chapitre 4-5-6 Flashcards
Quelle(s) est (sont) la (les) proposition(s) exacte(s) parmi les affirmations suivantes ? On donne hydrogène, H : Z(H) = 1 ; lithium, Li : Z(Li) = 3 ; C, phosphore : Z(P) = 15 ; F, oxygène, O : Z(O)= 8 ; F, fluor Z(F)= 9
La liaison qui lie H et F dans HF est de type covalente
VRAI CAR Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes partagent une ou plusieurs paires d’électrons pour atteindre une configuration stable.
Voire note liaison covalente
On donne hydrogène, H : Z(H) = 1 ; lithium, Li : Z(Li) = 3 ; C, phosphore : Z(P) = 15 ; F, oxygène, O : Z(O)= 8 ; F, fluor Z(F)= 9
La liaison qui lie les deux atomes d’oxygène dans la molécule de dioxygène O2 est multiple
vrai car Chaque atome d’oxygène a 2 électrons célibataires, ce qui nécessite le partage de 2 paires d’électrons.
alors que si elle aurait eu besoin que de 1 electron SUR sa couche externe cela aurait etait une liaison simple
On donne hydrogène, H : Z(H) = 1 ; lithium, Li : Z(Li) = 3 ; C, phosphore : Z(P) = 15 ; F, oxygène, O : Z(O)= 8 ; F, fluor Z(F)= 9
Dans la molécule de pentafluorure de phosphore PF5, l’atome de phosphore qui est lié aux 5 atomes de fluor respecte la règle de l’octet
faux
Dans le modèle de la liaison ionique, il y a transfert d’électron de l’élément le plus électronégatif vers l’élément le moins électronégatif
faux c’est le contraire
Lorsque l’on représente la structure de Lewis d’une molécule, tous les électrons de la couche périphérique de chaque atome doivent être représentés, qu’ils soient engagés ou non dans des liaisons
v
Une liaison pi résulte de la fusion latérale de deux orbitales atomiques p
V
Une liaison pi résulte de la fusion latérale de deux orbitales atomiques s
Faux p
Une liaison sigma peut résulter de la fusion axiale d’une orbitale atomique s avec une orbitale atomique p
v
Une liaison sigma peut résulter de la fusion axiale de deux orbitales atomiques s
v
Une orbitale p correspond à une probabilité de présence de l’électron dans une sphère centrée sur le noyau de l’atome
Faux.
Une orbitale p n’a pas une forme sphérique, mais plutôt une forme en lobes (en général, deux lobes opposés). Elle décrit la probabilité de présence d’un électron dans une région autour du noyau, mais pas dans une sphère. Ce genre de probabilité est plus associé aux orbitales ss, qui ont une forme sphérique.
On donne les électronégativités des éléments carbone (Z(C)=6) , oxygène (Z(O)=8), chlore (Z(Cl)=17) et hydrogène (Z(H) = 1) : E-(C) = 2,55 ; E-(O) = 3,44 ; E-(Cl) = 3,2 ; E-(H) = 2,2 respectivement. Quelle(s) est (sont) la (les) proposition(s) exacte(s) parmi les affirmations suivantes
La liaison Cl-Cl (entre deux atomes de chlore) n’est pas polarisée
Correct.
La liaison Cl-ClCl-Cl est non polarisée car elle se forme entre deux atomes de chlore identiques. Les deux atomes ont la même électronégativité (E=3,2E=3,2), donc il n’y a pas de différence d’électronégativité pour créer une polarisation. La charge est également distribuée de manière égale entre les deux atomes.
On donne les électronégativités des éléments carbone (Z(C)=6) , oxygène (Z(O)=8), chlore (Z(Cl)=17) et hydrogène (Z(H) = 1) : E-(C) = 2,55 ; E-(O) = 3,44 ; E-(Cl) = 3,2 ; E-(H) = 2,2 respectivement
L’élément soufre, S (Z= 16)a une électronégativité supérieure à celle de l’oxygène
Faux.
L’électronégativité du soufre est 2,58, qui est inférieure à celle de l’oxygène (3,44). Le soufre a une électronégativité plus faible que l’oxygène, donc il n’attire pas aussi fortement les électrons dans les liaisons chimiques.
