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Chimie générale > Examen 2 > Flashcards

Examen 2 Flashcards

1
Q

Qu’est-ce qu’un composé ionique ?

A

Métal + non-métal

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Q

Qu’est-ce qu’un composé covalent ?

A

2 non-métaux et/ou métalloïdes

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Q

Qu’est-ce qu’un composé ionique binaire et comment le nomme t-on ?

A

Composé ionique binaire : métal (ion +) + non-métal (ion -)

  1. On nomme l’anion (ion -) en premier, puis le cation (ion +).
  2. Pour l’anion, de façon générale, on utilise la première partie du nom de l’élément et on lui ajoute le suffixe ure.
  3. Pour le cation on garde le nom de l’élément tel quel
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4
Q

Comment nomme t-on le fluor sous forme monoatomique et quelle est sa charge?

A

Fluorure

F-

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Q

Comment nomme t-on le chlore sous forme monoatomique et quelle est sa charge?

A

Chlorure

Cl-

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6
Q

Comment nomme t-on le Brome sous forme monoatomique et quelle est sa charge?

A

Bromure

Br -

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7
Q

Comment nomme t-on l’iode sous forme monoatomique et quelle est sa charge?

A

Iodure

I-

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8
Q

Comment nomme t-on l’oxygène sous forme monoatomique et quelle est sa charge?

A

Oxyde

O 2-

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9
Q

Comment nomme t-on le souffre sous forme monoatomique et quelle est sa charge?

A

Sulfure

S 2-

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10
Q

Comment nomme t-on l’azote sous forme monoatomique et quelle est sa charge?

A

Nitrure

N 3-

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11
Q

Comment nomme t-on le phosphore sous forme monoatomique et quelle est sa charge?

A

Phosphure

P 3-

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12
Q

Comment nomme t-on l’hydrogène sous forme monoatomique et quelle est sa charge?

A

Hydrure

H-

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13
Q

Comment nomme t-on un composé comportant un cation ayant plus d’une charge selon la méthode systématique et selon la méthode traditionnelle ?

A

Nomenclature systématique :
Charge du métal inscrite en chiffres romains après son nom

Nomenclature traditionnelle :
Métal porte le suffixe –eux si plus petite charge possible
Métal porte le suffixe –ique si 2e plus petite charge possible

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14
Q

Comment nomme t-on le manganèse de charge 2 + et de charge 3+ selon la méthode traditionnelle ?

A

Mn 2+ : manganeux

Mn 3 + : manganique

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15
Q

Comment nomme t-on l’étain de charge 2 + et de charge 4+ selon la méthode traditionnelle ?

A

Sn 2+ : stanneux

Sn 4+: stannique

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16
Q

Quelle est la formule moléculaire du nitrite et la charge ?

A

NO2 -

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17
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: NO2- ?

A

Nitrite

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18
Q

Quelle est la formule moléculaire du nitrate et la charge ?

A

NO3 -

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19
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: NO3- ?

A

Nitrate

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20
Q

Quelle est la formule moléculaire du cyanure et la charge ?

A

CN-

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21
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: CN- ?

A

Cyanure

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22
Q

Quelle est la formule moléculaire du thiocyanate et la charge ?

A

SCN-

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23
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: SCN- ?

A

Thiocyanate

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24
Q

Quelle est la formule moléculaire du hydroxyde et la charge ?

A

OH-

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25
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: OH- ?

A

Hydroxyde

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26
Q

Quelle est la formule moléculaire du hypochlorite et la charge ?

A

ClO-

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27
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: ClO- ?

A

Hypochlorite

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28
Q

Quelle est la formule moléculaire du chlorite et la charge ?

A

ClO2-

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29
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: ClO2- ?

A

Chlorite

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30
Q

Quelle est la formule moléculaire du chlorate et la charge ?

A

ClO3-

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31
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: ClO3- ?

A

Chlorate

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32
Q

Quelle est la formule moléculaire du perchlorate et la charge ?

A

ClO4-

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33
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: ClO4- ?

A

perchlorate

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34
Q

Quelle est la formule moléculaire de l’acétate et la charge ?

A

CH3COO-

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35
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: CH3COO- ?

A

Acétate

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36
Q

Quelle est la formule moléculaire du hydrogénosulfure et la charge ?

A

HS-

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37
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: HS- ?

A

hydrogénosulfure

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38
Q

Quelle est la formule moléculaire du permanganate et la charge ?

A

MnO4-

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39
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: MnO4-?

A

Permanganate

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40
Q

Quelle est la formule moléculaire du hydrogénocarbonate et la charge ?

A

HCO3-

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41
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: HCO3-?

A

hydrogénocarbonate

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42
Q

Quelle est la formule moléculaire du hydrogénooxalate et la charge ?

A

HC2O4-

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43
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: HC2O4-?

A

hydrogénooxalate

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44
Q

Quelle est la formule moléculaire du hydrogénosulfite et la charge ?

A

HSO3-

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45
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: HSO3-?

A

hydrogénosulfite

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46
Q

Quelle est la formule moléculaire du hydrogénosulfate et la charge ?

A

HSO4-

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47
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: HSO4-?

A

hydrogénosulfate

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48
Q

Quelle est la formule moléculaire du hydrogénothiosulfate et la charge ?

A

HS2O3-

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49
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: HS2O3-?

A

hydrogénothiosulfate

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Q

Quelle est la formule moléculaire du hydrogénochromate et la charge ?

A

HCrO4-

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51
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: HCrO4-?

A

hydrogénochromate

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52
Q

Quelle est la formule moléculaire du hydrogénodichromate et la charge ?

