fortes >

A

800 kj/mol

105
Q

La longueur d’une liaison ?

A

=la distance entre deux noyaux d’atomes liés

Elle dépend de la taille des atomes et de la force de la liaison.

106
Q

La liaison covalente se réalise entre

A

2 élements non métalliques

107
Q

Les valeurs d’électronégativité sont les plus élevées sont dans le coin

A

haut de droite. Ce sont des éléments électronégatifs

108
Q

Les éléments du blocs ___ sont électropositifs

A

Blocs s

109
Q

l’Unité de moment dipolaire :

A

D = Debye

On exprime la force d’un dipôle électrique par son moment dipolaire μ

110
Q

La direction du vecteur d’Un moment dipolaire μ va du pôle ___ à ___

A

de (-) à (+)

111
Q

Dans une liaison non polaire le moment dipolaire est

A

nul.

Xa-Xb = 0

112
Q

C’est toujours l’atome le plus _____ qui porte la charge négative.

A

électronégatif

Exception : CO ! (monoxyde de carbone )

PACES UE1: Chimie Organique et Génerale (5 decks)

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