On donne les électronégativités des éléments carbone (Z(C)=6) , oxygène (Z(O)=8), chlore (Z(Cl)=17) et hydrogène (Z(H) = 1) : E-(C) = 2,55 ; E-(O) = 3,44 ; E-(Cl) = 3,2 ; E-(H) = 2,2 respectivement
Une liaison C-Cl (entre un atome de carbone et un atome de chlore) est polarisée et c’est le carbone qui porte un excédent de charge négatif alors que le chlore porte un excédent de charge positif
Faux.
Dans la liaison C-Cl, le chlore est plus électronégatif (3,2) que le carbone (2,55). Cela signifie que le chlore attirera plus fortement les électrons, créant une polarisation où le chlore porte une charge partiellement négative (δ-) et le carbone porte une charge partiellement positive (δ+), pas l’inverse.
On donne les électronégativités des éléments carbone (Z(C)=6) , oxygène (Z(O)=8), chlore (Z(Cl)=17) et hydrogène (Z(H) = 1) : E-(C) = 2,55 ; E-(O) = 3,44 ; E-(Cl) = 3,2 ; E-(H) = 2,2 respectivement
La liaison C-H (entre un atome de carbone et un atome d’hydrogène) est polarisée et c’est le carbone qui porte un excédent de charge négatif alors que le chlore porte un excédent de charge positif
Faux.
Dans la liaison C-Cl, le chlore est plus électronégatif (3,2) que le carbone (2,55). Cela signifie que le chlore attirera plus fortement les électrons, créant une polarisation où le chlore porte une charge partiellement négative (δ-) et le carbone porte une charge partiellement positive (δ+), pas l’inverse.
concernant la représentation de Lewis de la molécule de tribromure de brome BBr3 ? On donne B, bore : Z(B) =5 ; Br, brome : Z(Br) = 35
Le nombre d’électrons autour de l’atome de bore est égal à 6
Correct. Le bore est entouré de 6 électrons : 2 par chaque liaison covalente avec un atome de brome.
car il a 3 electrons sur sa couche peripherique
Voir note 15
concernant la représentation de Lewis de la molécule de tribromure de brome BBr3 ? On donne B, bore : Z(B) =5 ; Br, brome : Z(Br) = 35
Le nombre d’électrons autour de l’atome de bore est égal à 3
Faux. Le bore possède 3 électrons de valence au départ, mais une fois lié à 3 atomes de brome, il est entouré par 6 électrons partagés.
concernant la représentation de Lewis de la molécule de tribromure de brome BBr3 ? On donne B, bore : Z(B) =5 ; Br, brome : Z(Br) = 35
Le nombre d’électrons autour de chacun des atomes de brome est égal à 7
C’est incorrect, car chaque atome de brome est entouré de 8 électrons :
6 électrons sous forme de doublets libres. 22 électrons provenant de la liaison covalente (un électron partagé par le bore et un par le brome).
concernant la représentation de Lewis de la molécule de tribromure de brome BBr3 ? On donne B, bore : Z(B) =5 ; Br, brome : Z(Br) = 35
Le nombre d’électrons autour de l’atome de bore est égal à 5
Faux. Comme expliqué dans A, le bore est entouré de 6 électrons (par ses liaisons covalentes).
concernant la représentation de Lewis de la molécule de tribromure de brome BBr3 ? On donne B, bore : Z(B) =5 ; Br, brome : Z(Br) = 35
Le nombre d’électrons autour de chacun des atomes de brome est égal à 8
Correct. Chaque atome de brome a 6 électrons non-liants et 2 électrons partagés dans la liaison covalente avec le bore, ce qui fait 8 électrons au total.
concernant les atomes de fluor, l’atome d’iode et la molécule de trifluorure d’iode IF3 (I est l’atome central) ? On donne pour les deux éléments qui sont tous deux des halogènes : fluor, F : Z(F) = 9 ; iode, I : Z(I) = 53
La géométrie selon le modèle VSEPR est AX3
faux Faux.
