Structure et propriété

Question 1

Définition du spectre continu

Answer 1

spectre qui inclut toutes les longueurs d’ondes de la région visible

Question 2

Définition du spectre de raies

Answer 2

ensemble de raies de lumières distinctes de différentes couleurs, émises par les atomes d’un élément particulier alors qu’ils perdent de l’énergie d’excitation (unique pour chaque élément)

Question 3

Les raies du spectre d’émission sont plus rapprochées où?

Answer 3

à haute fréquence / à haute énergie.

Question 4

C’est quoi le phénomène de la convergence des raies

Answer 4

lorsque les raies du spectre d’émission sont plus rapprochées à haute fréquence / à haute énergie.

Question 5

Definiton Quantum

Answer 5

quantité spécifique d’énergie absorbée ou émise par
un électron.

Question 6

Definition Orbitale

Answer 6

-région qui définit la probabilité de trouver les électrons d’un atome
-définit aussi l’énergie des électrons

Question 7

La taille, la forme et l’orientation d’une orbitale sont reliés à trois nombres quantiques :

Answer 7

n, l, ml

Question 8

Le quatrième nombre quantique, ms, détermine quoi?

Answer 8

le sens dans lequel tourne un électron

Question 9

n
Quel nombre quantique, décrit quoi…

Answer 9

1er nombre quantique (nombre quantique principale)
-décrit la taille de l’orbitale et son niveau d’énergie
-n = 1, 2, 3, … ∞ mais jamais 0 (nombre entier positif)
-plus n est élevé, plus l’énergie de l’orbitale est élevée
-le nombre maximal d’électrons dans un niveau d’énergie = 2n2

Question 10

l
Quel nombre quantique, décrit quoi…

Answer 10

2e nombre quantique
-décrit la forme de l’orbitale
-sous-niveau de l’orbitale
-l = 0, 1, 2, …, (n-1)
-au lieu d’utiliser les nombres, on utilise un système de lettres pour désigner chaque sous-niveau :
0 → s (sharp)
1 → p (principal)
2 → d (diffuse)
3 → f (fundamental)
4 → g …
-On nomme une orbitale en précisant son niveau (n) et son sous-niveau (l)
ex : Le seul sous-niveau du niveau 1 est appelé 1s.
Les sous-niveaux du niveau 2 sont 2s et 2p.
Les sous-niveaux du niveau 3 sont 3s, 3p et 3d.

Question 11

ml
Quel nombre quantique, décrit quoi…

Answer 11

-décrit l’orientation spatiale de l’orbitale
-valeurs permises pour ml sont les nombres de –l à +l incluant 0
-ex:pour l’orbitale s (l=0), ml a une seule valeur : 0
pour l’orbitale p (l=1), ml a 3 valeurs possibles : -1, 0 ou 1
pour l’orbitale d (l=2), ml a 5 valeurs possibles: -2, -1, 0, 1ou 2

Question 12

ms
Quel nombre quantique, décrit quoi…

Answer 12

4e nombre quantique
-spin de l’électron (il tourne sur son axe à l’intérieur de
l’orbitale)
-les deux électrons dans un orbitale possèdent un spin opposé l’un de l’autre
-valeurs possibles pour ms: +½ ou – ½

Question 13

Principe d’exclusion de Pauli :

Answer 13

-Une combinaison de n, l, ml et ms caractérise chaque électron de tout atome qui en possède plusieurs.
-L’orbitale ne peut loger que deux électrons au maximum et seulement si leur spin est différent.

Question 14

Configuration électronique

Answer 14

-c’est une notation condensée des électrons d’un atome
-elle indique le nombre d’e- et leur disposition dans les orbitales de l’atome
-elle représente les e- à l’état fondamental

Question 15

Principe d’Aufbau (construction)

Answer 15

En écrivant la configuration électronique ou en traçant le diagramme d’orbitale pour un atome, on construit la structure électronique en ajoutant un électron au niveau d’énergie le plus bas possible avant de passer au prochain.

