Chapitre 2 Flashcards
1
Q
nature des liaisons
A
. . = doublet électronique (pas de liaison)
. = électron célibataire (liaison)
2
Q
liaison covalente
A
- electrons identiques OU différents (non-métal et n-métal)
- pas de transfert d’électrons : ils se partagent
- liaisons simples, doubles, triples
- couches électroniques se superposent
3
Q
procédure liaison covalente
A
- Notation de Lewis
- Disposition correcte
Voir tous les électrons de valence + liaisons covalences encerclée
4
Q
liaison ionique
A
- non-métal et métal (ions!!) OU TOUS CEUX QUI ONT DES IONS POLY
- transfert d’électrons
5
Q
procédure liaison ionique
A
- Notation de Lewis
- Disposition correcte (métallique donne, n-métallique reçoit)
Voir tous les électrons de valence + flèche de transfert + charges portées
6
Q
règles de nomenclature
A
- inverse formule moléculaire
- ajouter ure au premier mot
- ajouter préfixes au deux mots
7
Q
préfixes nomenclatures
A
mono di tri tétra penta hexa heat octa nona déca
8
Q
1
A
Mono
9
Q
2
A
Di
10
Q
3
A
Tri
11
Q
4
A
Tétra
12
Q
5
A
Penta
13
Q
6
A
Hexa
14
Q
7
A
hepta
15
Q
8
A
octa
16
Q
9
A
nona
17
Q
10
A
Déca
18
Q
CHAOS
A
CARBONE = CARBURE HYDROGÈNE = HYDRURE
AZOTE = NITRURE
OXYGÈNE = OXYDE
SOUFRE = SULFURE
* PHOSPHORE = PHOSPHURE
19
Q
Carbone
A
Carbure
20
Q
Hydrogène
A
Hydrure
21
Q
Azote
A
Nitrure
22
Q
Oxygène
A
Oxyde
23
Q
Soufre
A
Sulfure
24
Q
Phosphore
A
Phosphure
25
Mole
nb d'atomes ou de molécules
Une quantité : pas un volume ni une masse
Nb d'atomes contenus dans 12 g de carbone 12
26
Formule Mole
n = N / Na
n : nombre de moles (mol)
N : nombre de particules (atomes ou molécules)
Na : nombre d'Avogadro
27
Masse molaire + formule
```
masse d'une mole d'une substance
M = m/n
M : masse molaire (addition de masse molaire du tableau avec g/mol)
m : masse (g)
n : nombre de moles (mol)
```
28
Acide
```
libère des ions H+
Formule moléculaire commence par l'atome H
pH varie entre O et 7
*réagissent avec des métaux
ex : HCl (aq) -> H+ (aq) + Cl- (aq)
```
29
Base
Libère des ions OH -
Formule moléculaire comment par OH
pH varie entre 7 et 14
ex : NaOH (aq) -> Na+(aq) + OH- (aq)
30
ATTENTION CH3COOH
C'EST UN ACIDE
| CH3COOH (aq) -> H+ (aq) + CH3COOH (aq)
31
Limites théorie acide - base
juste solutions aqueuses
n'explique pas le caractère basique ammoniac (NH3)
ne tient pas compte polarité eau
32
Sel
```
liaison ionique
libère des ions + et - par passage électricité
1) métal + n-métal
2) Métal + ion poly
3) n-métal + ions poly
4) 2 ions poly
```
33
Conductibilité électrique
solide permet passage courant électrique (déplacement électrons)
Solutions : ions mobiles
1) Substance aqueuse (sel solide : NON, sel dans eau : OUI)
2) doit y avoir ions
34
Électrolytes
1) Dissociation moléculaire : molécules demeurent entières -> ne conduit pas électricité
2) Dissociation électrolytique : molécules se dissocient en ions
ACIDES, BASES, SELS
conduit électricité
35
Forces des électrolytes
capacité de se dissocier en ions
électrolyte fort : se dissocie presque totalement en ions (très bon conducteur)
électrolyte faible : se dissocie partiellement en ions (conduit peu)
Comment distinguer : - pourcentages (%molécules VS % ions)
- Courant + fort dans électrolyte + fort
36
Formule concentration
C : concentration (g/L)
m : masse (g)
V : volume de la solution (L)
37
Concentration en %
calculer concentration g/L
Écrire rapport :
15 g/L = 15g /1000 ml = 1,5 g /100 ml = 1,5 % m/V
38
Concentration en ppm
Parties par million (1g pour 1 million de g)
* *** 1kg = 1L ****1g = 1000mg
1. Convertir masse en mg et volume en L
2. Calculer concentration mg/L
3. Utiliser 1mg/L = 1ppm
39
Concentration en mol/L
```
nb de moles dans un volume
C = n/V
C: concentration (mol/L)
n : nombre de moles (mol)
V : volume (L)
1. Convertir masse en moles (M = m/n)
2. Convertir volume ml à L
3. Calculer concentration C = n/v
```
40
pH
```
neutre = 7
acide = plus petit que 7
basique = plus grand que 7
Échelle logarithmique : différence de 1 = variation concentration facteur 10
ex : pH 3 = 1 x 10^-3 = 0,001
```
