exam 2 Flashcards
1
Q
Modèle atomique: Dalton
A
- Toute matière formée particules extrêmement petites + indivisibles
- Au cours réaction chimique, réarrangement atomes (rien de crée/détruit)
2
Q
Expérience Thomson
A
Démontre déviation rayon = indépendante du gaz présent dans tube (rayon pas formé d’ions)
NAISSANCE ÉLECTRON
3
Q
Modèle atomique: Thomson
A
« Plum pudding »
Atome chargé + uniformément avec électrons autour
4
Q
Expérience de Rutherford
A
Émission de particule a par radium sur feuille de métal
Particule a déviée au milieu atome
Conclu: charge + concentrée dans noyau
5
Q
Modèle atomique: Rutherford
A
Modèle planétaire atome
6
Q
Caractéristiques onde:
A
Longueur d’onde (λ): distance entre 2 sommets
Fréquence (v): nb cycles/sec (en Hz ou s-1)
Amplitude: hauteur sommet (intensité)
Vitesse: ondes électromagnétiques voyagent à vitesse lumière (c = 3,00E8 m/s)
7
Q
Formule onde:
A
c = vλ
λ = c/v
8
Q
Spectre électromagnétique:
A
Lumiére visible: de infrarouge (λ=750 nm, faible É) à ultraviolet (λ=400 nm, É élevée)
Capacité substances à absorber/émettre/laisser passer diverses parties du spectre varie grandement
9
Q
Nature corpusculaire lumière:
A
Selon physique classique: É cinétique des e- devrait ê reliée à intensité, mais faux car fréquence seuil
Fréquence seuil: fréquence minimale où e- sont éjectés
10
Q
Lumière faite de …
A
particules appelées photons
É 1 seul photon: h = 6,626E-34 J s/photon
11
Q
Dualité de la lumière:
A
Lumière se comporte parfois comme onde, parfois comme particule
12
Q
Équation de Planck:
A
E = hv
E = hc/λ
E: É (J)
h: Constante de Planck (6,626E-34 Js)
v: Fréquence (s-1)
13
Q
Quantum: NON
A
+ < quantité É qu’un atome peut absorber
É ne peut ê absorbée/émise que par quanta ou multiple entier du quantum E = n(niveau)hv
+ É >, + v >, + λ <
14
Q
Conception quantique de la nature de l’atome: NON
A
Bohr suggère É d’1 e- = quantifiée (discontinue)
Chacune valeurs: niveau d’É
Explique ainsi spectre de raies H
15
Q
Constante de Rydberg (RH):
A
RH = 2,179E-18 J
- par convention
16
Q
Selon théorie de Bohr….
A
e- passent 1 niveau à autre, mais peuvent pas ê entre 2
17
Q
Spectre de raies:
A
É absorbée/émise par atome H sera diff entre état initial et final
ΔE = Ef - Ei
18
Q
Formule avec constante de Rydberg:
A
ΔE = RH (1/ni^2 - 1/nf^2)
19
Q
Lorsque e- passent niveau élevé à niveau plus bas …
A
libère É (ΔE) sous forme lumière donc …
ΔE = hv
20
Q
Faire attention lorsque utilise formule E = hv….
A
E aura toujours signe +
21
Q
Niveaux supérieurs à n1 =
A
États excités
22
Q
n1 =
A
État fondamental
23
Q
Émission de photon
A
ΔE neg
24
Q
Absorption d’É (chaleur, décharge élec. ou photon)
A
ΔE pos
25
Exception modèle de Bohr: NON
Valide seulement pour 1 e-
Pour autres e-: modèle de Schrödinger
26
Modèle de Schrödinger:
Vision probabiliste de l'atome
e- « nuage » autour du noyau
27
Orbitale =
Volume on trouvera e-
28
Nombres quantiques:
n, l, m
29
Nb quantiques caractérisent....
orbitale: volume dans l'espace où se trouve e-
30
Nombre quantique principal:
n:
Entier positif
Grandeur orbitale + É e- dépendent de n
31
Nombre quantique secondaire:
l:
Entier allant de 0 à (n-1)
Détermine forme de orbitale
Chaque forme/valeur l: représentée par lettre
32
Valeur de l:
0: s
1: p
2: d
3: f
33
l = 0
1 forme (2 e- possibles)
34
l = 1
3 formes (6 e- possibles)
35
l = 2
5 formes (10 e- possibles)
36
l = 3
7 formes (14 e- possibles)
37
Dans TP, l =
Métaux: 1s, 2s, 3s, etc.