A

HCr2O7-

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53
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: HCr2O7-?

A

hydrogénodichromate

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54
Q

Quelle est la formule moléculaire du dihydrogénophosphate et la charge ?

A

H2PO4-

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Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: H2PO4-?

A

dihydrogénophosphate

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56
Q

Quelle est la formule moléculaire du dihydrogénoborate et la charge ?

A

H2BO3-

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Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: H2BO3-?

A

dihydrogénoborate

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Q

Quelle est la formule moléculaire de l’ammonium et la charge ?

A

NH4+

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59
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: NH4+?

A

Ammonium

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60
Q

Quelle est la formule moléculaire du peroxyde et la charge ?

A

O2 2-

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Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: O2 2-?

A

Peroxyde

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62
Q

Quelle est la formule moléculaire du carbonate et la charge ?

A

CO3 2-

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63
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: CO3 2-?

A

Carbonate

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64
Q

Quelle est la formule moléculaire de l’oxalate et la charge ?

A

C2O4 2-

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65
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: C2O4 2-?

A

Oxalate

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66
Q

Quelle est la formule moléculaire du sulfite et la charge ?

A

SO3 2-

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Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: SO3 2-?

A

Sulfite

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68
Q

Quelle est la formule moléculaire du sulfate et la charge ?

A

SO4 2-

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69
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: SO4 2-?

A

Sulfate

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70
Q

Quelle est la formule moléculaire du thiosulfate et la charge ?

A

S2O3 2-

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71
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: S2O3 2-?

A

Thiosulfate

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72
Q

Quelle est la formule moléculaire du chromate et la charge ?

A

CrO4 2-

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73
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: CrO4 2-?

A

Chromate

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Q

Quelle est la formule moléculaire du dichromate et la charge ?

A

Cr2O7 2-

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Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: Cr2O7 2-?

A

dichromate

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76
Q

Quelle est la formule moléculaire du hydrogénophosphate et la charge ?

A

HPO4 2-

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77
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: HPO4 2-?

A

hydrogénophosphate

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Q

Quelle est la formule moléculaire du hydrogénoborate et la charge ?

A

HBO3 2-

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Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: HBO3 2-?

A

hydrogénoborate

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80
Q

Quelle est la formule moléculaire du phosphate et la charge ?

A

PO4 3-

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81
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: PO4 3-?

A

Phosphate

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82
Q

Quelle est la formule moléculaire du borate et la charge ?

A

BO3 3-

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83
Q

Quel est le nom de l’ion polyatomique suivant: BO3 3-?

A

Borate

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84
Q

Comment nomme t-on les composés ioniques hydratés ?

A

Mêmes règles de nomenclature pour la partie composé ionique et on ajoute le mot “hydraté” précédé d’un préfixe multiplicateur indiquant le nb de molécules d’eau
ex: MgSO4 * 7H2O
Sulfate de magnésium heptahydraté

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85
Q

Quel est le préfixe pour 1 ?

A

mono

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86
Q

Quel est le préfixe pour 2 ?

A

di

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87
Q

Quel est le préfixe pour 3 ?

A

tri

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88
Q

Quel est le préfixe pour 4 ?

A

tétra

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89
Q

Quel est le préfixe pour 5 ?

A

penta

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90
Q

Quel est le préfixe pour 6 ?

A

hexa

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91
Q

Quel est le préfixe pour 7 ?

A

hepta

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92
Q

Quel est le préfixe pour 8 ?

A

octa

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93
Q

Quel est le préfixe pour 9 ?

94
Q

Quel est le préfixe pour 10 ?

95
Q

Quel est le préfixe pour 12 ?

96
Q

Qu’est-ce qu’un composé covalent binaire ? Quelle est leur forme moléculaire ?

A

Composé covalent binaire : composé formé de deux non-métaux ou métalloïdes

Formule moléculaire : On écrit l’atome le moins électronégatif en premier.

97
Q

Quelles sont les règles de nomenclatures des composés covalents binaires ?

A
  1. Le premier élément de la formule porte le nom complet de l’élément.
  2. Le deuxième élément porte le nom de l’anion correspondant et est nommé en premier
  3. Pour indiquer le nombre d’atome présents, on utilise des préfixes
  4. Le préfixe mono n’est jamais utilisé pour désigner le premier élément de la formule. Par exemple, CO s’appelle monoxyde de carbone et non «monoxyde de monocarbone».
98
Q

Qu’est-ce qu’un hydracide ?

A

Acides qui ne contiennent pas d’atome d’oxygène.

Existent aussi sous forme gazeuse

99
Q

Quel est le nom de cet hydracide ? HF

A

Acide fluorhydrique

100
Q

Quelle est la formule chimique de l’Acide fluorhydrique ?

101
Q

Quel est le nom de cet hydracide ? HCl

A

Acide chlorhydrique

102
Q

Quelle est la formule chimique de l’Acide chlorhydrique ?

103
Q

Quel est le nom de cet hydracide ? HBr

A

Acide bromhydrique

104
Q

Quelle est la formule chimique de l’Acide bromhydrique ?

105
Q

Quel est le nom de cet hydracide ? HI

A

Acide iodhydrique

106
Q

Quelle est la formule chimique de l’Acide iodhydrique ?

107
Q

Quel est le nom de cet hydracide ? HCN

A

acide cyanhydrique

108
Q

Quelle est la formule chimique de l’Acide cyanhydrique ?

109
Q

Quel est le nom de cet hydracide ? H2S

A

acide sulfhydrique

110
Q

Quelle est la formule chimique de l’Acide sulfhydrique ?

111
Q

Qu’est-ce qu’un oxacide ?

