fin d'année Flashcards
(97 cards)
1
Q
Un gaz est composé de particules en mouvement (3)
A
constant, rapide et désordonné
2
Q
les particules de gaz n’interagissent X sauf X
A
pas (ni attraction, ni répulsion), sauf lors des collisions.
3
Q
les collisions de gaz sont
A
élastiques
4
Q
définition collisions élastiques
A
aucune perte d’énergie totale.
5
Q
La température d’un gaz est proportionnelle à
A
l’énergie cinétique moyenne des particules.
6
Q
Augmentation de la température = ? (vitesse moyenne des particules.)
A
augm
7
Q
Les particules de gaz occupent ? (espace)
A
tout l’espace disponible
8
Q
le volume propre des gaz est
A
négligeable
9
Q
À pression constante, si :
Température augmente
A
les particules frappent plus fort → tendance à augmenter le volume.
10
Q
À pression constante, si :
Volume diminue
A
les collisions deviennent plus fréquentes → pression augm ↑.
11
Q
Manomètre à bout fermé :
𝑃𝑔𝑎𝑧= ?
A
h (h en mmHg ou converti)
12
Q
Manomètre à bout ouvert :
Si le mercure est plus haut du côté ouvert :
Pgaz = ?
A
Patm - h
13
Q
Manomètre à bout ouvert :
Si le mercure est plus haut du côté gaz :
A
Patm + h
14
Q
Un gaz plus léger diffuse plus X…
A
vite
15
Q
(Lois simples des gaz) Si Volume ↓, alors
A
les particules sont plus proches → plus de collisions → Pression augm ↑.
16
Q
T en p1v1=p2v est en
A
KELVIN
17
Q
(Lois simples des gaz) À température constante :
, Si T ↑
A
particules plus rapides → prennent plus d’espace → V ↑.
18
Q
(Lois simples des gaz) À volume constant , Si T ↑,
A
particules frappent plus fort → P ↑.
19
Q
TPN def
A
(Température et Pression Normales)
20
Q
TPN variables
A
0°C (273 K) et 101,3 kPa
21
Q
TAPN def
A
(Température et Pression Ambiantes Normales)
22
Q
TAPN variables
A
25°C (298 K) et 101,3 kPa (comme à TPN)
23
Q
volume molaire à TPN :
A
22,4L/mol
24
Q
volume molaire à TAPN :
A
24,5L/mol
25
(volume molaire) Si la température augmente,
les particules ont plus d’énergie cinétique → elles occupent plus de volume → volume molaire augmente
26
(volume molaire) Si la pression augmente,
les particules sont plus compressées → le volume molaire diminue.
27
Quand ? est constant
(P1V1/T1)
n
28
unités (P1V1/T1)
P en kPa, V en L, T en K.
29
unités PV=nRT
P : pression en kPa
V : volume en L
n : quantité de matière en mol
𝑅= 8,314
T : température en Kelvin
30
À une température et une pression données, 1 mole de gaz occupe :
22,4 L à TPN
24,5 L à TAPN
31
sert à quoi volume molaire gazeux
Sert à convertir n → V pour un gaz parfait.
32
si un gaz représente 40 % des moles totales, il contribue à XXX % de la pression totale.
40
33
Réaction endothermique :
absorbe de l’énergie du milieu. La température du milieu diminue.
34
Réaction endothermique exemples
photosynthèse, dissolution du nitrate d’ammonium.
35
ΔH>0 = ? type réaction
endothermique
36
ΔH<0= ? type réaction
exothermique
37
Réaction exothermique
libère de l’énergie dans le milieu. La température du milieu augmente.
38
Réaction exothermique exemples
combustion, respiration cellulaire.
39
é absorbée (bilan énergétique)
énergie nécessaire pour briser les liaisons (toujours positive)
40
é absorbée (bilan énergétique) est toujours
positive
41
é dégagée (bilan énergétique)
énergie libérée par la formation de liaisons (toujours négative)
42
é dégagée (bilan énergétique) est toujours
négative
43
Chaleur molaire
quantité de chaleur échangée par mole de substance réagissant ou produite.
44
Chaleur molaire Dissolution =
chaleur absorbée ou dégagée lors de la dissolution d’une mole d’une substance.
45
Chaleur molaire Combustion
chaleur dégagée par la combustion d’une mole de combustible.
46
Chaleur molaire Neutralisation
chaleur dégagée quand une mole d’acide réagit avec une mole de base.
47
unités Q=mcΔT
Q = quantité de chaleur (en J)
m = masse de la substance (en g)
c = capacité thermique spécifique (J/g·°C)
ΔT = variation de température (°C)
48
(Q=mcΔT) si T ↑
la substance a gagné de l’énergie (réaction endothermique).
