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CHIMIE GÉNÉRALE > exam 2 > Flashcards

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)
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2
Q

Expérience Thomson

A

Démontre déviation rayon = indépendante du gaz présent dans tube (rayon pas formé d’ions)

NAISSANCE ÉLECTRON

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3
Q

Modèle atomique: Thomson

A

« Plum pudding »

Atome chargé + uniformément avec électrons autour

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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

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5
Q

Modèle atomique: Rutherford

A

Modèle planétaire atome

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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)

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7
Q

Formule onde:

A

c = vλ
λ = c/v

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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

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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

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10
Q

Lumière faite de …

A

particules appelées photons

É 1 seul photon: h = 6,626E-34 J s/photon

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11
Q

Dualité de la lumière:

A

Lumière se comporte parfois comme onde, parfois comme particule

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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)

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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 <

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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

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15
Q

Constante de Rydberg (RH):

A

RH = 2,179E-18 J

    • par convention
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16
Q

Selon théorie de Bohr….

A

e- passent 1 niveau à autre, mais peuvent pas ê entre 2

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17
Q

Spectre de raies:

A

É absorbée/émise par atome H sera diff entre état initial et final

ΔE = Ef - Ei

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18
Q

Formule avec constante de Rydberg:

A

ΔE = RH (1/ni^2 - 1/nf^2)

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19
Q

Lorsque e- passent niveau élevé à niveau plus bas …

A

libère É (ΔE) sous forme lumière donc …

ΔE = hv

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20
Q

Faire attention lorsque utilise formule E = hv….

A

E aura toujours signe +

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21
Q

Niveaux supérieurs à n1 =

A

États excités

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22
Q

n1 =

A

État fondamental

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23
Q

Émission de photon

A

ΔE neg

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24
Q

Absorption d’É (chaleur, décharge élec. ou photon)

A

ΔE pos

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25
Q

Exception modèle de Bohr: NON

A

Valide seulement pour 1 e-

Pour autres e-: modèle de Schrödinger

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26
Q

Modèle de Schrödinger:

A

Vision probabiliste de l’atome

e- « nuage » autour du noyau

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27
Q

Orbitale =

A

Volume on trouvera e-

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28
Q

Nombres quantiques:

A

n, l, m

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29
Q

Nb quantiques caractérisent….

A

orbitale: volume dans l’espace où se trouve e-

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30
Q

Nombre quantique principal:

A

n:
Entier positif

Grandeur orbitale + É e- dépendent de n

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31
Q

Nombre quantique secondaire:

A

l:
Entier allant de 0 à (n-1)

Détermine forme de orbitale

Chaque forme/valeur l: représentée par lettre

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32
Q

Valeur de l:

A

0: s
1: p
2: d
3: f

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33
Q

l = 0

A

1 forme (2 e- possibles)

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34
Q

l = 1

A

3 formes (6 e- possibles)

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35
Q

l = 2

A

5 formes (10 e- possibles)

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36
Q

l = 3

A

7 formes (14 e- possibles)

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37
Q

Dans TP, l =

A

Métaux: 1s, 2s, 3s, etc.
Métalloïdes: 3d, 4d,5d (section en bas: 4f, 5f)
Non-métaux: 2p, 3p, etc.

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38
Q

Nombre quantique magnétique:

A

m:
Entier allant de -l à l

Détermine l’orientation dans l’espace

Forme reste pareille, orientation change

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39
Q

4e nb quantique:

A

Spin:
2 valeurs: -1/2 (↓) ou + 1/2 (↑)

Engendre champ magnétique

Ensemble ils s’annulent

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40
Q

Chaque e- d’1 atome décrit par …

A

les 4 nb quantiques + JAMAIS 2 avec même 4 nb quantiques

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41
Q

Configuration électronique

A
  • Comment disposés e- autour noyau
  • Disposition explique plusieurs propriété atomes (réactivité, tendance à donner/recevoir e-)
    ont même É déterminé par n
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42
Q

1.Toutes sous-couches même niveau ….