A

Acide d’un la formule chimique contient au moins un atome d’oxygène

112
Q

Comment les liaisons se forment-elles entre les atomes?

A

Formation d’une liaison : Redistribution des électrons de valence des atomes liés qui amène une diminution d’énergie pour les atomes impliqués.

113
Q

Pourquoi les atomes se lient entre eux pour former des molécules?

A

Baisse d’énergie = plus grande stabilité

Donc, les atomes vont former une liaison si cela leur permet d’atteindre une énergie plus basse que s’ils étaient séparés, car cela les stabilise.

114
Q

Qu’est-ce qu’une liaison métallique ?

A

Implique des métaux

115
Q

Quelle est la principale différence entre une liaison ionique et une liaison covalente ?

A

Liaison ionique : transfert d’électrons entre 2 atomes

Liaison covalente : partage d’électrons entre 2 atomes

116
Q

Liaison ionique pure et liaison covalente pure : deux extrêmes.
En général, une liaison se situe entre les deux : liaison covalente à caractère polaire.
Comment détermine t-on si une liaison est ionique ou non ?

A

Le pourcentage de caractère ionique d’une liaison dépend de la différence d’électronégativité entre les 2 atomes impliqués dans la liaison.
Par convention, on considère qu’une liaison dont le pourcentage de caractère ionique est de plus de 50% est une liaison ionique.

117
Q

Qu’est-ce qu’une liaison ionique ?

A

Une liaison ionique implique un transfert d’électron(s) d’un atome à un autre.

Pour qu’il y ait transfert d’électron(s), un atome doit pouvoir perdre facilement un ou des électrons et un autre atome doit pouvoir capter un ou des électrons

118
Q

Qu’est-ce qu’un réseau cristallin ?

A

La façon dont les ions positifs et les ions négatifs sont disposés en alternance = réseau cristallin
Assurer la neutralité électrique. Cette disposition des ions dans un solide varie selon le type d’ions et elle est perceptible à l’échelle macroscopique.

119
Q

De quoi peut être composé une liaison ionique ?

A

Les métaux peuvent former des composés ioniques avec les non-métaux.
Les composés résultants de l’attraction entre un ion métallique et un ion polyatomique (CuSO4, NaNO2, etc.) ou entre deux ions polyatomiques (NH4NO3) sont aussi des composés ioniques.

120
Q

Qu’est-ce qu’une liaison covalente ?

A

La plupart des liaisons ne peuvent être représentées adéquatement si l’on suppose un transfert complet d’électron(s) d’un atome à un autre.

Dans la molécule H2, les deux atomes ont des propriétés identiques, donc aucune raison que l’un transfère un électron à l’autre.

Dans ce cas, les atomes mettent en commun des électrons et la liaison formée est dite covalente.

Tout comme la liaison ionique, la liaison covalente se forme à condition d’amener une baisse d’énergie pour les atomes impliqués.

121
Q

Qu’est-ce que le modèle des électrons localisés ?

A

Explique la formation d’une liaison covalente.
Les électrons partagés entre 2 atomes se trouvent dans une orbitale moléculaire qui découle du recouvrement des orbitales atomiques des atomes impliqués.
Les orbitales atomiques qui se recouvrent sont celles occupées par des électrons célibataires.

Il y a alors formation d’orbitales moléculaires (OM)= Région de l’espace où la probabilité de trouver
les électrons de la liaison est élevée.
Chaque OM ne peut contenir que 2 électrons.

122
Q

Qu’est-ce qui caractérise le recouvrement d’orbitale “s” ?

A

Engendre une concentration de la densité électronique entre les 2 noyaux
comporte 2 électrons de spin opposé
Lorsque l’orbitale moléculaire (OM) englobe les 2 noyaux = recouvrement axial (horizontal)
= OM sigma

123
Q

Qu’est-ce qui caractérise le recouvrement d’orbitale “p” ?

A

Peut être axial ou latéral
2 orientations possibles pour les orbitales p
si recouvrement axial= OM sigma et forme de bonbon
si recouvrement latéral = OM pi et formation de 2 zones de probabilité de présence des électrons
OM pi = densité électronique ne se situe pas entre les 2 noyaux.

124
Q

Qu’est-ce qui caractérise un recouvrement entre orbitales “s” et “p” ?

A

L’OM σ est toujours formée en 1er :
Densité électronique entre les noyaux = plus stable car les é attirent les noyaux
Donc baisse d’énergie plus grande

Si d’autres orbitales atomiques p doivent se recouvrir, on forme ensuite une OM π.

125
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? HNO2

A

Acide nitreux

126
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide nitreux ?

127
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? HNO3

A

Acide nitrique

128
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide nitrique ?

129
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? HClO

A

Acide hypochloreux

130
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide hypochloreux ?

131
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? HClO2

A

Acide chloreux

132
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide chloreux ?

133
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? HClO3

A

Acide chlorique

134
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide chlorique ?

135
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? HClO4

A

acide perchlorique

136
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide perchlorique ?

137
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? HIO4

A

acide periodique

138
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide periodique ?

139
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? HMnO4

A

acide permanganique

140
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide permanganique ?

141
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? H2CO3

A

acide carbonique

142
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide carbonique ?

143
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? H2C2O4

A

acide oxalique

144
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide oxalique ?

145
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? H2SO3

A

acide sulfureux

146
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide sulfureux ?

147
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? H2SO4

A

acide sulfurique

148
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide sulfurique ?

149
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? H3BO3

A

acide borique

150
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide borique ?

151
Q

Quel est le nom de cet oxacide ? H3PO4

A

acide phosphorique

152
Q

Quelle est la formule chimique de l’acide phosphorique ?