Métalloïdes: 3d, 4d,5d (section en bas: 4f, 5f)
Non-métaux: 2p, 3p, etc.
38
Nombre quantique magnétique:
m:
Entier allant de -l à l
Détermine l'orientation dans l'espace
Forme reste pareille, orientation change
39
4e nb quantique:
Spin:
2 valeurs: -1/2 (↓) ou + 1/2 (↑)
Engendre champ magnétique
Ensemble ils s'annulent
40
Chaque e- d'1 atome décrit par ...
les 4 nb quantiques + JAMAIS 2 avec même 4 nb quantiques
41
Configuration électronique
- Comment disposés e- autour noyau
- Disposition explique plusieurs propriété atomes (réactivité, tendance à donner/recevoir e-)
ont même É déterminé par n
42
1.Toutes sous-couches même niveau ....
ont même É déterminé par n
43
Atomes à plusieurs e- plus complexes :
e- attirés par noyau, mais repoussées par autres e-
44
2.Niveaux É orbitales = - élevés dans atome à plusieurs e-
Charge noyau + >, attraction + >, É + <
45
3.Dans atome à plusieurs e-, sous-couches ont pas même É
Mais toutes orbitales d'1 même sous-couche ont même É (dégénérées)
46
4.Dans couches supérieures, arrive orbitale niveau + élevé est É inférieure
Soit 4s est + bas que 3d
47
Pour représenter distribution e- atome dans diverses orbitales ....
notation spdf
* indque pas sous-couches vides
48
Cases quantiques:
2 flèches par case (sens flèche indique spin e-)
1 case pour 2 e-
49
Règles pour comment remplir cases quantiques:
1. e- occupent d'abord niveau É le + bas (ordre avec flèche)
2.Principe d'exclusion Pauli: 2 e- peuvent pas avoir 4 même nb quantique (chaque orbitale peut contenir max 2 e-, spin opposé)
3.Dans sous-couche, e- occupent d'abord orbitales vides (e- orbitales à demi-rempli ont même spin, spin parallèle car e- ont même charge électrique donc se repoussent)
50
Forme abrégée:
Remplace partie qui correspond au gaz rare [] le plus près inférieur + ajouter cases quantiques de ce qu'il reste à compléter pour l'élément
même chose pour notation spdf (complète notation avec ce qu'il manque)
51
Étapes pour donner configuration électronique:
1. Déterminer nb d'e-
2. Ajouter e- dans différentes sous-couches par ordre croissant niveau É
3. Appliquer exclusion Pauli
4. Appliquer règle Hund
52
Exclusion de Pauli:
2 e- peuvent pas avoir les 4 même nb quantiques
53
Règle de Hund:
Dans sous-couches, e- occupent d'abord orbitales vides (essaient d'être le plus loin possible les 1 des autres)
54
Exceptions à configuration électronique:
Cr: [Ar]4s1 3d5
Cu: [Ar]4s1 3d10
Expérimentalement, démontré que certains éléments vont promouvoir e- niveau plus bas pour emplir à moitié/compléter niveau plus élevé
55
Priorise ..... dans cases quantiques
doublets d'e-
56
Généralement quand donne configuration électronique atome...
à l'état fondamental
57
Configuration électronique ions:
Pour former ions (anion - ou cation +) ajoute/enlève e-
58
Configuration électronique anions:
Ajoute e- (non-métal + e-)
Après gain e-, même configuration électronique qu'1 gaz rare
59
Configuration électronique cations:
Enlève e- (métal - e-)
Après perte e-, même configuration électronique qu'1 gaz rare mais PAS TOUJOURS
60
Configuration électronique métaux de transitions:
Quand enlève e-, commence toujours par e- de valence (ceux du n le + >) (p avant s)
* PAS le contraire de l'ordre de remplissage
61
Diamagnétisme VS paramagnétisme
D: Répulsion, toujours présent dans tous atomes + tous ions, appariés, pair
P: Attraction, présent seulement dans atomes ayant e- non-appariés (tout seul dans leur case quantique), impair
62
Électrons de valeur VS électrons de coeur
Év: e- du + haut niveau É, e- qui réagissent quand liaison chimique se forme, les + faciles à arracher
Éc: Tous les autres e-
EX: Br: [Ar]4s2 3d10 4p5
(7 e- valence)
(35-7=28 e- coeur)
63
Électrons valence + coeur chez métaux transitions
Nb e- valence = au degré d'oxydation le + élevé (tableau 4.1)
64
Rayon atomique:
Distance entre noyau + la frontière du nuage électronique qui l'entoure
65
Rayon atomique dans TP:
Croissant de haut en bas
Croissant de droite à gauche
66
Loi de Coulomb:
Plus la charge noyau >
Plus noyau attirent e-
Plus e- près noyau
Plus rayon est petit
67
Qu'arrive t'il si ajoute e- entre noyau et e- valence ?
