chapitre 1 - rappel de chimie générale Flashcards
Décrire les particularités de chacun :
- protons
- neutrons
- électrons
protons :
- numéro atomique
neutrons :
- masse atomique - numéro atomique
électrons :
- distribution en couches autour du noyau
- même nombre que les protons
- occupent une région autour du noyau de formes et densités variables nommées orbitales atomiques
- puisqu’ils sont à l’extérieur du noyau, ils sont mobiles donc responsables de la réactivité des éléments chimiques
distribution des électrons dans les orbitales atomiques
- Quel est l’ordre de remplissage?
- Quelles informations peut-on déterminer à l’aide de la configuration électronique?
- en ordre d’énergie
- les électrons de valence, périphérique ou externes (ceux du dernier niveau = le plus élevé)
- les électrons internes (tous ceux des autres niveaux)
- les électrons célibataires ou les doublets libres (ceux qui sont seuls dans une case électronique)
À quoi correspond les électrons de valence chez les métaux et les métaux de transitions ?
Chez les métaux : électrons du dernier niveau ou numéro de la famille
Chez les métaux de transition : le degré d’oxydation le plus élevé
Pourquoi utilise-t-on l’écriture simplifié de la configuration électronique à l’aide de la notation de Lewis?
car les électrons de valence y sont représentés
Quelles sont les étapes pour la formation d’un liaison d’un atome?
- respecter la règle du doublet et de l’octet = répartition des électrons plus uniforme (augmente la stabilité)
- transforme les orbitales atomiques en orbitales moléculaires = hybridation (augmente la symétrie moléculaire)
- ionise les atomes/le composé (gain ou perte d’électrons = charge formelle) (dans le but d’augmenter la stabilité)
Qu’est-ce que la charge formelle? et comment la détermine-t-on?
charge formelle :
à la suite d’un gain ou d’une perte d’électrons
formule :
nombre d’électrons de valence - le nombre d’électrons réels
Décrire chaque type de liaisons (3).
Liaison ionique = transfert d’électrons
- différence d’électronégativité : supérieure à 1.7
Liaison covalente polaire = partage inégal des électrons
- différence d’électronégativité : entre 0.4 et 1.7
Liaison covalente non polaire = partage égal des électrons
- différence d’électronégativité : inférieure à 0.4
Quels liens sont considérés comme covalents non polaire et pourquoi?
Lien C-C
Lien C-H
car leur différence d’électronégativité est nulle ou faible
Pourquoi fait-on l’hybridation?
Décrire chaque type d’hybridation.
Pour augmenter la stabilité
sp3 = 4 voisins = 109.5 degré = lien simple
sp2 = 3 voisins = 120 degré = lien double
sp = 2 voisins = 180 degré = lien triple
La polarité des molécules
- À partir de combien de carbone, le composé devient-il plutôt non polaire?
- Quelles sont les étapes pour déterminer la polarité d’une molécule?
- À partir de 3 carbones
- fait la structure de Lewis + structure 3D
- vérifie la présence de liaisons polaires ou non
- vérifie l’addition des vecteurs (s’il y a un vecteur résultant = polaire, si non = non polaire)
Avec quel composé est-il impossible de déterminer sa polarité et pourquoi?
Un composé ionique, car il est déjà complètement chargé
Vrai ou Faux. Les forces intermoléculaires sont des forces plus faibles que les forces intramoléculaires?
Vrai
Décrire les forces de dispersion de London (FDL)
- présentes dans toutes les molécules
- déplacement aléatoire des électrons
- plus la molécule est grosse, les FDL sont fortes (regarde masse molaire)
- plus la molécule est longue ou étendue, plus les FDL sont fortes
- plus il y a de ramifications, plus les FDL sont faibles
Décrire les forces dipôle-dipôle (DD)
- présente dans toutes le molécules polaires
- interaction entre la charge partielle positive et la charge partielle négative
Décrire les liaisons hydrogènes (LH)
- Ponts H (F, O, N)
- liaison entre les doublets libres d’un atome fortement électronégatif et un hydrogène lié à un petit atome fortement électronégatif
H-N. H-O. H-F