Question 16

Comment dessiner un diagramme d’orbitales

Answer 16

-Placer les e- dans les carrés en ordre croissant de niveau d’énergie.
-Remplir chaque ensemble d’orbitales du même niveau avant de passer aux séries d’orbitales suivantes.
-Dans un même sous-niveau d’énergie, placer un e- dans chaque orbitale avant de former des paires.
-Le premier e- d’une paire a un spin positif (flèche vers le haut) et le deuxième a un spin négatif (flèche vers le bas).

Question 17

Quelles sont les Tendances dans les configurations électroniques

Answer 17

Il y une tendance dans la terminaison de la configuration électronique des éléments du tableau périodique.

Question 17

Règle de Hund

Answer 17

Lorsqu’on ajoute des e- à des orbitales du même sous-niveau d’énergie, on doit placer un électron dans chaque orbitale avant de former des paires.

Question 18

Exception à la règle de Aufbau

Answer 18

chrome et cuivre

Question 18

Les tendances périodiques (2)

Answer 18

Tendances dans les configurations électroniques
Tendances dans les propriétés des éléments

Question 19

Quelles sont les Tendances dans les propriétés des éléments

Answer 19

1 énergie d’ionisation
2 affinité électronique
3 électronégativité
4 dimension des atomes
5 température de fusion

Question 19

Énergie d’ionisation
Def
tendences

Answer 19

►énergie minimale requise pour extraire un électron d’un atome de gaz à l’état fondamental

Dans le tableau périodique :
▪elle augmente de gauche à droite.
▪elle diminue de haut en bas.
Énergie de première ionisation = énergie pour extraire le 1er électron
Énergie de deuxième ionisation = énergie pour extraire le 2e électron
E1<E2 <E3 …

Question 20

Affinité électronique
Def
tendances

Answer 20

►énergie libérée, en phase gazeuse, par l’ajout d’un électron à un atome neutre
Ex. : F + e- → F- + énergie
Dans le tableau périodique où l’AE est exprimée en kJ/mol (avec exceptions et variations):
▪la valeur absolue augmente de gauche à droite (sauf pour les gaz rares qui ont une faible affinité électronique).
▪la valeur absolue diminue de haut en bas.

Question 21

Électronégativité
def
tendances

Answer 21

►force d’attraction d’un atome à l’égard des électrons d’un autre atome
►tendance à acquérir un électron supplémentaire

Dans le tableau périodique :
▪elle augmente de gauche à droite.
▪elle diminue de haut en bas.

Question 22

Dimension des atomes
Def
Tendances

Answer 22

►rayon atomique

Dans le tableau périodique
▪elle diminue de gauche à droite.
▪elle augmente de haut en bas.

À mesure que le nombre d’électrons sur la couche de valence augmente, l’attraction entre le noyau et les électrons de valence augmente ce qui fait diminuer le rayon atomique.

Question 23

Températures de fusion (T° à laquelle le solide devient liquide)

Answer 23

Groupe 1 (métaux alcalins) : diminue de haut en bas
Les liaisons métalliques deviennent plus faibles entre les noyaux positifs et les électrons délocalisés dû à la taille des atomes qui augmente. Moins d’énergie est requise pour briser ces liaisons.

Groupe 17 (halogènes) : augmente de haut en bas
À mesure que la taille des atomes augmente, il y a une plus grande surface de contact entre les molécules. Les forces de dispersion (forces de London) deviennent alors plus importantes. Une plus grande énergie est donc requise pour séparer les molécules.

Question 24

Voici les forces qui retiennent des atomes à l’intérieur des molécules.

Answer 24

Liaison ionique
Liaison covalente (polaire et non-polaire)
Liaison métallique

Question 25

Les liaisons ioniques

Answer 25

Ion = atome qui a cédé ou a gagné un ou plusieurs électrons

Les métaux forment des cations (positifs)
Les non-métaux forment des anions (négatifs)
Les ions polyatomiques sont des ions constitués d’un groupe d’atomes portant une charge (ex : ammonium, NH4+, carbonate CO32-)

Question 26

Les propriétés des composés ioniques :

Answer 26

-solides, durs et cristallins
-températures de fusion et d’ébullition sont relativement élevée
-ne conduisent pas l’électricité, ni la chaleur
-peu de mouvement dans les cristaux
-au lieu de briser comme le verre, les cristaux se clivent le long d’un plan
-en solution aqueuse, ils forment des électrolytes forts (conduisent l’électricité)

Question 27

Les liaisons covalentes

Answer 27

Les atomes d’un composé covalent partagent un doublet d’électrons pour compléter leur couche de valence.