e- ajouté crée « écran » qui atténue charge + du noyau et repousse autre e-
répulsion ....... effet d'écran
68
Effet d'écran:
e- de coeur repoussent e- de valence
69
Cation est TOUJOURS + ------ que l'atome dont il provient
petit
70
Anion est TOUJOURS + ------- que l'atome dont il provient
gros
71
Plus charge effective petite...
plus atome >
72
Énergie ionisation =
Énergie requise pour arracher e- à atome/ion
+ e- est loin noyau, + facile à arracher
contraire rayon atomique
73
Énergie ionisation dans TP:
Croissante de gauche à droite
Croissante de bas en haut
74
Orbitale pleine + ----- que orbitale incomplète
stable
orbitale pleine demande + É pour arracher e-
+ loin, Éi + < car + facile arracher
75
Orbitale à ----- est + stable
moitié pleine
besoin + É pour voler e-
76
Affinité électronique =
Énergie libérée lorsqu'on ajoute e- à atome/ion
+ e- loin noyau, + difficile arracher
77
Au sein même période, charge effective ....
augmente, plus facile attirer e-
78
Affinité électronique dans TP:
Croissant de gauche à droite
Croissant de bas en haut
79
Famille ayant la plus petite affinité électronique:
Alcalins (gaz rares ont grande AE.... NON)
80
Électronégativité =
Capacité atome à attirer e- dans une liaison
EN lien avec charge effective sauf gaz nobles
+ gros, - électronégatif
81
Élément avec plus grande électronégativité:
Fluor
82
Électronégativité dans TP:
Croissant de gauche à droite
Croissant de bas en haut
83
Métaux forment....
ions positifs
84
Non-métaux forment...
ions nég.
85
Liaisons chimiques:
Ionique (métal + non-métal): transfert e-
Covalente (2 non-métal): partage e-
Métallique (2 métal): délocalisation e-
86
Liaison métallique:
Mer d'e- explique conductivité, ductilité, malléabilité
F = Const (q1q2)/r^2
87
Modèle de Lewis:
- Liaisons due aux e- valence
- SI métaux + non-métaux s'unissent, métaux perdent e- (cations) et non-métaux gagnent e- (anions) attirances signes contraires (liaison ionique)
- Si non-métaux s'unissent, partagent e- de valence (liaison covalente)
- Dans molécule, atomes s'arrangent pour avoir configuration gaz noble, entouré 8 e- (règle de l'octet)
88
Notation de Lewis:
Illustre seulement e- valence
Noyau représenté par symbole chimique + dispose e- valence sur 4 côtés (à partir 5e e- = doublets)
89
Chaque ion attire ------ ces voisins de signes ----
tous, opposés
90
Notation de Lewis: liaisons ioniques
Transfert représenté comme normal avec demi-flèche de e- transféré du cation vers anion
Produits représentés par cation avec charge (pas e- valence) et anion avec charge et e- valence (8)
91
Énergie de réseau:
Énergie de formation ion
+ lien fort, + retiens mieux, + É élevé
92
Notation de Lewis: liaisons covalentes
Liaison constituée 1 doublet e- partagé par 2 atomes
En se liant, atomes acquièrent configuration gaz rare
Représenté avec trait (signifie doublet e- partagé)
Peut avoir liaison simple, double, triple, etc
93
Polarité des liaisons:
Se base sur l'électronégativité:
Différence d'électroneg. entre 0 et 0,4: COVALENT NON POLAIRE
Différence entre 0,4 et 1,7: COVALENT POLAIRE
Différence + 1,7: IONIQUE (transfert)
94
Si différence électronégativité entre 2 atomes partageant doublet nulle....
