Univers matériel : Chapitre 2 Flashcards
Substance pure, élément, composé, molécule
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
Stabilité chimique
Tout atome cherche stabilité chimique → couche périphérique saturée (gaz inertes)
⇒ atome gagner ou perdre électrons
Ions
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
Exemples :
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
Ions positifs
- perte d’électron(s)
- NB électrons < NB protons
- charge positif
Ions négatifs :
- gain d’électron(s)
- NB électrons > NB protons
- charge négatif
Ions polyatomiques
- 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
Liaisons chimiques
- 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)
Liaisons ioniques
- 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
Formation d’une liaison ionique
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
Liaison covalente
- 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
Formation liaison covalente
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
Modèle atomique liaison covalente
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
Liaisons covalentes polaires
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
Liaison chimique : Métalloïde, hydrogène, gaz inerte
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
Formation des ions polyatomiques
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
Règle d’écriture
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]
Règles de nomenclature
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
Préfixe de nombre
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
Nom pour le 2e élément
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
Nom des ions et composés
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
Solution et solution aqueuse
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
Solubilité et concentration
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
Concentration massique :
C = m/V
m = masse (g)
V = volume (L)
C = concentration (g/L)
Concentration en pourcentage :
1% m/V = 1g/100mL
1% V/V = 1mL/100mL
1% m/m = 1g/100g
Concentration en ppm :
- 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
Concentration molaire :
- 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)
Modifier la concentration d’une solution
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
Conductibilité électrique et électrolytes
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)
Dissociation électrolytique
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
Dissociation électrolytique d’un non-électrolyte :
- produit pas d’ions
Ex : C12H22O11(s) + H2O = C12H22O11(aq)
Formation du courant électrique :
- 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
Expérience électrolyte ?
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
Dissolution permet passage du courant électrique + ampoule s’allume avec brillance
→ 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%
Dissolution permet passage du courant électrique + ampoule s’allume faiblement
→ 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%
Dissolution ne permet pas passage du courant électrique + ampoule éteinte
→ 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%
Force d’un électrolyte :
- 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
Types d’électrolytes
Acides :
- 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
Types d’électrolytes
Bases :
- 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-
Types d’électrolyte
Sels
- 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
Écriture d”une équation de dissociation électrolytique
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
Relation entre le pH et la conductibilité électrique
pH influence la conductibilité électrique :
+ pH→ - conductible en électricité
pH
- 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
Échelle de pH
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
Explication scientifique pH
- 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