153
Q

Comment nomme t-on un métal ayant une seule charge possible dans une liaison ionique ?

A

On ne met pas de (chiffres romains) ou de eux-ique

Nom systématique = nom traditionnel

154
Q

Comment nomme t-on un métal ayant plus d’une charge possible dans une liaison ionique ?

A

Nom systématique = charge du métal indiquée par (chiffres romains)
Nom traditionnel = charge du métal indiquée par eux ou ique

155
Q

Comment nomme t-on un ion polyatomique avec H dans une liaison ionique ?

A

Nom systématique = hydrogéno…

Nom traditionnel = on remplace hydrogéno par bi

156
Q

Qu’est-ce que la théorie de l’hybridation des orbitales atomiques ?

A

La théorie de l’hybridation propose que les orbitales atomiques s et p s’hybrident («fusionnent») dans le but de former des liens

Formation de nouvelles orbitales atomiques hybrides

Ces orbitales hybrides peuvent être de type sp3, sp2 ou sp.

157
Q

Qu’est-ce qui caractérise l’hybridation sp3 du carbone ?

A

Hybridation sp3 :

1 orbitale s s’hybride avec 3 orbitales p pour former 4 orbitales sp3
Atome C hybridé sp3 : 4 liens σ

158
Q

Qu’est-ce qui caractérise l’hybridation sp2 du carbone ?

A

Hybridation sp2 :

1 orbitale s s’hybride avec 2 orbitales p pour former 3 orbitales sp2
3 orbitales atomiques hybrides sp2 + 1 orbitale p non hybridée = formation de 4 liens
Atome C hybridé sp2 : 3 liens σ
1 lien π

159
Q

Qu’est-ce qui caractérise l’hybridation sp du carbone ?

A

Hybridation sp :

1 orbitale s s’hybride avec 1 orbitale p pour former 2 orbitales sp
2 orbitales atomiques hybrides sp + 2 orbitales p non hybridées
Atome C hybridé sp : 2 liens σ
2 lien π

160
Q

Type d’hybridation du carbone sp3 se produit lors de quels types de liaison par atome de carbone et quels types de lien par atome de carbone sont formés ?

A

4 liaisons simples

4 liens σ

161
Q

Type d’hybridation du carbone sp2 se produit lors de quels types de liaison par atome de carbone et quels types de lien par atome de carbone sont formés ?

A

1 liaison double
2 liaisons simples
3 liens σ et 1 lien π

162
Q

Type d’hybridation du carbone sp se produit lors de quels types de liaison par atome de carbone et quels types de lien par atome de carbone sont formés ?

A 
1 liaison triple
1 liaison simple
ou
2 liaisons doubles
2 liens σ et 2 liens π
163
Q

Dans la notation de Lewis, que représente la règle de l’octet et du doublet ?

A

Les atomes forment des liaisons dans le but d’avoir le même nombre d’é de valence que le gaz rare le plus proche.

Donc, les atomes cherchent à avoir 8 é de valence, ou 2 si plus proches du He.

164
Q

Quelles sont les règles (autres que l’octet et le doublet) pour représenter adéquatement les structures de Lewis ?

A

L’atome de H fait 1 seul lien (toujours).

Dans une molécule, les atomes sont généralement disposés de façon à former un arrangement symétrique.

Généralement, les atomes plus électronégatifs entourent les atomes moins électronégatifs.

Les atomes de O ne forment pas de chaînes d’atomes de O (ne se lient pas les uns aux autres), sauf si aucune autre possibilité.
*Cette règle est particulièrement importante pour les oxacides

Certains atomes doivent faire une liaison de coordinence pour respecter la règle de l’octet.

Les atomes ont tendance à se regrouper plutôt qu’à former des longues chaînes d’atomes. En effet, une molécule où les atomes sont regroupés et disposés de façon symétrique est plus stable.

165
Q

Qu’est-ce qu’une liaison de coordinence (?

A

Liaison covalente où les deux électrons de la liaison sont fournis par un seul atome. Ceux-ci proviennent d’un seul atome mais sont partagés entre 2 atomes une fois la liaison formée. Souvent présent dans les molécules avec N et O

166
Q

Quelles sont les 2 exceptions à la règle de l’octet dans la notation de Lewis ?

A
  1. Si la molécule a un nombre impair d’électrons de valence. On doit laisser un électron seul.
  2. Nombre insuffisant pour atteindre l’octet.

Dans les 2 cas ce sont des molécules très réactives et instables. Elles ont tendance à réagir avec d’autres molécules pour obtenir les électrons permettant de compléter leur octet.

167
Q

Dans quelle circonstance il se produit une extension de la règle de l’octet ?

A

Certains atomes peuvent avoir plus de 8 électrons de valence.
Possible à certaines conditions :
L’atome doit être central dans la molécule
L’atome doit être dans la 3e période ou plus du tableau périodique

168
Q

Comment extension de la règle de l’octet est-elle possible ?

A

À partir de la 3e période, les atomes ont «accès» aux orbitales d (3d, 4d, etc.)
Pas le cas pour la 1ère et la 2e périodes (orbitales 1d et 2d n’existent pas…)
Les orbitales d peuvent être utilisées pour former plus de liaisons et donc dépasser la règle de l’octet.

169
Q

Dans quelles molécules l’extension de la règle de l’octet est-elle particulièrement présente ?

A

Souvent présente dans les composés avec S, P, halogènes

Souvent présente dans les oxacides (acides avec O)

170
Q

Comment fait-on pour déterminer quelle structure de Lewis est la meilleure lorsqu’il y a plus d’une possibilité ? Explique.