Doublet distribué équitablement entre 2 atomes
Liaison covalente non-polaire
Nuage électronique uniformément distribué
2 atomes identiques = non- polaire car tire avec même force
95
Si différence électronégativité entre 2 atomes partageant doublet < > 0.....
doublet + attiré par atome avec grande électronég.
Liaison covalente polaire
Nuage électronique délocalisé vers atome + > électronég.
96
Structure squelettiques Lewis-Pauling:
Ordre dans lequel atomes liés entre eux
4 règles:
1. Atomes H TJRS périphériques (1 seul lien)
2. Électronég. atome central = + faible (sauf H)
3. Dans oxacides (acides avec O et H et autre non-métal), H généralement liés à O
4. Structures généralement compactes
97
Méthode écriture structures Lewis:
1. Déterminer nb total e- valence molécule/ion polyatomique
2. Écrire structure squelettique
3. Placer doublets libres autour atomes périphériques pour octet
4. Placer e- restants (en doublets libres) autour atome central
5. Si atome central a pas octet, fait liens doubles ou triples
98
Déterminer nb total e- chez cations et anions
Cation: enlève e- valence
Anion: ajoute e- valence (va sur le + électronég.
99
Raffiner procédure menant à structure Lewis-Pauling avec charge formelle (CF)
Charge formelle: charge de chaque atome
100
Calcul charge formelle
CF = (nb e- valence atome libre) - (nb e- valence assignés à atome qui est lié dans structure Lewis)
Donc CF = Z - (nb e- libres + nb liaisons)
nb doublet libre + nb liens
101
PAS OUBLIER charge formelle.....
Encerclée pour différencier de charge réelle ion
102
Si on a choix entre plusieurs structures de Lewis....
1. Somme toutes CF dans molécule neutre = 0
2. Somme toutes CF dans ion = charge ion
3. Charges formelles petites (ou neutres) = préférables
4. Lorsqu'on doit faire appel à charge formelle, attribue charge formelle nég. à atome le + électronég.
103
Octets étendus
Lorsque la règle de l'octet ne s'applique plus....
À partir 3e période, atomes peuvent accomoder + que 8 e- valence (n= 3 a orbitales d)
Ce sont des couches de valences étendues
104
Molécules dont nb e- valence est impair
Alors règle octet peut pas s'appliquer
Généralement instable et très réactifs (oxydants): radicaux libres
105
Résonance:
État où plusieurs structures Lewis plausibles diffèrent uniquement par distribution e-
106
Expérimentalement on sait que 2 liaisons sont identiques, en réalité.....
hybride/moyenne des 2 extrêmes
107
Dans hybride de résonance,...
e- délocalisés (en pointillé), lient des 2 côtés atome central
Flèche de résonance
108
Différentes structures équivalentes d'1 molécule =
Structures limites d'un hybride de résonance
109
Géométrie des molécules:
Avec théorie RPEV
S'agit représentation schématique liaisons entre atomes molécule
110
Théorie RPEV + principe
Permet déterminer géométrie molécule
Principe: e- (même charge élec.) se repoussent. Occupent espace de façon à être le + loin possible 1 des autres
111
Géométrie déterminer par...
