Chapitre 1. Flashcards
(11 cards)
from moles to molecules and vise versa
moles to molecules: multiply by 6.02*10^-23
molecules to moles: divide by 6.02*10^-23
Electron domain geometry of molecules with two electron domains + moleclar geo + angle
linear
-180 degrees
Ex. CO2
Electron domain geometry with three electron domains
trigonal planer
No lone pair= trigonal planar, 120 degrees
lone pair= bent, little less than 120
Electron domain geometry with four electron domains
tetrahedral
no lone pairs = tetrahedral, 109.5 degrees
one lone pair= trigonal pyramidal, 107.8 degrees
two lone pair= bent, 104.5
how do you calculate the bond order?
divide the sum of the individual bond orders by the number of bonding groups.
Ex: bond order of CO3 2–.
The carbonate ion is composed of two single bonds and one double bond. The sum of the individual bond orders is 1+1+2 = 4. There are 3 bonding groups in the ion (two single bonds and one double bond), therefore, the bond order is:
4/3 =1.33
how do you calculate the bond length?
enthalpy?
enthalpy is the measure of the overall energy of a system: delta Hrxn in kJ/mol |exothermic -> releases energy, endothermic -> absorbs energy |
Si
deltaH0rxn est négatif, alors les produits seront plus stables que les réactifs et la réaction est favorable
products minus reactants
enthrophy?
measure of the disorder of a system: deltaSrxn in J/K
the more the system is in disorder the bigger deltaS is.
product minus reactants
the deltaS of formation of elements in their standard state is not equal to zero.
the enthropy of a gas where the molecules are free to move is big whereas the enthropy of a crystal or solid is weak.
systèmes hétérogènes (plusieurs phases) ont une entropie plus faible que les systèmes homogènes (une seule phase).
Ex. Un litre de solution de NaCl (1 M) et un litre de NaCl (0,1 M) séparés (un système hétérogène) ont une entropie moins grande que s’ils sont mélangés pour donner 2 litres de 0,55 M (un système homogène)
Si le nombre de particules (stoichiometric coefficients) augmente lors d’une réaction chimique, l’entropie augmente, car ceci correspond à une augmentation du désordre
pour l’entropie de n’importe quelle substance lorsque qu’elle est sous forme de cristal parfait quand T -> 0 alors S -> 0.
si deltaS0 rxn est positif, le processus est favorisé par la deuxième loi de la thermodynamique
free energy? Gibbs?
G = H − TS où :
G = énergie libre en kJ/mol
H = enthalpie
T = température
S = entropie en J/Kelvin
attn. aux unités
le changement d’énergie libre, à une température constante:
Grxn = Hrxn — TSrxn
Si G est négatif, l’énergie est libérée ; si G est positif, l’énergie doit être fournie (G est alors l’énergie minimum qu’il faut fournir).
un système cherchera à atteindre un état où l’énergie libre G est un minimum (thermodynamiquement stable).
Si une réaction chimique (ou un autre
processus) a un Grxn < 0, l’énergie libre diminue lors de la réaction et le système devient ainsi plus stable, la réaction s’arrête lorsque le Grxn = 0. La réaction est alors dite thermodynamiquement favorable (ou spontanée).
Grxn < 0 : réaction spontanée, exergonique, elle aura lieu avec libération d’énergie.
Grxn > 0 : réaction non spontanée, endergonique, elle aura lieu seulement si de l’énergie
est fournie.
Grxn = 0 : les réactifs et les produits sont à l’équilibre thermodynamique.
konstante d’équilibre et deltaG
konstante d’équilibre:
K= [A][B]/[C][D]
combiné ca avec delta G:
G0rxn = − RT lnK
1) Gorxn < 0 ; K > 1 ; d’où : [C][D] > [A][B]
2) Gorxn = 0 ; K = 1 ; d’où : [C][D] = [A][B]
3) Gorxn > 0 ; K < 1 ; d’où : [C][D] < [A][B]
principe de le Chatelier
Si on augmente la température : la réaction se déplacera dans le sens pour lequel H0 rxn est positif
Si on augmente la [réactifs] : l’équilibre se déplace vers la droite; diminuant [réactifs] et augmentant [produits]
si on augmente la pression, la rxn va favorisé le côte avec le moins de particules de gases.
