Examen 2 Flashcards

Question

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

Answer 1

Hypochlorite

Answer 2

perchlorate

Answer 3

hydrogénosulfure

Answer 4

Permanganate

Answer 5

hydrogénocarbonate

Answer 6

hydrogénooxalate

Answer 7

hydrogénosulfite

Answer 8

hydrogénosulfate

Answer 9

hydrogénothiosulfate

Answer 10

hydrogénochromate

Answer 11

hydrogénodichromate

Answer 12

dihydrogénophosphate

Answer 13

dihydrogénoborate

Answer 14

Thiosulfate

Answer 15

dichromate

Answer 16

hydrogénophosphate

Answer 17

hydrogénoborate

Answer 18

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

Answer 19

Composé covalent binaire : composé formé de deux non-métaux ou métalloïdes Formule moléculaire : On écrit l’atome le moins électronégatif en premier.

Answer 20

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 ».

Answer 21

Acides qui ne contiennent pas d'atome d'oxygène. | Existent aussi sous forme gazeuse

Answer 22

Acide fluorhydrique

Answer 23

Acide chlorhydrique

Answer 24

Acide bromhydrique

Answer 25

Acide iodhydrique

Answer 26

acide cyanhydrique

Answer 27

acide sulfhydrique

Answer 28

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

Answer 29

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

Answer 30

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.

Answer 31

Implique des métaux

Answer 32

Liaison ionique : transfert d’électrons entre 2 atomes | Liaison covalente : partage d’électrons entre 2 atomes

Answer 33

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.

Answer 34

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

Answer 35

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.

Answer 36

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.

Answer 37

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.

Answer 38

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.

Answer 39

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

Answer 40

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.

Answer 41

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.

Answer 42

Acide nitreux

Answer 43

Acide nitrique

Answer 44

Acide hypochloreux

Answer 45

Acide chloreux

Answer 46

Acide chlorique

Answer 47

acide perchlorique

Answer 48

acide periodique

Answer 49

acide permanganique

Answer 50

acide carbonique

Answer 51

acide oxalique

Answer 52

acide sulfureux

Answer 53

acide sulfurique

Answer 54

acide borique

Answer 55

acide phosphorique

Answer 56

On ne met pas de (chiffres romains) ou de eux-ique | Nom systématique = nom traditionnel

Answer 57

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

Answer 58

Nom systématique = hydrogéno… | Nom traditionnel = on remplace hydrogéno par bi

Answer 59

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.

Answer 60

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

Answer 61

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

Answer 62

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

Answer 63

4 liaisons simples | 4 liens σ

Answer 64

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

Answer 65

``` 1 liaison triple 1 liaison simple ou 2 liaisons doubles 2 liens σ et 2 liens π ```

Answer 66

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.

Answer 67

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.

Answer 68

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

Answer 69

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.

Answer 70

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

Answer 71

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.

Answer 72

Souvent présente dans les composés avec S, P, halogènes | Souvent présente dans les oxacides (acides avec O)

Answer 73

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.

Answer 74

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.

Answer 75

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.

Answer 76

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.

Answer 77

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

Answer 78

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.

Answer 79

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.

Answer 80

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.

Answer 81

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.

Answer 82

Géométrie linéaire Angle théo: 180 Angle exp: 180

Answer 83

Géométrie triangulaire plane Angle théo: 120 Angle exp: 120

Answer 84

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

Answer 85

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

Answer 86

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

Answer 87

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.

Answer 88

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

Answer 89

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

Answer 90

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

Answer 91

``` 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. ```

Answer 92

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

Answer 93

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.

Answer 94

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

Answer 95

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).

Answer 96

On conserve le cycle et on adapte l'écriture.

Answer 97

CHO COOH CONH2

Answer 98

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.

Answer 99

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

Answer 100

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.

Answer 101

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.

Answer 102

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).

Answer 103

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

Answer 104

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).

Answer 105

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

Answer 106

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

Answer 107

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

Answer 108

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

Answer 109

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

Answer 110

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.

Answer 111

``` 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) ``` 2. Ponts H

Answer 112

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

Answer 113

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

Answer 114

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

Answer 115

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.

Answer 116

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 ↑

Answer 117

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.

Answer 118

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.

Answer 119

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.

Answer 120

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

Answer 121

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.

Answer 122

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

Answer 123

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

Answer 124

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

Answer 125

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.

Answer 126

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)

Answer 127

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.

Answer 128

Passage d'une substance solide à l'état liquide. | Tf dépend des forces intermoléculaires (plus forces sont élevées, plus Tf ↑)

Answer 129

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.

Answer 130

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

Answer 131

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.

Answer 132

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

Answer 133

Forces d’adhésion > forces de cohésion | affinité du liquide pour la paroi

Answer 134

Forces d’adhésion < forces de cohésion | pas d’affinité du liquide pour la paroi

Answer 135

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.