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Science > Univers matériel : Chapitre 2 > Flashcards

Univers matériel : Chapitre 2 Flashcards

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Biology 101 flashcards
1
Q

Substance pure, élément, composé, molécule

A

Substance pure : particules identiques, éléments ou composés

Élément :
- substance pure contenant 1 sorte d’atome
- non-décomposable
- molécule ou atome
- ex. H, H2

Composé :
- substance pure décomposable
- molécules toutes identiques
- au moins 2 sortes atomes (CaCo, CO2)

Molécule :
- regroupement au moins 2 atomes identiques ou différents liés chimiquement

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Q

Stabilité chimique

A

Tout atome cherche stabilité chimique → couche périphérique saturée (gaz inertes)
⇒ atome gagner ou perdre électrons

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Q

Ions

A

Ion :
- atome avec charge électrique suite à perte ou gain d’électron(s)
- Formation ion, NB protons change jamais
- perd électrons = ions positif → cation
- gagne électrons = ions négatifs → anion
- métaux tendance perdre électrons (cation)
- non-métaux tendance gagner électrons (anion)
- 4e famille exception → gagne/perd car 4 électrons valence, dépend électronégativité
- gaz inertes pas d’ions car 8 électrons valence, ni perdre, ni gagner

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Q

Exemples :

A

Magnésium : 2 électrons valence → + facile perdre 2 électrons que gagner 6 électrons
→ 2-
Magnésium :
12 protons → 12+ protons
12 électrons → 10-électrons
______________
2+
Ions positif : Mg2+

Fluor : 7 électrons valence → +facile gagner 1 électron que perdre 7 électrons
→ 1+
Fluor :
9 protons → 9+ protons
9 électrons → 10-
______________
1-
Ions négatifs : F- avec 1 couche électronique de plus

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5
Q

Ions positifs

A
  • perte d’électron(s)
  • NB électrons < NB protons
  • charge positif
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6
Q

Ions négatifs :

A
  • gain d’électron(s)
  • NB électrons > NB protons
  • charge négatif
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7
Q

Ions polyatomiques

A
  • groupe 2+ atome chimiquement liés portant charge électrique causé par surplus/déficit électrons
  • Ions à apprendre par coeur :
    Hydronium
    Ammonium
    Hydroxyle
    Nitrate
    Nitrite
    Hydrogénocarbonate (bicarbonate)
    Sulfate
    Sulfite
    Phosphate
    Carbonate
    Acétate
    Chlorate
    Chromate
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8
Q

Liaisons chimiques

A
  • union de 2 atomes
  • partage ou transfert d’électrons
  • permet aux atomes être plus stables en obtenant même configuration électronique que gaz inertes → respecte règle de l’octet (8 électrons valence) ou du duet (2 électrons valence comme hélium ex. lithium)
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9
Q

Liaisons ioniques

A
  • transfert d’électrons d’un atome à couche périphérique presque vide vers atome à couche périphérique presque pleine
  • généralement métal à non-métal (NaCl)
  • possible entre ion polyatomique et ion (chlorure d’ammonium) NH4Cl-
  • puisque atome a propre électronégativité + différence d’électronégativité entre métal et non-métal dans liaison ionique élevée → électrons de valence pas répartis également entre les 2 atomes mais plutôt attirés par atome + électronégatif
  • formation d’ions
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10
Q

Formation d’une liaison ionique

A

1- Avant : couche périphérique des atomes incomplètes, électrons célibataires sans pair
2- Formation : électron célibataire du métal est transféré au non-métal pour former des pairs
3- Après : 1 cation + 1 anion de former, 2 ions liés par forces électrostatiques dues à leur charge

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11
Q

Liaison covalente

A
  • partage des électrons des non-métaux
  • partage = doublet électronique
  • double/triple liaison covalente OU deux/trois doublets électroniques
  • non-métal à non-métal
  • différence d’électronégativité entre atomes faible à moyenne
  • pas de formation d’ions
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12
Q

Formation liaison covalente

A

1- Avant : couche périphérique des atomes incomplètes, électrons célibataires sans pair
2- Formation : électrons célibataires s’associent pour former paire d’électrons
3- Après : atomes liés, partagent des électrons → remplir couche périphérique