A

En utilisant le concept de charge formelle.
Charge formelle: Charge portée par un atome si on sépare la liaison en 2.
On choisit la structure avec les charges formelles minimales (les plus proches de 0) pour chaque atome.

171
Q

Quelles sont les étapes pour déterminer la charge formelle d’un atome ?

A
  1. Je coupe toutes les liaisons de la molécule en 2
  2. Déterminer si chaque atome a son nb habituel d’électrons de valence.
    Si oui Charge formelle = 0
    Si l’atome a des électrons de plus la charge formelle sera négative (ex: 2 électrons de plus = CF -2)
    Si l’atome a des électrons de moins charge formelle sera positive (ex: 2 électrons de moins CF = +2)
  3. À la fin on compare les charges formelles des 2 représentations et on choisit celle dont les charges formelles se rapprochent de 0.
172
Q

Quelles sont les règles de la notation de Lewis concernant les molécules organiques ? Quelles sont ces molécules ?

A

Molécules faites à partir de C et de H, elles contiennent souvent des O, N et des atomes faisant partis des halogènes.
Particularités:
1. respectent toujours la règle de l’octet
2. arrangement pas nécessairement symétrique
3. atomes ne se positionnent pas selon leur électronégativité
4. atomes de C peuvent former des chaînes de C.
5. Si l’ordre des atomes est donné, il faut le respecter.

173
Q

Qu’est-ce que le concept de la résonance ?

A

Il arrive que les structures de Lewis ne concordent pas avec les données expérimentales pour les longueurs de liaison.

Résonance: Plusieurs structures de Lewis peuvent être nécessaires pour représenter une même molécule, la vraie structure étant intermédiaire entre les différentes représentations.

174
Q

Comment représente t-on les structures de résonances d’une molécule ?

A

On met une flèche à 2 pointes entre les 2 (ou plus) représentations possibles.

175
Q

Comment représente t’on l’hybride de résonance d’une molécule ? Qu’est-ce que cela représente ?

A
  1. On représente les liaisons simples qui sont toujours présentes par un trait plein
  2. On représente les liaison possibles en pointillés
  3. On représente les doublets d’électrons libres qui sont toujours présents.
    L’hybride de résonance est la structure réelle de la molécule, car elle représente l’intermédiaire entre les 2 structures de résonance.
176
Q

Qu’est-ce que la théorie de répulsion des paires d’électrons de valence (RPEV) ?

A

Cette théorie prédit que les molécules adoptent des arrangements pour lesquels la répulsion entre les paires d’électrons est minimale.
= Éloignement maximal des paires d’électrons
Permet de prédire la disposition spatiale des atomes autour de l’atome central et les angles de liaison dans les molécules et les ions polyatomiques.

177
Q

Comment est déterminée la géométrie d’une molécule selon la théorie de répulsion des paires d’électrons de valence (RPEV) ?

A

En fonction du nombre de groupes électroniques (ou nuages électroniques) entourant un atome central.

Les groupes électroniques vont toujours chercher à être les plus éloignés possible les uns des autres dans l’espace, pour minimiser la répulsion entre eux.

Les liaisons doubles = plus de répulsion = déformation des angles.

178
Q

Quelles sont les étapes pour déterminer la géométrie d’une molécule selon la théorie de répulsion des paires d’électrons de valence (RPEV) ?

A
  1. Représenter la structure de Lewis.
  2. Déterminer le nombre de groupes électroniques autour de l’atome central.
  3. Positionner les groupes électroniques de façon à les éloigner le plus possible les uns des autres.
179
Q

Quelle est le nom de la forme géométrique et les angles théoriques et expérimentaux d’une molécule ayant:
2 groupes électroniques et 0 doublet d’électron libres ?

A

Géométrie linéaire
Angle théo: 180
Angle exp: 180

180
Q

Quelle est le nom de la forme géométrique et les angles théoriques et expérimentaux d’une molécule ayant:
3 groupes électroniques, 0 doublet d’électron libre

A

Géométrie triangulaire plane
Angle théo: 120
Angle exp: 120

181
Q

Quelle est le nom de la forme géométrique et les angles théoriques et expérimentaux d’une molécule ayant:
3 groupes électroniques, dont une double liaison et 0 doublet électron libre

A

Triangulaire plane
angle théo: 120
exp: > 120 entre double liaison et autre atone
< 120 entre les 2 liaisons simples

182
Q

Quelle est le nom de la forme géométrique et les angles théoriques et expérimentaux d’une molécule ayant:
3 groupes électroniques, dont 2 doubles liaisons et 1 doublet électron libre

A

Géométrie angulaire plane
angle théo: 120
angle exp: < 120 entre les 2 atomes (on ne considère pas angle avec le doublet d’électrons)

183
Q

Quelle est le nom de la forme géométrique et les angles théoriques et expérimentaux d’une molécule ayant:
4 groupes électroniques et 0 doublet électron libre

A

Géométrie tétraédrique
angle théo : 109,5
exp: 109,5

184
Q

Généralement lorsque la molécule a 2 ou 3 groupements électroniques quelles est la valeur des angles théoriques ?

A

120 degrés sauf si la molécule est linéaire, dans ce cas l’angle est de 180 degrés.
Lorsqu’il y a une double liaison les angles formés entre cette liaison et la simple liaison est > que 120 car la répulsion est plus grande et l’angle entre les 2 liaisons simples est < que 120.
Lorsqu’il y a une paire d’électrons libres la répulsion est encore plus grande, donc l’angle formé entre les deux atomes est < 120.