A

ont même É déterminé par n

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43
Q

Atomes à plusieurs e- plus complexes :

A

e- attirés par noyau, mais repoussées par autres e-

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44
Q

2.Niveaux É orbitales = - élevés dans atome à plusieurs e-

A

Charge noyau + >, attraction + >, É + <

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45
Q

3.Dans atome à plusieurs e-, sous-couches ont pas même É

A

Mais toutes orbitales d’1 même sous-couche ont même É (dégénérées)

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46
Q

4.Dans couches supérieures, arrive orbitale niveau + élevé est É inférieure

A

Soit 4s est + bas que 3d

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47
Q

Pour représenter distribution e- atome dans diverses orbitales ….

A

notation spdf

  • indque pas sous-couches vides
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48
Q

Cases quantiques:

A

2 flèches par case (sens flèche indique spin e-)

1 case pour 2 e-

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49
Q

Règles pour comment remplir cases quantiques:

A
  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)

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50
Q

Forme abrégée:

A

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)

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51
Q

Étapes pour donner configuration électronique:

A
  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
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52
Q

Exclusion de Pauli:

A

2 e- peuvent pas avoir les 4 même nb quantiques

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53
Q

Règle de Hund:

A

Dans sous-couches, e- occupent d’abord orbitales vides (essaient d’être le plus loin possible les 1 des autres)

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54
Q

Exceptions à configuration électronique:

A

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

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55
Q

Priorise ….. dans cases quantiques

A

doublets d’e-

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56
Q

Généralement quand donne configuration électronique atome…

A

à l’état fondamental

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57
Q

Configuration électronique ions:

A

Pour former ions (anion - ou cation +) ajoute/enlève e-

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58
Q

Configuration électronique anions:

A

Ajoute e- (non-métal + e-)

Après gain e-, même configuration électronique qu’1 gaz rare

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59
Q

Configuration électronique cations:

A

Enlève e- (métal - e-)

Après perte e-, même configuration électronique qu’1 gaz rare mais PAS TOUJOURS

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60
Q

Configuration électronique métaux de transitions:

A

Quand enlève e-, commence toujours par e- de valence (ceux du n le + >) (p avant s)

  • PAS le contraire de l’ordre de remplissage
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61
Q

Diamagnétisme VS paramagnétisme

A

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

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62
Q

Électrons de valeur VS électrons de coeur

A

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)

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63
Q

Électrons valence + coeur chez métaux transitions

A

Nb e- valence = au degré d’oxydation le + élevé (tableau 4.1)

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64
Q

Rayon atomique:

A

Distance entre noyau + la frontière du nuage électronique qui l’entoure

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65
Q

Rayon atomique dans TP:

A

Croissant de haut en bas
Croissant de droite à gauche

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66
Q

Loi de Coulomb:

A

Plus la charge noyau >
Plus noyau attirent e-
Plus e- près noyau
Plus rayon est petit

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67
Q

Qu’arrive t’il si ajoute e- entre noyau et e- valence ?

A

e- ajouté crée « écran » qui atténue charge + du noyau et repousse autre e-

répulsion ……. effet d’écran

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68
Q

Effet d’écran:

A

e- de coeur repoussent e- de valence

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69
Q

Cation est TOUJOURS + —— que l’atome dont il provient

A

petit

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70
Q

Anion est TOUJOURS + ——- que l’atome dont il provient

A

gros

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71
Q

Plus charge effective petite…

A

plus atome >

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72
Q

Énergie ionisation =

A

Énergie requise pour arracher e- à atome/ion

+ e- est loin noyau, + facile à arracher

contraire rayon atomique

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73
Q

Énergie ionisation dans TP:

A

Croissante de gauche à droite
Croissante de bas en haut

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74
Q

Orbitale pleine + —– que orbitale incomplète

A

stable

orbitale pleine demande + É pour arracher e-

+ loin, Éi + < car + facile arracher

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75
Q

Orbitale à —– est + stable

A

moitié pleine

besoin + É pour voler e-

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76
Q

Affinité électronique =

A

Énergie libérée lorsqu’on ajoute e- à atome/ion

+ e- loin noyau, + difficile arracher

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77
Q

Au sein même période, charge effective ….

