exam chimie 2

composé ionique

métal + non-métal (positif + négatif)

nomenclature des composés ioniques binaires

nommer anion + suffixe ure de cation

pas de préfixe

omenclature des composés ioniques binaires avec plusieurs types de charge

nommer anion + suffixe ure de cation + (la charge du métal de transition en chiffres romains)

pas de préfixe

2 charges du fer

• Fe2+

• Fe3+

2 charges du cuivre

• Cu+

• Cu2+

nomenclature des composés ioniques ternaires avec un ion polyatomique

même chose que binaire mais en nommant l’ion polyatomique

suffixe ate

plus d’oxygène

suffixe ite

moins d’oxygène

préfixe per

ion avec le plus d’oxygène sur une échelle de 4

préfixe hypo

l’ion avec le moins d’oxygène sur une échelle de 4

ion acétate

CH3COO-

ion hydroxyde

OH-

ion ammonium

NH4+

ion cyanure

CN-

ion carbonate

CO3 2-

ion chromate

CrO4 2-

ion nitrite

NO2 -

ion nitrate

NO3 -

ion sulfite

SO3 2-

ion sulfate

SO4 2-

ion phosphite

PO3 3-

ion phosphate

PO4 3-

ion chlorite

ClO2 -

ion chlorate

ClO3 -

préfixe hémi

1/2

préfixe mono

1

*seulement utilisé pour nommer le deuxième élément d’une formule (pas de premier préfixe)

préfixe di

2

préfixe tri

3

préfixe tétra

4

préfixe penta

5

préfixe hexa

6

préfixe hepta

7

préfixe octa

8

nomenclature des composés ioniques ternaires hydrogénés

préfixe quantitatif + hydrogéno avant de nommer + ion et de le métal

nomenclature des sels hydratés

nommer composé ionique normalement et ajouter préfixe quantitatif + suffixe hydraté

*représenté avec un point

composés moléculaires

non-métal + non-métal (covalent)

nomenclature des composés moléculaires binaires

*que des non-métaux: préfixes

préfixe quantitatif + nom du 2ème + ure et de préfixe quantitatif + nom du 1er

nomenclature des acides binaires

dit acide et nomme l’élément + suffixe hydrique (commence par un H)

acide cyanhydrique

HCN

nomenclature des acides ternaires: oxyacides

dit acide et nomme l’ion+ suffixe eux ou ique

suffixe eux

va avec ite, moins d’oxygène

suffixe ite

va avec ate, plus d’oxygène

changement d’orbite stationnaire d’un électron (3 phases)

1. état fondamental: plus bas niveau d’énergie, normal

2. état excité: avec une énergie il saute sur une couche plus élevée, dans un volume (*peut voir selon la configuration électronique, si un niveau plus bas n’est pas complet)

3. retour à l’état fondamental: libère son énergie (photons absorbés) en émission de lumière après être refroidi

définition d’orbitales atomiques

les niveaux sphériques deviennent de plus en plus gros avec une zone blanche entre chaque

*la densité des points de présence (le deuxième peut être sur la première, mais pas le premier)

volume de l’espace des orbitales atomiques

chacune se présente en 3 axes: chacune a des orbitales de 2 électrons

orbitales et électrons possibles du niveau 1

1s (2électrons)

orbitales et électrons possibles du niveau 2

2s2p (2+6 électrons)

orbitales et électrons possibles du niveau 3

3s3p3d (2+6+10 électrons)

orbitales et électrons possibles du niveau 4

4s4p4d4f (2+6+10+14 électrons)

les orbitales de même niveau sont dégénérées, alors

elles ont le même niveau d’énergie

configuration électronique et abrégée

spdf et avec le gaz rare qui précède

configuration case quantique

chaque case est une orbitale, nomme le niveau en dessous de chaque

bloc f est ajouté à partir de où

entre 6s et 5d

distribution électronique uniforme

recherche de la demi-couche ou couche pleine

exceptions du remplissage des éléments de transition

4s et 3d sont très proches, alors 4s se déverse dans le 3d (donc remplir d avant s pour les transitions)

ex: 3d9 4s2 devient 3d10 4s1 (s’applique à tout à partir de 4s)

électron paramagnétique

célibataire, donc non-neutre sur leur orbitale

diamagnétique

les couples d’électrons dans un orbitale

énergie potentielle minimale

les atomes s’associent pour former des liaisons chimiques en abaissant leur énergie potentielle entre leurs particules chargées pour être plus stables

liaison ionique

métal et non-métal par transfert d’électrons et force électrostatique

liaison covalente

non-métal et non-métal par partage d’électrons stabilisés par les deux noyaux

liaison métallique

métal et métal par délocalisation d’électrons vers la mer d’électrons qui attirent les atomes métallique positifs

modèle de Lewis

le symbole de l’élément entouré de points représentant les électrons de valence (la famille)