185
Q

Généralement lorsque la molécule a 4 groupements électroniques quelles est la valeur des angles théoriques ?

A

109,5 degrés.

S’il y a des doublets d’électrons libres l’angle exp. est < 109,5 degrés à cause de la répulsion.

186
Q

Généralement lorsque la molécule a 5 groupements électroniques quelles est la valeur des angles théoriques ?

A

Si 5 simples liaisons ou 4 simples liaisons et un doublet d’électrons libres : théorique : 90, 120 et 180. Dans la molécule avec doublet, exp. ces angles sont

187
Q

Généralement lorsque la molécule a 6 groupements électroniques quelles est la valeur des angles théoriques ?

A

Théorique 90 et 180. Même chose exp. si 6 liaisons simples ou 4 simples et 2 doublets électrons libres.
Si un seul doublet, exp < 90 et < 180

188
Q

Qu’est-ce qui caractérises les molécules organiques ?

A 
Molécules composées de C et d’H 
Présence fréquente de O et N 
Présence occasionnelle d’halogènes, de S et P
Forment des chaînes d’atomes de carbone
Respectent TOUJOURS la règle de l'octet.
189
Q

Qu’est-ce que la représentation des molécules organiques par la formule moléculaire ? Quelles sont les règles ?

A

Formule moléculaire : indique le nombre d’atomes de chaque sorte
Dans ce type de formule :
- Les C sont groupés en 1er dans la formule
- Les H sont groupés en 2e dans la formule
- Les autres atomes sont groupés à la fin selon l’ordre alphabétique du symbole chimique
Ne donne pas d’information sur la façon dont les atomes sont liés ensemble, ni de l’ordre qu’ils ont.
Ex: C2H6O

190
Q

Qu’est-ce que la représentation des molécules organiques par la formule développée ? Quelles sont les règles ?

A

Formule développée : toutes les liaisons apparaissent. Il n’est pas obligatoire de représenter les doublets d’é libres.
Lorsque les chaînes sont longues ou que les molécules sont plus complexes, il est plus pratique d’utiliser la formule semi-développée.

191
Q

Qu’est-ce que la représentation des molécules organiques par la formule semi-développée ? Quelles sont les règles ?

A

Formule semi-développée : on regroupe les H avec les atomes auxquels ils sont liés.
On peut omettre les liaisons C-C, mais les liaisons multiples entre les atomes de C doivent toujours être indiquées (double liaison, triple…)
Indique l’ordre des atomes

192
Q

Qu’est-ce que la représentation des molécules organiques par la formule schématique ? Quelles sont les règles ?

A

Formule schématique : les liaisons C-C sont représentées par des segments de droite où les extrémités et les intersections représentent des atomes de carbone. Les H liés aux carbones ne sont pas écrits.
Les hétéroatomes (atomes autres que C et H) et les liaisons multiples entre les C doivent être indiqués.
Les H liés à des hétéroatomes doivent être indiqués.
Les C ne sont pas indiqués, sauf s’ils sont en liaison double avec un atome d’oxygène et en bout de chaîne (dernier C).

193
Q

Comment représente t-on une molécule organique cyclique dans les formulations développée, semi-développée et schématique ?

A

On conserve le cycle et on adapte l’écriture.

194
Q

Dans la formule schématique les C ne sont pas indiqués, sauf s’ils sont en liaison double avec un atome d’oxygène et en bout de chaîne (dernier C).
Quelles sont les formulations à connaître et à écrire en bout de chaîne si elles sont présentes ?

A

CHO
COOH
CONH2

195
Q

Quelles sont les règles à suivre pour la représentation projective (3D) des molécules organiques ?

A

Molécules à plusieurs atomes centraux.

On se base sur la théorie RPEV.

La chaîne principale est représentée par des traits pleins entre les atomes centraux.

Il faut mettre le plus de liens et d’atomes possible dans le plan de la feuille.

Il faut tenir compte de la géométrie autour des atomes centraux.

Il est facilitant de numéroter les atomes de C.
Il faut alterner les liaisons avec les H pour diminuer la répulsion.
On ne met pas de doublet d ‘électrons libres sur un atome qui n’est pas central.

196
Q

Qu’est-ce que la polarité des molécules diatomiques ?

A

Il existe deux types de liaisons:
Liaison ionique : transfert d’électrons
Liaison covalente : partage d’électrons
MAIS
La plupart des liaisons chimiques se situent entre les deux :
Ce qu’on appel une liaison covalente polaire ou liaison polaire

197
Q

Qu’est-ce qu’une liaison covalente polaire ?

A

C’est une liaison où:
La distribution d’électron est non uniforme dans la liaison
Causée par la différence d’électronégativité entre les atomes
Il y a une densité électronique plus grande autour de l’atome le plus électronégatif.
Cela entraîne la création d’un pôle positif (δ+) sur l’atome le moins électronégatif et d’un pôle négatif (δ-) sur l’atome le plus électronégatif.

198
Q

Comment détermine t-on si une molécule est polaire ou non polaire ?

A

Une liaison est considérée comme polaire si la différence d’électronégativité ≥ 0,4

Lorsque la différence d’électronégativité est < 0,4, la liaison est considérée comme non polaire.

199
Q

Qu’est-ce qui détermine le degré de polarité d’une molécule ?

A

La grandeur de la polarité est proportionnelle à la différence d’électronégativité (plus la différence d’électronégativité est grande et plus la polarité est importante).
Cette grandeur est vectorielle et on l’appelle : moment dipolaire μ (représenté par une flèche allant vers l’atome le + électronégatif).

200
Q

De quoi dépend la polarité des molécules à plus de 2 atomes ?