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13
Q

Modèle atomique liaison covalente

A

Rutherford-Borh :
1- Avant : dessiner le MA R-B de chaque atome
2- Pendant : faire une flèche des électrons célibataires au milieu vide des 2 atomes
3- Après : représenter la paire d’électrons touchant chacune des couches périphériques des 2 atomes et entourer la paire

Lewis :
1- Avant : dessiner MA Lewis de chaque atome
2- Pendant : faire une flèche des électrons célibataires au milieu vide des 2 atomes
3- Après : entourer la paire d’électrons

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14
Q

Liaisons covalentes polaires

A

partage paire d’électrons pas toujours équitable entre atomes → certains attirent paires + que d’autres → polarité électrique (1 atome + et 1 atome -) → charges qu’une partie de la charge complète

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15
Q

Liaison chimique : Métalloïde, hydrogène, gaz inerte

A

Métalloïde → exception → peuvent effectuer les 2 types de liaison
Hydrogène : +1 ou -1 électrons
Gaz inertes : aucune tendance à perdre ou gagner électrons car couche périphérique saturée, pas d’ions

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16
Q

Formation des ions polyatomiques

A

1- Trouver les ions de chaque atome
2- Regarder comment former une ions polyatomique neutre
Ex :
Aluminium + Oxygène
Al3+
O2-
2 x 3+ + 3 x 2-
6+ + 6-
=0 (neutre)
Donc, molécule : Al2O3

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17
Q

Règle d’écriture

A

Molécules binaires (2 éléments différents) :
1- trouver symbole chimique de chaque éléments ou ions polyatomiques de molécule
2- Écrire métal avant non-métal, sinon : B, Ge, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F
3- Ajouter indices pour le nombre d’atomes afin de rendre molécule neutre
[Pratique]

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18
Q

Règles de nomenclature

A

1- Nommer le 2e élément selon sa forme modifiée (ion polyatomique)
2- Ajouter de
3- Nommer le premier élément
4- Ajouter des préfixes au besoin pour préciser le nombre de chaque atome ou ion polyatomique

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19
Q

Préfixe de nombre

A

1 mono
2 di
3 tri
4 tétra
5 penta
6 hexa
7 hepta
8 octa
9 nona
10 déca

CO = monoxyde de carbone
CO2 = dioxyde de carbone

20
Q

Nom pour le 2e élément

A

Br (Brome) = bromure
C (carbone) = carbure
Cl (chlore) = Chlorure
F (fluor) = fluorure
H (hydrogène) = hydrure
I (iode) = iodure
N (azote) = nitrure
O (oxygène) = oxyde
P (phosphore) = phosphure
S (soufre) = sulfure

21
Q

Nom des ions et composés

A

Noms des ions polyatomiques
Acétate : (CH3COO)-
Carbonate : (CO3)2-
Bicarbonate : (HCO3)-
Hypochlorite : (ClO)-
Chlorite : (ClO2)-
Chlorate : (ClO3)-
Perchlorate : (ClO4)-
Chromate : (CrO4)2-
Cyanure : (CN)-
Ammonium : (NH4)+
Nitrite : (NO2)-
Nitrate : (NO3)-
Hydroxyde : (OH)-
Phosphate : (PO4)3-
Sulfite : (SO3)2-
Sulfate : (SO4)2-

Nomenclature de composé
Méthane : CH4
Propane : C3H8
Butane : C4H10
Acide acétique : CH3COOH
Glucose : C6H12O6
Ammoniac : NH3

22
Q

Solution et solution aqueuse

A

Solution = mélange homogène → pas observer substances qui le composent même au microscope → soluté dissout dans le solvant

Solution aqueuse : solution où solvant est eau → sa polarité qui peut dissoudre autant de substances, eau dissout bien liaison ionique et molécule avec polarité (sucre) mais pas les molécules non polaires (huile) → peu ou pas soluble dans eau

23
Q

Solubilité et concentration

A

Solubilité : quantité maximale de soluté pouvant être dissout dans un certain volume de solvant

Concentration : quantité de soluté dissous par rapport à la quantité de solution

24
Q

Concentration massique :