A

augmente, plus facile attirer e-

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78
Q

Affinité électronique dans TP:

A

Croissant de gauche à droite
Croissant de bas en haut

79
Q

Famille ayant la plus petite affinité électronique:

A

Alcalins (gaz rares ont grande AE…. NON)

80
Q

Électronégativité =

A

Capacité atome à attirer e- dans une liaison

EN lien avec charge effective sauf gaz nobles

+ gros, - électronégatif

81
Q

Élément avec plus grande électronégativité:

A

Fluor

82
Q

Électronégativité dans TP:

A

Croissant de gauche à droite
Croissant de bas en haut

83
Q

Métaux forment….

A

ions positifs

84
Q

Non-métaux forment…

A

ions nég.

85
Q

Liaisons chimiques:

A

Ionique (métal + non-métal): transfert e-

Covalente (2 non-métal): partage e-

Métallique (2 métal): délocalisation e-

86
Q

Liaison métallique:

A

Mer d’e- explique conductivité, ductilité, malléabilité

F = Const (q1q2)/r^2

87
Q

Modèle de Lewis:

A
  • 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
Q

Notation de Lewis:

A

Illustre seulement e- valence

Noyau représenté par symbole chimique + dispose e- valence sur 4 côtés (à partir 5e e- = doublets)

89
Q

Chaque ion attire —— ces voisins de signes —-

A

tous, opposés

90
Q

Notation de Lewis: liaisons ioniques

A

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
Q

Énergie de réseau:

A

Énergie de formation ion

+ lien fort, + retiens mieux, + É élevé

92
Q

Notation de Lewis: liaisons covalentes

A

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
Q

Polarité des liaisons:

A

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
Q

Si différence électronégativité entre 2 atomes partageant doublet nulle….

A

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
Q

Si différence électronégativité entre 2 atomes partageant doublet < > 0…..

A

doublet + attiré par atome avec grande électronég.

Liaison covalente polaire

Nuage électronique délocalisé vers atome + > électronég.

96
Q

Structure squelettiques Lewis-Pauling:

A

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
Q

Méthode écriture structures Lewis:

A
  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
Q

Déterminer nb total e- chez cations et anions

A

Cation: enlève e- valence
Anion: ajoute e- valence (va sur le + électronég.

99
Q

Raffiner procédure menant à structure Lewis-Pauling avec charge formelle (CF)

A

Charge formelle: charge de chaque atome

100
Q

Calcul charge formelle

A

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
Q

PAS OUBLIER charge formelle…..

A

Encerclée pour différencier de charge réelle ion

102
Q

Si on a choix entre plusieurs structures de Lewis….

A
  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
Q

Octets étendus

A

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
Q

Molécules dont nb e- valence est impair

A

Alors règle octet peut pas s’appliquer

Généralement instable et très réactifs (oxydants): radicaux libres

105
Q

Résonance:

A

État où plusieurs structures Lewis plausibles diffèrent uniquement par distribution e-

106
Q

Expérimentalement on sait que 2 liaisons sont identiques, en réalité…..

A

hybride/moyenne des 2 extrêmes

107
Q

Dans hybride de résonance,…

A

e- délocalisés (en pointillé), lient des 2 côtés atome central

Flèche de résonance

108
Q

Différentes structures équivalentes d’1 molécule =

A

Structures limites d’un hybride de résonance

109
Q

Géométrie des molécules:

A

Avec théorie RPEV

S’agit représentation schématique liaisons entre atomes molécule

110
Q

Théorie RPEV + principe

A

Permet déterminer géométrie molécule

Principe: e- (même charge élec.) se repoussent. Occupent espace de façon à être le + loin possible 1 des autres

111
Q

Géométrie déterminer par…

A

Groupes e- autour atome central

112
Q

Un groupe c’est:

A
  • 1 seul e- (radicaux)
  • 1 doublet
  • 1 lien simple/double/triple
113
Q

Notation RPEV

A

AX(nb liaisons)E(nb doublet e- libres)

114
Q

Géométrie électronique VS géométrie moléculaire

A

Gé: prend en compte juste groupes (en général)

Gm: prend en compte force répulsion doublet libre + leur impact

115
Q

Géométries électroniques + moléculaires avec 2 groupes d’e-

A

AX2:
Gé: linéaire (angle 180)
Gm: linéaire (angle 180)

116
Q

Géométries électroniques + moléculaires avec 3 groupes d’e-

A

AX3:
Gé: triangulaire plane (angle 120)
Gm: triangulaire plane (angle 120)

AX2E:
Gé: triangulaire plane (angle 120)
Gm: angulaire (angle <120)

117
Q

Géométries électroniques + moléculaires avec 4 groupes d’e-

A

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
Q

Géométries électroniques + moléculaires avec 5 groupes d’e-

A

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
Q

Pour prédire forme molécule/ion polyatomique suit ces étapes:

A
  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
Q

Doublets libres occupent —– espace que doublets liants

A

Plus d’espace car ils ne sont pas partagés entre 2 atomes

121
Q

Comment choisir bonne configuration?