A

dépend de 2 facteurs
Polarité des liaisons dans la molécule
Géométrie de la molécule

201
Q

Quelles sont les étapes pour déterminer si une molécules à plus de 2 atomes est polaires ?

A
  1. Faire la structure de Lewis
  2. Déterminer si la molécule possède des liaisons polaires
    Si liaisons polaires, faire la géométrie de la molécule et y inscrire les vecteurs de moment dipolaire.
    Si la somme vectorielle des moments dipolaires ≠ 0 : molécule polaire
    Si la somme vectorielle des moments dipolaires = 0 : molécule non polaire

***Cette détermination est seulement qualitative (polaire ou non polaire).

202
Q

Dans quelle circonstance une molécule peut être non polaire alors que tous ses liens sont polaires ?

A

Lorsqu’un atome central est entouré uniquement d’atomes identiques (sans doublet d’é libres sur cet atome), la molécule est automatiquement non polaire.

203
Q

Comment une molécule peut être polaire même si les liaisons entre les atomes la composant sont non polaires ?

A

La présence d’un doublet d’électrons libres sur l’atome central induit une faible polarité

204
Q

Comment s’organisent les molécules lorsqu’une substance est sous forme solide ?

A

Molécules très rapprochées
Donc beaucoup d’interactions entre les molécules
Peu de mouvement des molécules
Structure ordonnée, forme définie

205
Q

Comment s’organisent les molécules lorsqu’une substance est sous forme liquide ?

A

Molécules rapprochées, mais un peu moins
Donc moins d’interactions entre les molécules
Plus de mouvement des molécules
Structure désordonnée, forme indéfinie

206
Q

Comment s’organisent les molécules lorsqu’une substance est sous forme gazeuse ?

A

Molécules très éloignées les unes des autres*
Donc pas d’interaction entre les molécules
Beaucoup de mouvement des molécules

207
Q

Qu’est-ce que les force intermoléculaires ? Que permettent-elles d’assurer ?

A

Interactions entre les molécules à l’état solide et liquide : Forces intermoléculaires

Les forces intermoléculaires sont des attractions entre les molécules. Ces forces sont responsables de la cohésion des liquides et des solides.

208
Q

Quels sont les types de forces intermoléculaires ?

A 
Se divisent en 2 catégories:
1. Forces de Van der Waals
Comprennent:
Forces de dispersion de London
Forces de type dipôle-dipôle (Keesom)
Forces de type dipôle-dipôle induit (Debye)
  1. Ponts H
209
Q

Qu’est-ce que les forces de London ?

A

Forces causées par le mouvement continu des électrons dans une molécule
Présentes dans toutes les substances solides ou liquides donc qu’elles soient polaires ou non polaires
les forces de Van der Waals les plus importantes

210
Q

De quoi dépend l’importance des forces de London ?

A

L’importance des forces de London dépend :

du nombre d’électrons dans la molécule: plus il est élevé et plus les forces sont élevées.
de la géométrie de la molécule: allongée ou compacte

211
Q

En quoi le nombre d’électrons d’une molécule influence les forces de London ?

A

plus il y a d’électrons dans la molécule, plus il y a de mouvement de ces électrons
↓
Donc plus de chances de former un dipôle instantané
Température d’ébullition ou de fusion sera plus élevée

212
Q

En quoi la forme d’une molécule influence les forces de London ?

A

À nb d’électrons égal:

Forme allongée: Permet contact plus étroit entre 2 molécules, donc les forces de dispersion s’exercent sur une plus grande surface.
Plus de contact = plus de forces de London.

Forme compacte: moins de contact = moins de forces de London.

213
Q

Quel est l’impact des forces de dispersion de London sur la température d’ébullition d’une substance ?

A

Ébullition : passage de l’état liquide à l’état gazeux
↓
bris de toutes les forces intermoléculaires
↓
plus il y a de forces intermoléculaires à briser, plus il faut chauffer
↓
donc, plus il y a de forces intermoléculaires, plus Téb est élevée

moins d’é = forces de London moins élevées et moins de forces = Téb plus basse
plus d’é = forces de London plus élevées et plus de forces = Téb ↑

214
Q

Qu’est-ce que les forces dipôle-dipôle (forces de Keesom) ?

A

Interactions présentes entre deux molécules polaires seulement.
Le pôle positif d’une molécule est attiré par le pôle négatif d’une molécule voisine.
Les forces de Keesom sont généralement plus faibles que les forces de London.
Plus le moment dipolaire d’une molécule est élevé, plus les forces de Keesom sont grandes donc plus une molécule est polaire et plus les forces sont élevées (interactions + élevées).
Les forces de Keesom s’ajoutent aux forces de London dans les substances polaires.

215
Q

Qu’est-ce que l’interaction dipôle-dipôle induit (forces de Debye) ?

A

Interactions présentes entre une molécule polaire et une molécule non polaire.
Les électrons de la molécule non polaire vont s’éloigner du pôle négatif de la molécule polaire : dipôle induit = Attraction entre les 2 molécules
Force la plus faible des forces de Van der Waals
Aussi présente entre deux molécules polaires, mais impact peu significatif.

216
Q

Qu’est-ce qu’ont pont H ? Quelle sont les conditions nécessaires ?

A

Forces électrostatiques entre un atome d’hydrogène et une paire d’électrons libres constituent le pont H.
2 conditions pour formation d’un pont H entre deux molécules :

1 – Une première molécule doit avoir un H lié à un petit atome très électronégatif : N, O, F
2 – L’autre molécule doit avoir un N, O ou F
Les ponts H peuvent se former entre des molécules identiques ou différentes, tant que les deux conditions sont respectées.