A

C = m/V
m = masse (g)
V = volume (L)
C = concentration (g/L)

25
Q

Concentration en pourcentage :

A

1% m/V = 1g/100mL
1% V/V = 1mL/100mL
1% m/m = 1g/100g

26
Q

Concentration en ppm :

A
  • ppm= parties par million
  • très peu de soluté dans solution
  • NB parties de soluté dissous dans 1 million de parties de solution
    1 ppm = 1g/1 000 000 g = 1mg/1kg
    Solution aqueuse :
    1 ppm = 1g/1000L = 1 mg/1L = 0,001 g/L
27
Q

Concentration molaire :

A
  • NB moles de soluté dissous dans 1 L de solution
  • Symbole [Élément] = x mol/L
  • conversion de la masse en mole
    C = n/V
    n = Nb mole (mol)
    V = volume (L)
    C = concentration (mol/L)
28
Q

Modifier la concentration d’une solution

A

Dilution : ajout de solvant dans une solution → concentration diminue
Dissolution : ajout de soluté dans une solution → concentration augmente
Évaporation : retrait du solvant dans une solution → concentration augmente

29
Q

Conductibilité électrique et électrolytes

A

Conductibilité électrique : capacité d’une solution de permettre le passage du courant électrique
- Présence de charges électriques (ions)
- mobilité des charges
- orientation du mouvement des charges

Électrolyte : substance qui, dissoute dans l’eau, permet le passage du courant électrique (substance électrolytique) → piles

Non-électrolyte : ne permettent pas le passage du courant électrique (gaz toujours non-électrolyte, pas de dissociation électrolytique)

30
Q

Dissociation électrolytique

A

Dissociation électrolytique : séparation d’une substance dissoute en 2 ions de charges opposées → transformation physique → change pas nature du soluté
Ex : NaCl → Na+ et Cl-
réactifs → produits
Équation de la dissociation électrolytique :
NaCl(s) + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq)
*indice en ( ) = état physique des substances
(s) = solide
(aq) = substance obtenues sont dans solution aqueuse
*liaisons covalentes = pas de dissociation électrolytique car pas de création d’ions

31
Q

Dissociation électrolytique d’un non-électrolyte :

A
  • produit pas d’ions
    Ex : C12H22O11(s) + H2O = C12H22O11(aq)
32
Q

Formation du courant électrique :

A
  • ions formés qui permettent courant électrique
  • quand mettre électrode dans substance électrolytique
    → ion + (cation) vont vers borne - (cathode)
    → ions - (anion) vont vers borne + (anode)
    ⇒ mouvement des ions qui permet courant électrique de circuler
33
Q

Expérience électrolyte ?

A

1- dissolution dans eau
2- placer 2 électrodes dans solution
3- relier les électrodes à source de tension +ampoule
→ ampoule allumée ou non
⇒ dissolution permet passage du courant électrique + ampoule s’allume avec brillance
⇒ dissolution permet passage du courant électrique + ampoule s’allume faiblement
⇒ dissolution ne permet pas passage du courant électrique + ampoule éteinte

34
Q

Dissolution permet passage du courant électrique + ampoule s’allume avec brillance

A

→ électrolyte fort → pratiquement toutes les molécules de soluté ont effectué la dissociation électrolytique
Ex : NaCl(s) + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq)
Avant : 100 molécules -
Après : 0 molécules 100 ions + 100 ions -
→ taux de dissociation électrolytique 100%

35
Q

Dissolution permet passage du courant électrique + ampoule s’allume faiblement

A

→ électrolyte faible → 1 partie des molécules effectuent la dissociation électrolytique → les autres demeurent molécules neutres
Ex : HF(aq) + H2O → H+(aq) + F-(aq)
Avant : 100 molécules
Après : 92 molécules 8 ions + 8 ions-
→ taux de dissociation électrolytique 8%

36
Q

Dissolution ne permet pas passage du courant électrique + ampoule éteinte

A

→ dissolution d’un non-électrolyte → produit aucun ion
Ex : C12H22O11(s) + H2O → C12H22O11(aq)
Avant : 100 molécules
Après : 100 molécules
→ taux de dissociation électrolytique 0%

