Chapitre 2 Flashcards
nature des liaisons
. . = doublet électronique (pas de liaison)
. = électron célibataire (liaison)
liaison covalente
- 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
procédure liaison covalente
- Notation de Lewis
- Disposition correcte
Voir tous les électrons de valence + liaisons covalences encerclée
liaison ionique
- non-métal et métal (ions!!) OU TOUS CEUX QUI ONT DES IONS POLY
- transfert d’électrons
procédure liaison ionique
- Notation de Lewis
- Disposition correcte (métallique donne, n-métallique reçoit)
Voir tous les électrons de valence + flèche de transfert + charges portées
règles de nomenclature
- inverse formule moléculaire
- ajouter ure au premier mot
- ajouter préfixes au deux mots
préfixes nomenclatures
mono di tri tétra penta hexa heat octa nona déca
1
Mono
2
Di
3
Tri
4
Tétra
5
Penta
6
Hexa
7
hepta
8
octa
9
nona
10
Déca
CHAOS
CARBONE = CARBURE HYDROGÈNE = HYDRURE
AZOTE = NITRURE
OXYGÈNE = OXYDE
SOUFRE = SULFURE
* PHOSPHORE = PHOSPHURE
Carbone
Carbure
Hydrogène
Hydrure
Azote
Nitrure
Oxygène
Oxyde
Soufre
Sulfure
Phosphore
Phosphure
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
Formule Mole
n = N / Na
n : nombre de moles (mol)
N : nombre de particules (atomes ou molécules)
Na : nombre d’Avogadro
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)
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)
Base
Libère des ions OH -
Formule moléculaire comment par OH
pH varie entre 7 et 14
ex : NaOH (aq) -> Na+(aq) + OH- (aq)
ATTENTION CH3COOH
C’EST UN ACIDE
CH3COOH (aq) -> H+ (aq) + CH3COOH (aq)
Limites théorie acide - base
juste solutions aqueuses
n’explique pas le caractère basique ammoniac (NH3)
ne tient pas compte polarité eau
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
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
Électrolytes
1) Dissociation moléculaire : molécules demeurent entières -> ne conduit pas électricité
2) Dissociation électrolytique : molécules se dissocient en ions
ACIDES, BASES, SELS
conduit électricité
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
Formule concentration
C : concentration (g/L)
m : masse (g)
V : volume de la solution (L)
Concentration en %
calculer concentration g/L
Écrire rapport :
15 g/L = 15g /1000 ml = 1,5 g /100 ml = 1,5 % m/V
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
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
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