A

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
Q

Prédire forme des molécules plus volumineuses

A
  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
Q

On indique polarité d’1 lien en…

A

δ +/- : indique charge partielle OU

flèche pointant vers charge nég.

” Probabilité que e- soit + près de le plus électronég.”

124
Q

Dipôle de liaison VS dipôle moléculaire

A

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
Q

Si somme vecteurs s’annulent…

A

dipôle moléculaire = 0
donc molécule non polaire

126
Q

Si somme vecteurs s’annulent PAS…

A

a 1 dipôle moléculaire
donc molécule polaire

127
Q

Étape pour trouver si molécule est polaire ou non

A
  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

  1. Additionne vecteurs pour voir si annulent ou pas
128
Q

Lorsque atome lié à autre forme liaison covalente, en réalité leurs orbitales atomiques se….

A

mettent en commun leur e- pour donner illusion avoir 2

recouvrent (se superposent)

—-> zone de densité électronique élevée: c’est la liaison covalente

129
Q

Théorie de l’hybridation des orbitales

A

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
Q

Orbitales hybridés ont caractéristiques des…

A

orbitales atomiques dont elles proviennent

131
Q

Hybridation

A

«modèle» pour expliquer ce qu’on observe expérimentalement

132
Q

Exception à hybridation:

A

H car 1 seul lien

133
Q

Hybridation avec orbitales d

A

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
Q

Comment déterminer hybridation?

A
  1. Compter nb groupes e- autour atome
  2. Déterminer hybridation à partir nb groupes à abriter
135
Q

Hybridation atome central à partir notation RPEV

A

AX5E-6e-sp3d2
AX2-2e-sp
AX3E2-5e-sp2d
AX4-4e-sp3
AX2E3-5e-sp3d
AX3-3e-sp2
AX2E2-4e-sp3

136
Q

Liaison sigma (σ):

A

Liaison faite à partir orbitales hybridées

137
Q

Liaison pi (π):

A

Liaison faite à partir orbitales p

138
Q

Chaque liaison simple/multiple a sa propre

A

É

139
Q

+ lien polaire…

A

+ difficile à briser

140
Q

+ on a de liens entre 2 atomes…

A

+ difficile de les séparer

141
Q

É pour briser lien:

A

TJRS +

142
Q

É libérée lors formation lien:

A

TJRS -

143
Q

ΔH=

A

ΔH bris + ΔH form

144
Q

Calculer ΔH bris

A

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
Q

Calculer ΔH form

A

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
Q

Réaction endo ou exo?

A

Endo: ΔH +
Exo: ΔH -

147
Q

RÉSUMÉ ΔH

A
  • 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
Q

Révision liaisons chimiques:

A

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
Q

Liaison —– se brise habituellement dans eau

A

ionique

150
Q

Liaison —- ne se brise pas dans eau

A

covalente

151
Q

Lorsque passe de solide à liquide

A

Fusion

152
Q

Lorsque passe de liquide à gaz

A

Évaporation

153
Q

RAPPEL solide

A

compact
ordonné
volume propre
forme propre
mouvement: vibration
masse vol. généralement élevée

154
Q

RAPPEL liquide

A

compact
désordonné (+/-)
volume propre
forme variable

155
Q

RAPPEL gaz

A

non compact
désordonné
volume variable
forme variable (compressible)
particules très éloignées 1 de l’autre

156
Q

Forces de Van Der Waals:

A
  • Forces de London
  • Forces de Keesom
  • Forces de Debye
  • Liaison hydrogène
157
Q

Forces de London (dispersion):

A
  • 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
Q

Forces de Keesom (dipôle-dipôle):