Groupes e- autour atome central
112
Un groupe c'est:
- 1 seul e- (radicaux)
- 1 doublet
- 1 lien simple/double/triple
113
Notation RPEV
AX(nb liaisons)E(nb doublet e- libres)
114
Géométrie électronique VS géométrie moléculaire
Gé: prend en compte juste groupes (en général)
Gm: prend en compte force répulsion doublet libre + leur impact
115
Géométries électroniques + moléculaires avec 2 groupes d'e-
AX2:
Gé: linéaire (angle 180)
Gm: linéaire (angle 180)
116
Géométries électroniques + moléculaires avec 3 groupes d'e-
AX3:
Gé: triangulaire plane (angle 120)
Gm: triangulaire plane (angle 120)
AX2E:
Gé: triangulaire plane (angle 120)
Gm: angulaire (angle <120)
117
Géométries électroniques + moléculaires avec 4 groupes d'e-
AX4:
Gé: tétraédrique (angle 109,5)
Gm: tétraédrique (angle 109,5)
AX3E:
Gé: tétraédrique (angle 109,5)
Gm: pyramidale à base triangulaire (angle <109,5)
AX2E2:
Gé: tétraédrique (angle 109,5)
Gm: angulaire (angle <109,5)
118
Géométries électroniques + moléculaires avec 5 groupes d'e-
AX5:
Gé: Bipyramidale à base triangulaire (angle 120-équitoriale, 90-axiale)
Gm: bipyramidale à base triangulaire (angle 120-équitoriale, 90-axiale)
AX4E:
Gé: bipyramidale à base triangulaire (angle 120-équitoriale, 90-axiale)
Gm: à bascule (angle <120-équitoriale, <90-axiale)
AX3E2:
Gé: bipyramidale à base triangulaire (angle 120-équitoriale, 90-axiale)
Gm: en forme de T (angle <90)
119
Pour prédire forme molécule/ion polyatomique suit ces étapes:
1. Écrire structure Lewis plausible (peut-être 1 des structures limites de résonance)
2. Déterminer nb groupe atomes autour atome central (liens ou doublets libres)
3. Déterminer notation RPEV (X+E) = nb groupe
4. Décrire géométrie moléculaire à aide position atomes autour atome central
* Lien double compte pour 1 groupe!!
120
Doublets libres occupent ----- espace que doublets liants
Plus d'espace car ils ne sont pas partagés entre 2 atomes
121
Comment choisir bonne configuration?
Répulsion entre 2 doublets libres (en premier, plus grande répulsion)
Répulsion entre doublet libre et doublet liant (en 2e)
Répulsion entre 2 doublets liants (en dernier, plus petite répulsion)
122
Prédire forme des molécules plus volumineuses
1. Écrire structure Lewis plausible ( peut-être 1 des structures limites de résonance)
2. Déterminer nb groupe atomes autour de CHAQUE ATOME CENTRAL (liens ou doublets libres)
3. Déterminer notation RPEV
4. Décrire géométrie moléculaire à l'aide position des atomes autour des atomes centraux
123
On indique polarité d'1 lien en...
δ +/- : indique charge partielle OU
flèche pointant vers charge nég.
" Probabilité que e- soit + près de le plus électronég."
124
Dipôle de liaison VS dipôle moléculaire
Dl: dipôle électrique entre 2 atomes
Dm: dipôle électrique de molécule complète
Pour molécule diatomique..... même chose
Pour molécule polyatomique, traitons dipôles comme vecteurs
125
Si somme vecteurs s'annulent...
dipôle moléculaire = 0
donc molécule non polaire
126
Si somme vecteurs s'annulent PAS...
a 1 dipôle moléculaire
donc molécule polaire
127
Étape pour trouver si molécule est polaire ou non
1. Écrire strucutre Lewis-Pauling + déterminer géométrie moléculaire (RPEV)
2. Déterminer si molécule contient liaisons polaires (ΔEN)
Rappel: ΔEN < 0,4: covalent non-polaire, pas de vecteurs
3. Additionne vecteurs pour voir si annulent ou pas
128
Lorsque atome lié à autre forme liaison covalente, en réalité leurs orbitales atomiques se....
mettent en commun leur e- pour donner illusion avoir 2
recouvrent (se superposent)
----> zone de densité électronique élevée: c'est la liaison covalente
129
Théorie de l'hybridation des orbitales
Selon sa configuration électronique, C: [He]2s2 2p2 soit 2 e- libres (2s: 2e liés) MAIS fait 4 liaisons avec H
Alors, C à état excité devient [He]2s1 2p3 soit 4 e- libres qui peuvent faire 4 liaisons
Donc, nouvelles orbitales formées en fusionnant orbitales atomiques.
Nouvelles orbitales: HYBRIDES des orbitales atomiques
seront nommer (dans ce cas-ci) sp3 car formées d'1 orbitale s et 3 orbitales p
sera alors l'hybridation sp3
130
Orbitales hybridés ont caractéristiques des...
orbitales atomiques dont elles proviennent
131
Hybridation
«modèle» pour expliquer ce qu'on observe expérimentalement
132
Exception à hybridation:
H car 1 seul lien
133
Hybridation avec orbitales d
P: [Ne]3s2 3p3 à état fondamental
P: [Ne]3s1 3p3 3d1 à état excité soit 1 e- niveau 3s se rend 3d
Conclu: sp3d
134
Comment déterminer hybridation?