217
Q

Quel est l’impact si un pont H se crée à l’intérieur d’une molécule (ponts H intramoléculaires) ?

A

Molécule ne peut pas faire des ponts H avec les molécules voisines = diminue la cohésion intermoléculaire = incidence sur propriétés physicochimiques de la molécule.

218
Q

Qu’est-ce que la théorie cinétique de la matière ?

A

Les molécules dans une substance sont en mouvement : Énergie cinétique
État physique de la matière (solide, liquide, gazeux) dépend des forces moléculaires + énergie cinétique moyenne que possède les molécule.
Directement proportionnelle à la température. Si elle augmente énergie cinétique de la molécule augmente et vise versa.

219
Q

Qu’est-ce que l’évaporation ?

A

Passage d’une substance de l’état liquide à l’état gazeux en milieu ouvert

220
Q

Comment se produit l’évaporation ?

A

Condition pour que des molécules de surface du
liquide passent à l’état gazeux : Ec > forces inter.
Durant l’évaporation, les molécules les plus énergétiques réussissent à rompre les forces intermoléculaires qui les retiennent aux autres molécules du liquide.

Molécules de surface ayant Ec > forces inter. s’évaporent
Ec moyenne des molécules diminue lorsqu’un nb important de molécules est passé à l’état gazeux = T liquide diminue
Le milieu ambiant fournit l’énergie (chaleur) pour réchauffer le liquide, ce qui ↑ Ec moyenne des molécules
De nouvelles molécules de surface ayant Ec > forces inter. s’évaporent
Ainsi de suite jusqu’à l’évaporation complète

221
Q

Qu’est-ce que la pression de vapeur ?

A

Pression de vapeur : pression partielle exercée par la vapeur quand elle est en équilibre avec le liquide à une Température constante.

Les molécules en phase gazeuse exercent une pression sur la surface du liquide: Pression de vapeur (Pvapeur)

Pvapeur est caractéristique des liquides à une température donnée

Liquide ayant Pvapeur élevée = volatil

222
Q

De quoi dépend la pression de vapeur ?

A

La Pvapeur dépend des forces intermoléculaires, car les molécules qui quittent la phase liquide sont celles ayant une énergie cinétique supérieure aux forces intermoléculaires dans le liquide.

Plus les forces intermoléculaires sont élevées, plus les molécules sont retenues dans le liquide = Pvapeur plus faible.
La pression de vapeur augmente avec la température.
Une augmentation de T augmente Ec des molécules, donc le nombre de molécules pouvant s’échapper de la phase liquide.

223
Q

Qu’est-ce que la température d’ébullition ?

A

Quand Température augmente, Pvapeur d’un liquide augmente

Quand Température atteint la valeur où Pvapeur est = à la Pression atmosphérique =ÉBULLITION

Lors de l’ébullition, des bulles de vapeur se forment PARTOUT dans le liquide (au lieu de s’évaporer seulement de la surface)

224
Q

De quoi dépend la température d’ébullition ?

A

Téb dépend des forces intermoléculaires (plus forces sont élevées, plus Téb ↑)

Téb varie aussi selon la Patmosphérique : pression moins élevée = température d’ébullition moins élevée.

225
Q

Qu’est-ce que la température de fusion ? Par quoi est-elle influencée ?

A

Passage d’une substance solide à l’état liquide.

Tf dépend des forces intermoléculaires (plus forces sont élevées, plus Tf ↑)

226
Q

Qu’est-ce que la masse volumique ?

A

Masse d’une substance donnée par rapport au volume occupé par celle-ci.
Masse volumique des liquides et solides : beaucoup plus grande que celle des gaz

Généralement, le volume d’une certaine quantité d’une substance liquide est 10% plus grand que le volume de la même substance solide.

ρ= 𝑚/𝑉

Donc, la masse volumique du solide est généralement plus grande que celle du liquide.

227
Q

Quelle est l’exception à cet énoncé: la masse volumique du solide est généralement plus grande que celle du liquide.?

A

L’eau.
La glace occupe un volume plus grand que l’eau liquide
S’explique par la façon qu’à l’eau d’établir des ponts H.
Donc ρ de la glace < ρ de l’eau

228
Q

Qu’est-ce que la tension superficielle ?

A

Résistance d’un liquide à l’augmentation de sa surface (donc, à la «rupture» de sa surface)

Les molécules de surface sont attirées vers l’intérieur du liquide.
Explique création d’un film élastique: lorsque poids pas assez élevé pour briser les forces intermoléculaires = explique lézard qui cour sur l’eau
Plus les forces intermoléculaires sont élevées, plus la tension superficielle est grande.

229
Q

Qu’est-ce que la capillarité ?

A

Capillarité : Ascension spontanée d’un liquide dans un tube capillaire
Phénomène causé par :
1. Forces de cohésion dans le liquide
2. Forces d’adhésion entre les molécules de liquide et les molécules de la paroi du contenant

230
Q

Que signifie un ménisque concave dans un capillaire ?

A

Forces d’adhésion > forces de cohésion

affinité du liquide pour la paroi

231
Q

Que signifie un ménisque convexe dans un capillaire ?

A

Forces d’adhésion < forces de cohésion

pas d’affinité du liquide pour la paroi

232
Q

Qu’est-ce que la viscosité ?

A

Résistance d’un liquide à l’écoulement
La viscosité dépend des forces intermoléculaires : plus les forces intermoléculaires sont élevées, plus la viscosité est grande
Les grosses molécules auront généralement une viscosité plus élevée que les petites.

Chimie générale (2 decks)

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