49
(Q=mcΔT) si T ↓
la substance a perdu de l’énergie (réaction exothermique).
50
Définition de la cinétique chimique
étudie la vitesse à laquelle une réaction chimique se produit.
51
(cinétique chimique) La pente de la tangente donne
la vitesse instantanée
52
Pour qu'une réaction se produise, les particules doivent:
1. Entrer en collision
2. Avoir une orientation favorable
3. Posséder une énergie suffisante (énergie d’activation)
53
Énergie d’activation DEFINITION
l’énergie minimale nécessaire pour amorcer une réaction.
54
(Réaction) Si 𝐸c < 𝐸𝑎 →
pas de réaction
55
(Réaction) Si 𝐸c ≥ 𝐸𝑎 →
réaction possible
56
(cinétique chimique) Température ↑ =
Énergie cinétique ↑ = Vitesse ↑
57
(cinétique chimique) Concentration ↑ =
Collisions ↑, Vitesse ↑
58
(cinétique chimique)
Surface ↑ ,
Collisions ↑ (+ elles sont fréquentes), Vitesse ↑
59
(cinétique chimique) Catalyseur effets
𝐸𝑎 ↓ et Vitesse ↑ (accélère dans les deux sens)
60
V/F: Catalyseurs est consommée
FAUX
61
unité vitesse
mol/(L·s)
62
unité E, Ea
kJ/mol (kilojoules par mole)
ou parfois J/mol (selon les contextes)
63
Une réaction chimique réversible atteint un état d’équilibre dynamique lorsqu’elle
se produit à la même vitesse dans les deux sens (réactifs ⇄ produits).
64
V/F : vitesse de réaction dans deux sens sont égales
VRAI
65
Les conditions pour atteindre un équilibre chimique :
1. Réaction réversible.
2. Système fermé.
3. Température et pression constantes.
66
Ajout de réactif →
déplacement vers la droite (les produits) CAR Plus de réactif → pour rétablir l’équilibre, le système forme plus de produits.
67
Ajout de produit →
déplacement vers la gauche ( les réactifs). CAR L’excès de produit favorise la réaction inverse.
68
Diminution d’un réactif →
déplacement vers la gauche.
69
Diminution d’un produit →
déplacement vers la droite.
70
(équilibre chimique) Augmentation de la température : Si la réaction est endothermique →
déplacement vers la droite(les produits). CAR La chaleur agit comme un réactif, donc plus de chaleur favorise la réaction directe.
71
(équilibre chimique) Augmentation de la température : Si la réaction est exothermique →
déplacement vers la gauche. CAR La chaleur agit comme un produit, donc plus de chaleur pousse la réaction en sens inverse.
72
(équilibre chimique) Augmentation de la pression (gazes seulement) →
déplacement vers le côté avec moins de molécules gazeuses. CAR Moins de gaz = moins de pression, donc le système réduit le stress.
73
Diminution de la pression →
déplacement vers le côté avec plus de molécules gazeuses.
74
condition constante K
équilibre chimique atteint
75
Kc def
constante d’équilibre en fonction des concentrations
76
Kb (ou Kpb) def
Décrit la force d’une base faible en solution.
77
Plus le Kb est grand, plus la base est
forte
78
Constante de solubilité Kps utilisée pour ?
décrire la solubilité des composés ioniques peu solubles (ex. : sels).
79
la constante de solubilité Kps se passe lorsqu’un
sel peu soluble est en équilibre avec ses ions :
80
Plus le Kps est petit, plus le sel est
peu soluble.
81
Constante de solubilité Kps permet de déterminer quoi
si un précipité se forme lorsqu’on mélange deux solutions ioniques.
82
(Équilibres ioniques liés au pH) acide faible dégage quoi?
H3O+
83
(Équilibres ioniques liés au pH) base faible dégage quoi?
OH−
84
85
effet ajout d'un gaz inerte (equilibre chimique)
Aucun
86
effet ajout catalyseur equilibre chimique
Aucun déplacement. Il augmente la vitesse d’atteinte de l’équilibre, mais pas l’équilibre lui-même.
87
Les bases faibles établissent quoi
un équilibre dans l’eau :
88
Plus la valeur de Kb est élevée, plus la base est
forte
89
( conductivité électrique) Une base faible produit peu d’ions OH⁻ →
faible conductivité électrique
90
Plus la valeur de Ka est élevée, plus l’acide est
fort
91
atout acides faibles / justification
meilleure capacité à donner un proton
92
Kw est la constante de
Le produit ionique de l’eau
93
94
Kps est la constante de
Une substance ionique légèrement soluble forme un équilibre :
95
si < Kps →
solution insaturée
96
si Kps = →
solution saturée à l’équilibre
97
si > Kps →
il y a précipitation
