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Chem 20 > Chapitre 3 > Flashcards

Chapitre 3 Flashcards

1
Q

Formes Stereochimiques

A 
AX2: lineaire; X – A – X
AX3: Triangulaire plane (pas 3D)
AX4: Tetrahydrique (3D)
AX3E: Pyramide triangulaire (3D)
AX2E2: Angulaire
AXE3: lineaire; A – X
A = atome centrale; X = doublet liaison; E = doublet libre
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2
Q

Composes polaire et non-polaires

A

Polaire: AB; NxAy; OxAy; CxAyBz;

Non-polaire: Ax; CXAy

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3
Q

Molécule Polaire (puis, ẟ)

A

molécule avec charge négative qui n’est pas répartie symétriquement - symbole: Delta - charge partielle (<1); positive ẟ+ et négative ẟ- à ses extrémités opposés

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4
Q

Theorie RPEV (RAMP)

A
  • Repoussent (doublets d’e- de valence)
  • Atome Centrale (seul avec importance au e- de valence)
  • forme Moléculaire: déterminé par position des doublets d’e- quand distance entre eux est maximale
  • Paires (e- de valence)
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5
Q

réseau cristallin (+ explique quel propriete?)

A

arrangement continue d’ions liés par charges électrique; explique propriete cassant des composes ioniques (structure brise quand ions réarrangent)

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6
Q

capacité de liaison

A

maximum de liaisons qu’un atome peut faire

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7
Q

liaison covalente de coordination

A

quand 1 des atomes fournit 2 e-

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8
Q

Spectrum de liaisons

A

covalente non polaire (même électronégativité) → covalente polaire (e- ≠ partagé également) → ionique

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9
Q

Théorie de liaison (e-… orbitales…)

A

Seulement e- de valence impliqués dans réaction chimique
orbitale: région autour noyau avec e-
Orbitale de valence: espace avec e- de valence
I) orbitale vide → contient 0 e-
II) orbitale demi remplie → 1 e- → e- de liaison
III) orbitale pleine → 2 e- → doublet libre

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10
Q

Mécanique quantique (e-)

A

décrit e- en fonction de leur contenu énergétique et leur probabilité d’avoir un effet sur e- autour noyau

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11
Q

liaisons covalentes

A
  • 2 noyaux partageant paires d’e- de liaison (pas toujours partagés également)
  • souvent entre 2 non-métaux (comp. moléculaires)
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12
Q

liaisons métalliques

A
  • si 2 atomes = faible électronégativité, ils partagent e- sans réaction chim
  • lorsque métaux sont fondu (liquide)
  • e- de valence = pas retenus fortement par atomes (bcp orbitales vides, e- déplacent librement entre atomes)
  • «mer d’electrons» noyaux de charge + entourée d’un mer d’e- mobiles
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13
Q

liaisons ioniques

A
  • atome qui gagne doublet d’e-
  • transfert d’e- (atome de faible à haut electronégativité)
  • forces électrostatiques (liaisons) tiennent 2 ions de charges opposées
  • charge nette de zéro (3-D: réseau cristallin)
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14
Q

électronégativité

A
  • capacité d’un atome à attirer un doublet d’e- de valence
    utilise 0 à 4 pour le décrire
  • métaux: basse (raison qu’ils forment ions +); non-métaux: haute (raison qu’ils forment ions -)
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15
Q

Diagrammes de Lewis

A
  • ecrit symbole de l’élément
  • point représente chaque e- de valence – commence par placer un point simple sur chacun des 4 côtés du symbole (chaque côté = orbitale)
  • si plus de points sont nécessaire, fais des doublets (max = 8e-)
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16
Q

Les orbitales de valence selon la mécanique quantique (P NOPE)

A
  • 1ier niveau d’énergie: 1 orbitale de 2 e-
  • Niveaux supérieurs: 4 orbitales de 2 e- (total de 8 e-)
  • règle d’octet: dernier niv d’énergie rempli (respectée souvent par groupes 14 à 17 et toujours par C, O, F, N)
  • Principe d’exclusion de Pauli: orbitale peut avoir 0, 1 ou 2e-
  • e- se dispersent pour occuper toute orbitale vide avant de former doublets
17
Q