Dans IF33, l'iode est lié à 3 atomes de fluor et possède 2 doublets non-liants. Selon le modèle VSEPR, cela correspond à un arrangement AX3E2, qui donne une géométrie en T
concernant les atomes de fluor, l’atome d’iode et la molécule de trifluorure d’iode IF3 (I est l’atome central) ? On donne pour les deux éléments qui sont tous deux des halogènes : fluor, F : Z(F) = 9 ; iode, I : Z(I) = 53
Leur couche de valence est du type ns2 np4
faux
Le fluor et l’iode sont des halogènes, donc leur couche de valence est ns2 np5ns2np5,
concernant les atomes de fluor, l’atome d’iode et la molécule de trifluorure d’iode IF3 (I est l’atome central) ? On donne pour les deux éléments qui sont tous deux des halogènes : fluor, F : Z(F) = 9 ; iode, I : Z(I) = 53
La molécule a une géométrie tétraédrique
Faux.
Une géométrie tétraédrique se produit quand il y a 4 groupes autour d’un atome central (par exemple, CH4). Dans IF3, l’iode a 5 groupes (3 liaisons + 2 doublets non-liants), donc sa géométrie est en T, pas tétraédrique.
Lorsque l’on considère une famille chimique, quand la masse molaire des composés augmente l’intensité des forces de London augmente
v
Les molécules d’eau peuvent établir des liaisons ou pont hydrogène intramoléculaires
faux Les molécules d’eau établissent uniquement des ponts hydrogène intermoléculaires, car leur structure ne permet pas la formation de ponts hydrogène intramoléculaires.
les liaisons de faible énergie sont responsables de la cohésion des solides et des liquides
vrai
concernant les types VSEPR de chacune des molécules suivantes. On donne : hydrogène : H (Z=1), oxygène, O : Z(O)= 8 brome, Br : Z(Br) = 35 ; soufre, S : Z(S) = 16 ; fluor, F : Z(F) = 9
BrF3 : AX3E2
v en fait il y a deux doublés non liant car il faut comptabiliser également le 4s et le 4p
concernant les types VSEPR de chacune des molécules suivantes. On donne : hydrogène : H (Z=1), oxygène, O : Z(O)= 8 brome, Br : Z(Br) = 35 ; soufre, S : Z(S) = 16 ; fluor, F : Z(F) = 9
H2O : AX2
faux AX2E2
Oublie pas la couche de configuration est 6 et tu le soustrais -2
concernant les types VSEPR de chacune des molécules suivantes. On donne : hydrogène : H (Z=1), oxygène, O : Z(O)= 8 brome, Br : Z(Br) = 35 ; soufre, S : Z(S) = 16 ; fluor, F : Z(F) = 9
BrF5: AX5E
vrai
concernant les types VSEPR de chacune des molécules suivantes. On donne : hydrogène : H (Z=1), oxygène, O : Z(O)= 8 brome, Br : Z(Br) = 35 ; soufre, S : Z(S) = 16 ; fluor, F : Z(F) = 9
SF4 : AX4 E
vrai
concernant les types VSEPR de chacune des molécules suivantes. On donne : hydrogène : H (Z=1), oxygène, O : Z(O)= 8 brome, Br : Z(Br) = 35 ; soufre, S : Z(S) = 16 ; fluor, F : Z(F) = 9
H2S : AX2E2
v
Sachant que pour l’azote, N, le chlore, Cl et l’hydrogène, H, on a N (Z=7), Cl (Z=17) et H (Z=1) respectivement, parmi les propositions suivantes, lesquelle(s) est (sont) exacte(s)?
Selon le modèle VSEPR, la molécule NCl3 est du type AX3
faux AX3E
Sachant que pour l’azote, N, le chlore, Cl et l’hydrogène, H, on a N (Z=7), Cl (Z=17) et H (Z=1) respectivement, parmi les propositions suivantes, lesquelle(s) est (sont) exacte(s)?
Il existe un électron célibataire sur la couche externe de l’atome de chlore (Cl) dans son état fondamental .
