chapitre 1: rappel Flashcards
Atome
Plus petite unité de matière possédant les caractéristiques d’un élément chimique
Molécule
Unité plus grosse constituant la matière et formée d’au moins 2 atomes liés ensemble
Électrons
- Chargé -1
- déterminent la charge de l’atome
Protons
- Numéro atomique
- chargés +1
Neutrons
-Neutres
- aident à la cohésion du noyau
Structure de l’atome
Noyau et nuage électronique
Structure du noyau
Protons + neutrons
Structure du nuage électronique
Électrons
Ion
- espèce chargée
- atome ou groupe d’atomes ayant gagné ou perdu un ou des élections
Cations
- ont moins d’électrons que de protons
- sont chargés +
Anions
- Ont plus d’électrons que de protons
- sont chargés -
Isotopes
- atomes d’un même élément
- même nombre de protons et le même numéro atomique Z
- différent nombre de neutrons
-Différentes nombre de masse
A (nombre de masse)
Protons + neutrons
Orbitale atomique
Région de l’espace autour du noyau où la probabilité de trouver un élection est importante
nombre quantique principal (N)
- détermine la taille de l’orbitale (distance moyenne de l’électron au noyau, la couche électronique)
- prend comme valeurs des entiers positifs de 0 à infini
nombre quantique secondaire (l)
- détermine la forme de l’orbitale
- valeur prises par l sont des entiers de 0 à n01
nombre quantique magnétique (m)
- détermine l’orientation de l’orbitale
- valeurs prises par m sont des entiers de -l à +l
orbitale s
- sphérique
- une seule orbitale s par niveau > ou = 1
orbitale p
- orbitale bilobées- 3 orbitales p par niveau > ou = 2
orbitale d
- formes complexes
- 5 orbitales d par niveau > ou = 3
orbitale f
- formes complexes
- 7 orbitales f par niveau > ou = 4
nombre quantique de spin, s
- décrit le spin de l’électron
- valeurs: -1/2 ou +1/2
état quantique d’un électron
combinaison des quatres nombres quantiques
configuration électronique d’un atome
- énumération des orbitales occupées par les électrons dans un atome
- précise le nb d’électrons présents dans chacune des orbitales
règles de remplissage des orbitales atomiques
- principe d’aufbau
- principe d’exclusion de Pauli
- règle de hund
- règle de klechkowsku
principe d’aufbau
- électrons occupent les orbitales de basse énergie avant de remplir les plus énergétiques
principe d’exclusion de pauli
- un max de 2 électrons peut occuper une même orbitale
- les électrons doivent être de spin contraire
règle de hund
- des orbitales de mêmes énergie, mais différentes orientations sont dégénérées
- doivent être emplies à moitié successivement par des électrons de spin identiques avant d’être complétées (s’il reste des électrons à distribuer)
règle de klechkowski
- rappelle l’ordre de remplissage des orbitales
notation spdf
- nombre d’électrons présents dans chaque sous-couche est précisé par l’exposant affectant le nom de la sous-couche
notation spdf abrégée
- écrit entre crochets le symbole du gaz gare précédent le plus près de l’atome
électrons de coeurs (internes)
- électrons situés sur les couches complètement remplies de l’atome
- ne participent pas aux réactions chimiques ni aux liaisons chimiques
électrons de valence (externes/périphériques)
- situés sur la dernière couche (incomplète) de l’atome
- participent aux réactions chimiques
- partage entre 2 atomes forme les liaisons chimiques covalentes
électron célibataire
électron seul dans une orbitale
électron appariées
- doublet d’électrons
- 2 électrons dans une même orbitale
que détermine le nb d’électrons célibataires?