Liaisons multiples

A
  • plus courtes et fortes que liaisons simples
  • liaisons doubles et triples sont inventé pour expliquer formules empiriques
  • 4 n’est pas possible
18
Q

Forces Intramoléculaires

A
  • Forces qui tiennent atomes ensemble
  • entre atomes/ions
  • à l’intérieur
  • mesurer par quantité d’énergie nécessaire pour décomposer (briser liaisons)
19
Q

Forces intermoléculaires (Van der Waals)

A
  • Faible liaison covalente (attraction) entre molécules
  • entre molécules (a l’extérieur)
  • mesurer par quantité d’énergie nécessaire pour changer état
    ↑ d’e- =↑ grand forces intermoleculaires = ↑point d’ébullition
20
Q

2 types de forces Van der Waals

A

I) dipôle-dipôle: force d’attraction entre dipôles (molécules polaire); plus polaire=plus grand la force
très faible
rôle important dans dissolution d’un soluté
II) forces de London: forces d’attraction entre toutes subs moléculaire; plus d’e-=plus grand la force

21
Q

molécules isoélectronique

A

même #d’e-

22
Q

Liaisons d’hydrogène (def, 3 structures, preuve d’existence)

A

atome d’hydrogène lié à atome très électronégatif attiré par doublet libre d’e- de molécule voisine (force intermoléculaire trèsss forte)

  • H–F; O–H et N–H
  • preuve: variation d’énergie
23
Q

Propriétés des solides (+ fracture)

A
  • forme/volume précis
  • presque incompressible
  • s’ecoulent pas facilement
  • variables : dureté, point de fusion, caractéristiques mécaniques et conductivité
  • fracture = solide qui brise
24
Q

2 conditions pour liaisons de H

A

I) liaison covalente avec atome très électronégatif (proton = dénudé: doublet libre approche plus près que d’habitude)
II) atome lié à H doit avoir au moins 1 doublet libre.

25
Q

Tension superficielle (liquide)

A

molécules sont attirés par molécules dans toutes direction (surface tend à rester intacte)

26
Q

Propriétés des liquides grâce aux forces intermoléculaires

A

I) Forme ménisque - eau monte dans tube car forces d’adhésion entre eau et verre = plus fort que cohesion de l’eau
II) volatilité (vitesse d’évaporation)
III) ↑ grand forces intermoléculaires = ↑point d’ébullition

27
Q

explique proprietes des composés ioniques (puis: formules, direction d’attraction,

A
  • conductible (charge électrique)
  • stabilité (structure comme gaz rares)
  • solidité et points de fusion/ébullition ↑ (ions entourés de charges opposés, structure rigid, ↑ attractions)
  • faible réactivité par rapport aux éléments qui le composent
  • ↑ solubilité dans l’eau
  • formule unitaire (rapport le plus simple)
  • non directionnelles (omnidirectionnelles)
28
Q

Propriétés des métaux

A
  • lustres, argentés (absorbé lumière)
  • solides
  • flexible et conductibles (liaisons omnidirectionnelles; e- déplace librement)
  • structure cristallin compacte (e- forme colle électrostatique qui le retient ensemble)
  • e- de valence = pas retenu fortement (↓électronégativité = ↓ retenu)
29
Q

Propriétés moléculaires

A
  • non-conductible
  • faible point de fusion et dureté
  • cassants/non-flexible (liaisons agissent dans seulement 1 direction)
  • formules = # exact d’atomes (pas unitaire)
  • certains atomes peuvent faire plus qu’un type de liaison covalente
30
Q

Cristaux a réseau covalente

A

très dures, cassantes, points de fusion ↑(beaucoup de liaisons), insoluble, non-conductibles

31
Q

Réseaux covalentes du carbone

A
  • liaisons simples, doubles et triples

- agencement tetrahydrique, couches, molécules sphérique et longs tubes minces

32
Q

Semi-conducteurs

A
  • souvent composés de germanium et silicium

- avec un peu d’énergie donné aux e-, ils sautent au prochain niv. d’énergie vide qui libère les e-

Chem 20 (10 decks)

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