A
  • Présentes dans molécules polaires
  • Dépend moment dipolaire de molécule
    • Dipôle permanent -
      dipôle permanent
      • polarité molécule >, +
        forces Keesom >
    • S’ajoutent aux forces
      London
159
Q

Forces de Debye (dipôle-dipôle induit):

A
  • 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
Q

Liaison hydrogène (pont-H):

A
  • Liaison entre atome H d’1 molécule + atome accepteur (N,O,F) d’1 autre molécule
  • Cas spécial d’intéractions dipôle-dipôle
161
Q

Force dipôle-ion:

A
  • FOrce attraction entre ion + molécule possédant dipôle
  • La + forte de toutes
162
Q

Solution:

A

Mélange homogène de 2/plusieurs subtances

Formée de soluté(s) + 1 solvant(en + grande qt)

163
Q

Types de solution:

A

Solution gazeuse, solution liquide

164
Q

Solubilité:

A

Qt maximale de soluté qui se dissout dans qt donnée de solvant

165
Q

Tendance naturelle au mélange:

A

Entropie!

Tendance à ce que É prenne expansion, dès que possible, à aller vers + > entropie

Tendance à disperser É (expansion)

166
Q

Effet forces intermoléculaires sur mélange: différentes forces

A

Type forces intermoléculaires soluté + solvant favorisera/empêchera formation solution

importance interactions dans solution

167
Q

Principe entropie prend considération

A

substances interagissent pas ensemble

PAR CONTRE, (sauf gaz rare) toutes substances possèdent forces intermoléculaires

forces permettent lier substances 1 aux autres

168
Q

Ordre des forces intermoléculaires

A

London (- fort)
Debye
Keesom
Pont H
Ion-dipôle (+ fort)

169
Q

Effet forces intermoléculaires sur mélange: interactions dans solution

A

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
Q

Effet forces intermoléculaires sur mélange: conditions pour qu’il y ait formation de solution

A

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
Q

Si même interactions entre molécules différentes:

A

Solution!

172
Q

Si interactions différentes entre molécules différentes:

A

Pas solution!
car interactions < que l’autre

173
Q

Règle générale formation solution:

A

Soluté polaire (ou ionique)
—> solvant polaire

Soluté non polaire
—> solvant non polaire

174
Q

Mélange polaire (caractéristique):

A
  • Soluble dans eau
  • Hydrophile
  • Insoluble dans huile
175
Q

Mélange non-polaire (caractéristique):

A
  • Soluble dans huile
  • Lipophile
  • Insoluble dans eau
176
Q

Émulsifiant:

A

permet mélanger substances qui se mélangent pas

177
Q

Liquide: tension superficielle

A

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
Q

Forces de cohésion:

A

attraction entre molécules semblables (eau)

179
Q

Forces d’adhésion:

A

attraction entre molécules dissemblables (eau-verre, eau-cire)

180
Q

Nature pression de vapeur

A

Pression d’1 gaz = force de collisions entre particules gazeuses + surface

Pression de vapeur = pression exercée par vapeur au-dessus liquide

181
Q

Pression de vapeur à l’équilibre dépend de…

A

température + nature liquide

182
Q

+ Temp >, + P de vapeur

A

élevée

183
Q

Vaporisation:

A

Certaines molécules assez É pour se libérer attraction des molécules du liquide

Quitte liquide pour devenir gazeuse

184
Q

+ forces intermoléculaires sont >

A
  • substance s’évapore facilement
185
Q

+ liaisons intermoléculaires sont >

A

+ temp fusion sera >

186
Q

Point d’ébullition

A

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
Q

Point de fusion

A

Temp à laquelle S <—> L

Cohabitation solide-liquide

Caractéristique propre à chaque substance

188
Q

Diagramme de phases

A

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
Q

Point triple:

A

S, L et G coexistent

190
Q

Point critique:

A

L, G et fluide super critique coexistent

191
Q

Fluide super critique:

A

Mélange vapeur eau + gaz

192
Q

Sublimation:

A

Transition d’état de solide à gaz sans passer par liquide (endo)

193
Q

Déposition:

A

Transition d’état de gaz à solide sans passer par liquide (exo)

CHIMIE GÉNÉRALE (3 decks)

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