V
Parce que en vrai le fait qu’il manque un électron, ils interprètent ça comme un électron célibataire
Sachant que pour l’azote, N, le chlore, Cl et l’hydrogène, H, on a N (Z=7), Cl (Z=17) et H (Z=1) respectivement, parmi les propositions suivantes, lesquelle(s) est (sont) exacte(s)?
L’ion H+ possède une case quantique vide sur sa couche de valence
V
Sachant que pour l’azote, N, le chlore, Cl et l’hydrogène, H, on a N (Z=7), Cl (Z=17) et H (Z=1) respectivement, parmi les propositions suivantes, lesquelle(s) est (sont) exacte(s)?
Dans la molécule de trifluorure d’azote, NCl3 , l’atome central (N) porte un doublet non liant
V on ne doit pas se baser sur CI3
Sachant que pour l’azote, N, le chlore, Cl et l’hydrogène, H, on a N (Z=7), Cl (Z=17) et H (Z=1) respectivement, parmi les propositions suivantes, lesquelle(s) est (sont) exacte(s)?
La formation de l’ion NH4+ implique une liaison ionique entre N et H+
FAUX
Sachant que l’atome de fluor F est beaucoup plus électronégatif que l’atome de silicium Si, parmi les propositions ci-dessous cochez celles qui sont exactes
La liaison Si-F n’est pas polarisée
FAUX
Sachant que l’atome de fluor F est beaucoup plus électronégatif que l’atome de silicium Si, parmi les propositions ci-dessous cochez celles qui sont exactes
Le vecteur moment dipolaire est dirigé de l’atome de fluor vers l’atome de silicium (convention des chimistes)
FAUX
Sachant que l’atome de fluor F est beaucoup plus électronégatif que l’atome de silicium Si, parmi les propositions ci-dessous cochez celles qui sont exactes
Le vecteur moment dipolaire est dirigé de l’atome de silicium vers l’atome de fluor (convention des chimistes)
V
Une molécule triatomique peut être apolaire
V
Une liaison entre deux atomes n’est polaire que si la valeur de leur différence d’électronégativité est supérieure à 0,4
V
Une molécule triatomique peut être polaire
NON
On considère les deux alcools : le méthanol, CH3-OH noté (1) et l’éthanol CH3-CH2-OH noté (2). Leur température d’ébullition est Te(1)=65°C et Te(2)=78°C respectivement.
On donne le numéro atomique, Z, et l’électronégativité, E-, des éléments : H (Z=1; E-=2,1) ; C (Z=6; E-=2,5) ; O (Z=8; E-=3). Quelle(s) est (sont) la (les) proposition(s) exacte(s) parmi les affirmations suivantes ?
Ce sont essentiellement les forces de London qui expliquent que Te2 est plus élevée que Te1
V
On considère les deux alcools : le méthanol, CH3-OH noté (1) et l’éthanol CH3-CH2-OH noté (2). Leur température d’ébullition est Te(1)=65°C et Te(2)=78°C respectivement.
On donne le numéro atomique, Z, et l’électronégativité, E-, des éléments : H (Z=1; E-=2,1) ; C (Z=6; E-=2,5) ; O (Z=8; E-=3)
Pour chacun de ces composés, il peut s’établir des liaisons hydrogène intramoléculaires
FAUX
On considère les deux alcools : le méthanol, CH3-OH noté (1) et l’éthanol CH3-CH2-OH noté (2). Leur température d’ébullition est Te(1)=65°C et Te(2)=78°C respectivement.
On donne le numéro atomique, Z, et l’électronégativité, E-, des éléments : H (Z=1; E-=2,1) ; C (Z=6; E-=2,5) ; O (Z=8; E-=3)
Les composés (1) et (2) sont des composés polaires
V
On considère les deux alcools : le méthanol, CH3-OH noté (1) et l’éthanol CH3-CH2-OH noté (2). Leur température d’ébullition est Te(1)=65°C et Te(2)=78°C respectivement.
On donne le numéro atomique, Z, et l’électronégativité, E-, des éléments : H (Z=1; E-=2,1) ; C (Z=6; E-=2,5) ; O (Z=8; E-=3)
Si la pression est égale à 1 bar, les composés (1) et (2) sont gazeux à 20°C
FAUX
Température d’ébullition du méthanol
(1) : 65°C
• À 20°C, le méthanol est en dessous de sa température d’ébullition, donc il est liquide.