1. Compter nb groupes e- autour atome
2. Déterminer hybridation à partir nb groupes à abriter
135
Hybridation atome central à partir notation RPEV
AX5E-6e-sp3d2
AX2-2e-sp
AX3E2-5e-sp2d
AX4-4e-sp3
AX2E3-5e-sp3d
AX3-3e-sp2
AX2E2-4e-sp3
136
Liaison sigma (σ):
Liaison faite à partir orbitales hybridées
137
Liaison pi (π):
Liaison faite à partir orbitales p
138
Chaque liaison simple/multiple a sa propre
É
139
+ lien polaire...
+ difficile à briser
140
+ on a de liens entre 2 atomes...
+ difficile de les séparer
141
É pour briser lien:
TJRS +
142
É libérée lors formation lien:
TJRS -
143
ΔH=
ΔH bris + ΔH form
144
Calculer ΔH bris
Combien doit-on briser de liens des RÉACTIFS?
Additionner toute É associée aux liens chez tous réactifs
* Pas oublier multiplier par nombre de mole + liaison qu'on a
145
Calculer ΔH form
Combien doit-on former de liens de PRODUITS?
Additionner toute É associée aux liens chez tous produits
*Pas oublier multiplier par nombre mole + liaison qu'on a
146
Réaction endo ou exo?
Endo: ΔH +
Exo: ΔH -
147
RÉSUMÉ ΔH
- Calcule É pour briser liens réactifs (signe TJRS +) : ΔH bris
- Calcule É former liens produits (signe TJRS -) : ΔH form
- ΔH réaction = ΔH bris + ΔH form
* Pas oublier de s'assurer que équation bien balancée
148
Révision liaisons chimiques:
Liaison chimique:
interaction +/- forte qui maintient 2/plusieurs atomes ensemble
2 catégories de liaisons:
1- Liaisons fortes (entre atomes pour former molécule): liaisons ioniques (sels), liaisons covalentes (molécules organiques), liaisons métalliques
2- Liaisons faibles (entre molécules): FORCES INTERMOLÉCULAIRES
149
Liaison ----- se brise habituellement dans eau
ionique
150
Liaison ---- ne se brise pas dans eau
covalente
151
Lorsque passe de solide à liquide
Fusion
152
Lorsque passe de liquide à gaz
Évaporation
153
RAPPEL solide
compact
ordonné
volume propre
forme propre
mouvement: vibration
masse vol. généralement élevée
154
RAPPEL liquide
compact
désordonné (+/-)
volume propre
forme variable
155
RAPPEL gaz
non compact
désordonné
volume variable
forme variable (compressible)
particules très éloignées 1 de l'autre
156
Forces de Van Der Waals:
- Forces de London
- Forces de Keesom
- Forces de Debye
- Liaison hydrogène
157
Forces de London (dispersion):
- Présentes entre toutes molécules + éléments (polaires ou non)
- Lorsque molécules en mouvement, e- molécule influencent ceux de voisine
- Polarisabilité
- Facilité avec laquelle
nuage électronique
molécule peut se
déformer
- Aug. avec taille molécule
158
Forces de Keesom (dipôle-dipôle):
- Présentes dans molécules polaires
- Dépend moment dipolaire de molécule
- Dipôle permanent -
dipôle permanent
- + polarité molécule >, +
forces Keesom >
- S'ajoutent aux forces
London
159
Forces de Debye (dipôle-dipôle induit):
- Présentes dans mélanges entre molécules polaires + atomes/molécules non-polaires
- Dépend moment dipolaire molécule polaire + polarisabilité atome/molécule non-polaire
- Dipôle permanent -
dipôle induit
- + polarité molécule > +
polarisabilité >, + forces
Debye >
160
Liaison hydrogène (pont-H):
- Liaison entre atome H d'1 molécule + atome accepteur (N,O,F) d'1 autre molécule
- Cas spécial d'intéractions dipôle-dipôle
161
Force dipôle-ion:
- FOrce attraction entre ion + molécule possédant dipôle
- La + forte de toutes
162
Solution:
Mélange homogène de 2/plusieurs subtances
Formée de soluté(s) + 1 solvant(en + grande qt)
163
Types de solution:
Solution gazeuse, solution liquide
164
Solubilité:
Qt maximale de soluté qui se dissout dans qt donnée de solvant
165
Tendance naturelle au mélange:
Entropie!