37
Q

Force d’un électrolyte :

A
  • taux de dissociation électrolytique
    • taux élevé, + électrolyte fort
  • uniquement mesuré par taux de dissociation électrolytique et NON à concentration
    → possible électrolyte fort très dilué conduise moins bien que électrolyte faible très concentré
38
Q

Types d’électrolytes
Acides :

A
  • papier tournesol rouge
  • libèrent ions H+ et non-métal dans solution aqueuse
  • exception : CH3COOH (vinaigre)
  • ex :
    acide chlorhydrique : HCl(g) + H2O → H+(aq) + Cl-(aq)
    acide sulfurique : H2SO4(l) + H2O → 2H+(aq) + (SO4)2-(aq)
    acide acétique : CH3COOH(l) + H2O → H+(aq) + CH3COO-(aq)
  • jus de fruits, boissons gazeuses, suc gastrique de estomac → goût aigre
    H+ et
  • non-métal
  • ions polyatomiques
39
Q

Types d’électrolytes
Bases :

A
  • papier tournesol bleu
  • libèrent ions métal et OH- dans solution aqueuse
  • ex :
    hydroxyde de sodium : NaOH(s) + H2O → Na+(aq) + OH-(aq)
    dihydroxyde de magnésium : Mg(OH)2(s) + H2O → Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
    hydroxyde d’ammonium : NH4OH(l) + H2O → NH4+(aq) + OH-(aq)
  • exception : ammoniac : NH3 + H2O → (NH4)+ + OH-
  • produits de nettoyage, certains médicaments contre brûlure d’estomac, sang, eau de mer → goût amer
    → semblent glissante car réagissent avec huiles qui lubrifiant la peau en formant un sorte de savon
  • Métal
  • NH4+
    avec OH-
40
Q

Types d’électrolyte
Sels

A
  • rehausser goût nourriture
  • métal + non-métal (autres que H+ et OH-)
  • ex :
    chlorure de sodium : NaCl(s) + H2O → Na+(aq) + Cl-(aq)
    nitrate d’argent : AgNO3(s) + H2O → Ag+(aq) + (NO3)-(aq)
    dichlorure de calcium : Cacl2(s) + H2O → Ca2+(aq) + 2Cl-(aq)
  • pas tous les sels facilement solubles dans eau, comme carbonate de calcium (CaCO3)
  • papier tournesol violet, neutre
  • utile santé humaine → minéraux Mg2+ ou Ca2+

Métal avec
- non-métal
- ions polyatomiques

NH4+ avec
- non-métal
- ions polyatomiques

41
Q

Écriture d”une équation de dissociation électrolytique

A

1- Écrire les réactifs
2- Écrire du côté des produits les éléments séparés
3- Déterminer les charges les plus probables (ions)
4- Balancer les produits pour les rendre neutre (indices des réactifs deviennent coefficients dans produits)
5- Vérifier la somme des charges des ions est négative

42
Q

Relation entre le pH et la conductibilité électrique

A

pH influence la conductibilité électrique :
+ pH→ - conductible en électricité

43
Q

pH

A
  • propriétés permettant de distinguer solutions acides, basiques et neutres
  • méthode : indicateur universel, papier pH/papier de tournesol, appareil de mesure : pH-mètre, choux rouge, thé, phénolphtaléine, bleu de bromothymol
44
Q

Échelle de pH

A

Échelle
- échelle 0-14 → acidité ou basicité
pH < 7, la solution est acide;
pH = 7, la solution est neutre;
pH > 7, la solution est basique.
- échelle logarithmique → différence 1 unité = 10x + acide
- ex : pH 3 → 10x + acide → pH 4
- ex : pH 9 → 100x- basique → pH 11

45
Q

Explication scientifique pH

A
  • indication concentration ions H+ dans solution
    1,0 g/mol = 1 x 10 à la 0 → pH 0
    0,1 g/mol = 1 x 10 à la -1 → pH 1
    0,01 g/mol = 1 x 10 à la -2 → pH 2
    0,001 g/mol = 1 x 10 à la -3 → pH 3
  • ex : pH - 10x + concentré que pH 1

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