• Température d’ébullition de l’éthanol
(2) : 78°C
• À 20°C, l’éthanol est également en dessous de sa température d’ébullition, donc il est liquide.
On considère les deux alcools : le méthanol, CH3-OH noté (1) et l’éthanol CH3-CH2-OH noté (2). Leur température d’ébullition est Te(1)=65°C et Te(2)=78°C respectivement.
On donne le numéro atomique, Z, et l’électronégativité, E-, des éléments : H (Z=1; E-=2,1) ; C (Z=6; E-=2,5) ; O (Z=8; E-=3)
Pour chacun de ces composés, il peut s’établir des liaisons hydrogène intermoléculaires
Pourquoi
V
La proposition est vraie car les deux alcools (méthanol et éthanol) contiennent un groupe -OH. Ce groupe permet la formation de liaisons hydrogène intermoléculaires,
Quelle(s) est (sont) la (les) proposition(s) exacte(s) concernant la molécule H2S (S est l’atome central); On donne hydrogène, H : Z(H) = 1 ; soufre, S : Z(S) = 16
Selon le modèle VSEPR, sa figure de répulsion est un octaèdre
FAUX COUDEE
Quelle(s) est (sont) la (les) proposition(s) exacte(s) concernant la molécule H2S (S est l’atome central); On donne hydrogène, H : Z(H) = 1 ; soufre, S : Z(S) = 16
Selon le modèle VSEPR, la molécule a une géométrie linéaire
FAUX
Quelle(s) est (sont) la (les) proposition(s) exacte(s) concernant la molécule H2S (S est l’atome central); On donne hydrogène, H : Z(H) = 1 ; soufre, S : Z(S) = 16
Selon le modèle VSEPR, la molécule a une géométrie coudée
v
Quelle(s) est (sont) la (les) proposition(s) exacte(s) concernant la molécule H2S (S est l’atome central); On donne hydrogène, H : Z(H) = 1 ; soufre, S : Z(S) = 16
Dans sa structure de Lewis, le nombre total de doublets liants, m, autour de l’atome central est égal à 2
v
Quelle(s) est (sont) la (les) proposition(s) exacte(s) concernant la molécule H2S (S est l’atome central); On donne hydrogène, H : Z(H) = 1 ; soufre, S : Z(S) = 16
Dans sa structure de Lewis, il n’y a pas de doublets non liants, p, autour de l’atome central
faux
À pression atmosphérique, la température de fusion du glucose est 186°C et celle du diiode est 113°C.
Les interactions de faible énergie entre les molécules de glucose sont plus fortes que les interactions de faible énergie entre les molécules de diiode
v
À pression atmosphérique, la température de fusion du glucose est 186°C et celle du diiode est 113°C.
À une température inférieure à 113°C, le diiode est un liquide
faux sous forme solide
À pression atmosphérique, la température de fusion du glucose est 186°C et celle du diiode est 113°C.
La température d’ébullition du diiode est inférieure à 113°C
faux
Fusion passage d’un solide à un liquide
À pression atmosphérique, la température de fusion du glucose est 186°C et celle du diiode est 113°C.
Les interactions de faible énergie entre les molécules de glucose sont plus faibles que les interactions de faible énergie entre les molécules de diode
faux
À pression atmosphérique, la température de fusion du glucose est 186°C et celle du diiode est 113°C.
À une température inférieure à 186°C, le glucose est un solide
v
Au sein d’un composé, l’existence d’interactions de Keesom et/ou de liaisons hydrogène intermoléculaires augmente les températures d’ébullition mais diminue les températures de fusion
faux
Au sein d’un composé, l’existence de liaisons hydrogène intermoléculaires augmente les températures d’ébullition
v
Au sein d’un composé, l’existence d’interactions de Keesom et/ou de liaisons hydrogène intermoléculaires augmente les températures d’ébullition et les températures de fusion
v
Au sein d’un composé, l’existence de liaisons hydrogène intramoléculaires diminue les températures d’ébullition
v