Tendance à ce que É prenne expansion, dès que possible, à aller vers + > entropie
Tendance à disperser É (expansion)
166
Effet forces intermoléculaires sur mélange: différentes forces
Type forces intermoléculaires soluté + solvant favorisera/empêchera formation solution
importance interactions dans solution
167
Principe entropie prend considération
substances interagissent pas ensemble
PAR CONTRE, (sauf gaz rare) toutes substances possèdent forces intermoléculaires
forces permettent lier substances 1 aux autres
168
Ordre des forces intermoléculaires
London (- fort)
Debye
Keesom
Pont H
Ion-dipôle (+ fort)
169
Effet forces intermoléculaires sur mélange: interactions dans solution
Interactions solvant-soluté:
interactions entre 1 particule solvant + 1 particule soluté
Interactions solvant-solvant:
interactions entre 1 particule solvant + autre particule solvant
Interactions soluté-soluté:
interactions entre 1 particule soluté + autre particule soluté
Formation mélange dépend de importance 3 interactions
170
Effet forces intermoléculaires sur mélange: conditions pour qu'il y ait formation de solution
Interactions solvant-soluté > interactions solvant-solvant + soluté-soluté: formation solution
Interactions solvant-soluté = interactions solvant-solvant + soluté-soluté: formation solution
Interactions solvant-soluté < interactions solvant-solvant + soluté-soluté: formation ou non solution, selon force relative
171
Si même interactions entre molécules différentes:
Solution!
172
Si interactions différentes entre molécules différentes:
Pas solution!
car interactions < que l'autre
173
Règle générale formation solution:
Soluté polaire (ou ionique)
---> solvant polaire
Soluté non polaire
---> solvant non polaire
174
Mélange polaire (caractéristique):
- Soluble dans eau
- Hydrophile
- Insoluble dans huile
175
Mélange non-polaire (caractéristique):
- Soluble dans huile
- Lipophile
- Insoluble dans eau
176
Émulsifiant:
permet mélanger substances qui se mélangent pas
177
Liquide: tension superficielle
molécules eau préfèrent être en contact avec autres molécules eau (pont hydrogène)
afin éviter autres substances, eau adopte forme ayant le + > rapport volume/surface
travail nécessaire pour étendre/augmenter surface liquide
178
Forces de cohésion:
attraction entre molécules semblables (eau)
179
Forces d'adhésion:
attraction entre molécules dissemblables (eau-verre, eau-cire)
180
Nature pression de vapeur
Pression d'1 gaz = force de collisions entre particules gazeuses + surface
Pression de vapeur = pression exercée par vapeur au-dessus liquide
181
Pression de vapeur à l'équilibre dépend de...
température + nature liquide
182
+ Temp >, + P de vapeur
élevée
183
Vaporisation:
Certaines molécules assez É pour se libérer attraction des molécules du liquide
Quitte liquide pour devenir gazeuse
184
+ forces intermoléculaires sont >
- substance s'évapore facilement
185
+ liaisons intermoléculaires sont >
+ temp fusion sera >
186
Point d'ébullition
Temp à laquelle P vap = P atm
Apparition bulles de gaz en tout point du liquide (évaporation seulement en surface)
Caractéristique propre à chaque substance
Si P atm diminue, Temp ébu diminue
187
Point de fusion
Temp à laquelle S <---> L
Cohabitation solide-liquide
Caractéristique propre à chaque substance
188
Diagramme de phases
Résumé graphique conditions de temp et press dans lequels susbtance existe sous forme solide, liquide ou gazeuse
Peut déduire position S, L et G avec temp et press
189
Point triple:
S, L et G coexistent
190
Point critique:
L, G et fluide super critique coexistent
191
Fluide super critique:
Mélange vapeur eau + gaz
192
Sublimation:
Transition d'état de solide à gaz sans passer par liquide (endo)
193
Déposition:
Transition d'état de gaz à solide sans passer par liquide (exo)