le nombre de liaisons généralement formées par l’atome
C (nb de liaisons)
4
N (nb de liaisons)
5
O (nb de liaisons)
6
Halogènes (nb de liaisons)
7
S (nb de liaisons)
6
P (nb de liaisons)
5
H (nb de liaisons)
1
règle d’écriture de structures de lewis correctes
- déterminer l’arrangement des molécules (le moins électronégatif au milieu)
- calculer le nombre total d’électrons de valence dans la molécule
- tracer les liaisons simples entre les atomes de la molécules et complétez les octets des atomes à l’aide de doublets d’électrons libres
- si un atome possède moins de 8 électrons, faire des liaisons multiples entre celui-ci et les atomes voisins afin de lui faire respecter la règle de l’octet
charge formelle
- charge fictive attribuée à chaque atome
charge formelle (calcul)=
nb d’électrons de valence - nb de liens faits - nb d’électrons dans les doublets libres
résonnace
- une molécule ou un ion qui possède plus d’une structure de lewis correcte
hybride de résonnace
- moyenne entre les formes limites de résonance
- forme réelle de la molécule
électronégativité (En)
tendance d’un atome à attirer vers lui les électrons (le doublet liant) dans une liaison chimique
alcalins, alcalino-terreux et métaux (électronégativité)
- cèdent facilement leurs électrons ont un peu tendance à attirer les électrons d’une liaison vers eux
- électronégativité est faible
azote, oxygène, fluor, non-métaux (électronégativité)
- ont avantage à capter un électron pour s’approcher de la configuration électronique d’un gaz rare
- grande tendance à attirer les électrons d’une liaison vers eux
- électronégativité est forte
liaison covalente non polaire
- entre deux atomes avec des électronégativités semblables
- delta EN < 0.4
liaison covalente polaire
- entre deux atomes avec des électronégativités assez différentes
- 0.4 < ou = delta En < 1.7
- création d’un dipôle formé de charges partielles
liaison ionique
- attraction entre deux atomes avec des électronégativités très différentes
- delta En > ou = 1.7
hybridation sp^3
- combinaison d’une orbitale s et de 3 orbitales p
- 4 voisins
- géométrie tétraédrique
- angle de 109.5 degrés
hybridation sp^2
- combinaison d’une orbitale s et de 2 orbitale p
- 3 voisins
- géométrie triangulaire plane (planaire)
- angle de 120 degré
hybridation sp
- combinaison d’une orbitale s et d’une orbitale p
- 2 voisins
- géométrie linéaire
- angle de 180 degrés
moment dipolaire
vecteur (sens et grandeur) représenté par un flèche pointant vers la charge partielle négative
molécule non polaire
somme des moments dipolaires des liaisons est nulle
molécule polaire
somme des moments dipolaires des liaisons n’est pas nulle
force de van der waals (VDW)
- ensemble des forces d’attraction entre les molécules dans un liquide ou un solide
- de nature électrostatique (établissent entre des particules de charge de signe contraire)
- toujours plus faibles que les liaison INTRAmoléculaires
force de dispersion de London (FDL)
- due au mouvement aléatoire des électrons
- génère une déformation soudaine du nuage électronique d’une molécule
- déformation induit une déformation du nuage d’une molécule voisine
- toujours présentes dans les molécules à l’état solide ou liquide
force de debye
- dipôle permanent d’une molécule polaire crée un dipôle induit d’une molécule voisine
interactions de keesom
- forces d’attraction s’établissant entre les charges contraires des dipôles permanents des molécules polaires
- plus une molécule est polaire, plus les DP-DP sont importantes
ponts hydrogène
- attractions entre un atome d’hydrogène lié à un atome de N, O ou F et un doublet d’électrons appartenant à un atome de N, O ou F
- les plus fortes des interactions intermoléculaires
interactions ion-dipôles
- charge positive ou charge négative interagit avec le dipôle permanent d’une molécule polaire
- expliquent notamment la solvatation des sels dans l’eau
points d’ébullition et interactions moléculaires
- distance entre les molécules augmente de façon à briser complètement les liaisons intermoléculaires pendant l’ébullition
- plus les fores d’attractions intermoléculaires sont grandes, plus les points d’ébullition sont élevés
miscibilité
- capacité de deux liquides de se mélanger ensemble pour ne former qu’une seule phase
- pour que substance soit miscible dans une autre, les attractions doivent être de types et de grandeurs similaires
solubilité
- quantité maximale de soluté qu’il est possible de dissoudre dans un solvant à une température données
- pour que substance soit soluble dans une autre, les attractions doivent être de types et de grandeurs similaires