• empirique

• seulement à l’état fondamental

recherche de l’octet

la quête d’une liaison et la recherche du remplissage du niveau précédent ou suivant celui du dernier électron de valence

formation d’un cristal ionique

empilement d’anions et de cations tridimensionnel

liaison covalente et modèle de lewis

les électrons partagés sont pris en compte dans les octets (ou doublets) des deux atomes

max combien de liaisons covalentes

3

radicaux libres

électrons seuls, non-liants et libres

liaison covalente polaire

les électrons liants sont partagés inégalement entre les deux atomes (donc la densité électronique est plus grande sur l’atome le plus électronégatif: plus gros que l’autre)

degré de polarité

0 à 0,4: covalente non-polaire

0,4 à 1,7: covalente polaire

• que 1,7: ionique

enthalpie de liaison

énergie de liaison moyenne qu’il faut fournir pour rompre une mole de la liaison

• H>0: endothermique (formation de liaisons fortes, ruptures faibles: absorption)

• H<0: exothermique (rupture de liaisons fortes, formation faible: libération)

généralement, plus la liaison est longue, plus elle est…

faible

charge partielle

chaque atome porte une charge électrique partielle en fonction de son électronégativité, le plus électronégatif aura une charge partielle négative et le moins: positive

• représentée comme un symbole de delta minuscule (5 pas de barre disons)

charge formelle

la charge qu’un atome a si on ne tenait pas compte de l’électronégativité, donc si les électrons sont partagés également sans charge partielle (souvent 0)

charge complète

dans les liaisons ioniques

moment dipolaire

le déplacement des électrons vers l’atome le plus électronégatif (+ vers -) (coulons par mètre, donc 5 x d)

• la somme vectorielle donne un moment dipolaire résultant qui peut s’annuler géométriquement, dictant si la molécule dans son ensemble est polaire ou non, ainsi que son niveau de polarité

• représenté comme un vecteur avec une flèche sur le u

liaison covalente pure

molécules du même élément, donc l’électronégativité est nulle et il y a aucun moment dipolaire

étapes à suivre pour représenter une molécule par structure de Lewis

1. déterminer le nombre d’électrons de valence

2. définir l’atome central pour faire le squelette

3. compléter les octets périphériques en ajoutant les doublets d’électrons de valence restants

4. compléter l’octet du central en bougeant des doublets (ou les doublets se retrouvent seuls)

5. déterminer la charge formelle (compter les électrons de trop ou manquants)

4 conditions de la structure de Lewis recherchée

1. minimum de charge formelle

2. maximum d’atomes ayant l’octet

3. les charges formelle négatives sont portées par l’atome de plus électronégatif

4. les atomes adjacents ne portent pas des charges formelles de même signe

… respectent toujours l’octet

C, N, O et F

atome central

celui qui est le moins électronégatif et qui peut faire le plus de liaison

… sont toujours des atomes périphériques

les H

les oxacides et le H sont généralement liés aux…

O

liens maximals de C, N, O et H

C = 4

N = 3

O = 2

H = 1

les structures organiques sont basées sur un squelette de…

carbone

composé organique

présence de liaisaons carbone-hydrogène (C-H), souvent associées à de l'oxygène, azote, soufre ou phosphore

structures de limite de résonnance

les possibilités de strucures pour la même molécule

hybride de résonance

le résultat de tous les structures limites de résonance

• les doublets qui changent sont représentés en lignes pointillées

• la molécule est encadrée de crochets et de la charge en haut à droite

qu’est-ce qu’il arrive aux charges dans un hybride de résonance?

elles sont répaties, donc divisées également au lieu d’un débalancement (peut être fractionnaire: totale divisé par le nombre de liaisons qui bougent), mais la charge de la molécule totale reste la même

• les électrons se baladent techniquement entre les différentes positions possibles et sont délocalisés

exception des octets étendus

à partir de la 3ème période, les atomes peuvent dépasser l’octet en répandant leurs électrons sur toute les couches

ex: 3s2 3p4 devient 3s1 3p3 3d2 avec des électrons tous célibataires

(nb électrons de valence = nb de liaisons possibles)

exceptions des octets incomplets

Be, B et Al sont très réactifs, puisqu’ils ont une orbitale atomique vide à l’état étendu, ils se lient facilement

acide et base de Lewis

acide: la molécule avec octet incomplet qui reçois un H d’une autre

base: donneur de H

se lient ensemble

théorie RPEV

représenter la répulsion des paires d’électrons de valence avec les répulsions entre les nuages d’électrons géométriquement

géométrie moléculaire dépend du…

• nombre de groupes d’électrons autour de l’atome central

• nombre de groupes étant liants ou des doublets libres

un nuage d’électrons

les liaisons autour de l’atome, qu’elles soient doubles ou simples, ça compte pour un

AXn vs AXnEn

avec vs sans doublet libre

FM

formule moléculaire, donc la molécule écrite simplement

SL

structure de Lewis

GM

géométrie moléculaire sans les doublets libres

GR

géométrie moléculaire de répulsion avec les doublets libres

caractéristiques des molécules AX2

• 2 nuages

• GM linéaire

• angles de 180