Question 28

La règle de l’octet :

Answer 28

Un atome (autre que l’hydrogène et les gaz rares) tend à former des liaisons jusqu’à ce qu’il soit entouré de huit électrons.
Il atteint donc la configuration stable d’un gaz rare.
(S’applique pour les 20 premiers éléments)

Question 29

Propriétés des composés covalents

Answer 29

-solides mous, des liquides ou des gaz à la température ambiante
-ils ont des points de fusion et d’ébullition très bas
-ils sont de pauvres conducteurs électriques, même en solution
-ils sont insolubles dans l’eau s’ils sont non-polaires (les composés covalents polaires sont solubles dans l’eau)

Question 30

Liaison σ

Answer 30

recouvrement axiale de deux orbitales

Question 31

Liaison π

Answer 31

recouvrement latérale de deux orbitales

Question 32

Orbitale hybride:

Answer 32

orbitale formée par la combinaison de 2 ou + orbitales dans la couche de valence
Les orbitales hybrides portent le nom des orbitales qui se sont combinées.
ex: sp3, sp2, sp

Question 33

équation de l’orbitale hybride:

Answer 33

d’orbitales hybrides formées =
# d’orbitales atomiques combinées

(ex: sp3 possède 4 orbitales hybrides, sp en possède 2)

Question 34

Diagramme de Lewis de molécules simples (en 2D)

Answer 34

1. Placer l’atome ayant EN la plus faible au centre. Tracer un trait entre l’atome central et les autres atomes. (H et F vont aux extrémités).
2. Déterminer le # total des e- de valence de tous les atomes de la molécule (V). Tenir compte de la charge des ions polyatomiques.
3. Déterminer le # total d’e- que chaque atome aurait si chacun avait un octet complet (sauf H, max 2), T.
4. Déterminer le # d’e- partagés qui participent aux liaisons, P = T-V. Déterminer le # de liaisons, P/2. Les liaisons doubles comptent pour 2 et triples pour 3.
5. Déterminer le # d’e- non liants, NL=V-P. Ajouter ces e- sous forme de doublets libres aux atomes pour compléter leur octet.

Question 35

Il existe des exceptions dans les diagrammes de Lewis (4)

Answer 35

Liaison covalente de coordination
Structures de résonance
Atomes centraux à niveau de valence élargi (hypervalence; à valence étendue)
L’octet incomplet du bore (B) et du béryllium (Be)

Question 36

Exeption 1 des diagrammes de Lewis: Liaison covalente de coordination

Answer 36

-une liaison covalente régulière représente un partage d’une paire d’électron provenant de chacun des deux atomes liés
-dans une liaison cov. de coordination, un atome fournit les deux électrons partagés
-ex : NH4+, CO, H3O+

Question 37

Exception 2 des diagrammes de Lewis: Structures de résonance

Answer 37

-quand il y a plus d’une position possible pour une double liaison dans une molécule
-c’est la moyenne de deux ou plusieurs structures de résonance (hybride). Les liaisons sont toutes de même longueur.
Ex : SO2

-La délocalisation implique des électrons qui sont partagés par/entre plus d’une paire dans une molécule ou un ion, au lieu d’être localisés entre une paire d’atomes.

-Une structure de résonance est l’une parmi deux ou plusieurs structures de Lewis alternatives décrivant une molécule ou un ion qui ne peuvent être entièrement décrits au moyen d’une seule structure de Lewis.

Question 38

Exception 3 des diagrammes de lewis: Atomes centraux à niveau de valence élargi (hypervalence; à valence étendue)

Answer 38

-permet plus de 4 liaisons autour d’un atome central
-plus de 8 e- dans le niveau d’énergie de valence
-ex : pentachlorure de phosphore , PCl5
-s’applique aux éléments des groupes 15 à 18, à partir de la
3e période

Question 39

La charge formelle (CF) d’un atome

Answer 39

C’est la charge qu’aurait un atome si tous les atomes dans la molécule avaient la même électronégativité.

CF = (# d’e- valence de cet atome) – (# d’e- non liants autour de cet atome + # de liaisons que fait cet atome)

La structure de Lewis dans laquelle les atomes ont des valeurs de la CF les plus proches de zéro est celle qui est privilégiée.

La somme des CF doit être égale à la charge de la molécule (ou de l’ion polyatomique).

Question 40

Les solides covalents à réseau (composés covalents géants)
Formés de quoi?

Answer 40

Ils sont formés d’éléments non-métalliques, de métalloïdes ou de composés covalents

Question 41

Propriétés des solides covalents à réseau :

Answer 41

-pas de limite à leur taille cristalline
-température de fusion varie grandement d’un solide à l’autre
-conductivité électrique varie de nulle à modérée

Question 42

Éléments allotropiques

Answer 42

-éléments qui présentent différentes structures

Ex : oxygène : O2 (air) ou O3 (ozone)
soufre : 9 formes allotropiques ; ex : amorphe (structure
non organisée), crystalline (structure organisée)
phosphore : 3 formes allotropiques ; blanc, rouge et noir
carbone : graphite, diamant, fullerène, nanotubes

Question 43

La liaison métallique

Answer 43

-la couche de valence d’un métal est moins qu’à moitié remplie
-les e- de valence sont délocalisés; ils circulent à travers le réseau des atomes métalliques
-le métal apparaît donc comme un réseau d’ions positifs (immobiles) qui baignent dans les flots mouvementés d’une mer d’électrons

Question 44

Propriétés des métaux:

Answer 44

-points de fusion et d’ébullition élevés
-conductivité électrique et thermique élevées
-ils sont malléables et ductiles
-les métaux pures sont ductiles et malléables (ne se brisent pas)
Un alliage est un mélange homogène de métaux (ou métalloïdes)
-le mélange change un peu les propriétés (ex: pour rendre un métal plus dure)

Question 45

Les forces intermoléculaires

Answer 45

Forces d’attraction et de répulsion entre les molécules ou ions dans des liquides ou des solides

Couramment appelées forces de Van der Waals

Question 46

Force dipolaire induite

Answer 46

Par un ion : l’ion très près d’une molécule non-polaire déforme la densité électronique de cette molécule
* Molécule polarisée est attirée momentanément à l’ion
* Ex : Fe2+ de l’hémoglobine et l’O2

*Par un dipôle : la charge sur une molécule polaire induit une charge sur une molécule non polaire voisine
* O2 et N2 se dissolvent avec modération dans l’eau

Question 46

Force dipôle-dipôle

Answer 46

• est l’attraction entre les extrémités de charges partielles opposées des molécules polaires
• est responsable du point d’ébullition plus élevé entre les molécules polaires qu’entre les molécules n-p de même masse atomique

Question 47

Force ion-dipôle

Answer 47

• Entre un ion et une charge partielle d’une molécule polaire
• Dissout la majorité des composés ioniques dans l’eau
  Ex : NaCl dans l’eau

Question 48

Force de London (de dispersion)

Answer 48

• Due à la vibration des paires d’e- des liaisons covalentes qui cause des distributions inégales/momentanées de charge et induit un dipôle dans une molécule voisine
• Présente entre toutes les molécules, y compris les non-polaires
• Dépend de :
• # d’e- dans la molécule (plus forte si plus d’e-)
• forme de la molécule (chaîne droite > sphère)

Question 49

Liaison hydrogène

Answer 49

• Force dipôle-dipôle très forte entre l’H d’une molécule polaire et la paire d’e- non liants sur un atome électronégatif (N, O ou F)
• 5% de la force d’une liaison covalente simple
• L’eau a des liaisons hydrogène = point d’ébullition élevé
• Explique la solubilité des composés covalents dans l’eau (ex: alcool à cause de -OH)
• Explique la faible densité de l’eau gelée (H s’alignent vers les O = hexagones très espacés)