Unité 1: Les liasions et réactions chimiques

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1 Unité 1: Les liasions et réactions chimiques

2 L atome Les atomes composent toute matière, mais ils sont eux-même composés des particules encore plus petits. Ils y a trois particules sous-atomique qui composent les atomes. Ils sont les protons, les neutrons, et les électrons. Depuis les temps anciens, ils y a eux plusieurs modèles décrivant les atomes. Celui que nous allons utiliser est le modèle de Bohr. Ce modèle n ai pas parfait et est enfin un modèle trop simple pour proprement décrire les réactions chimiques en grand détail. Cependant, ce modèle sère à décrire ce que nous allons étudier. Figure 1: Modèle de Bohr L atome est composé d un noyau contenant les protons et les neutrons. Les protons sont chargés positivement (+ 1) et on une masse d environ 1,67 x kg, les neutrons sont neutres et ont une masse d environ 1,67 x kg. Il est important de se souvenir que toute la charge positive et presque toute la masse d un atome est situé dans le noyau centrale. Circulant le noyau, se retrouve les électrons. Les électrons sont chargés négativement (- 1) et ont une masse d environ 9,11 x kg. Donc, les électrons sont plus que 1800 fois moins massive que les protons et les neutrons.

3 En chimie, on a tendance a utiliser l unité de masse atomique (u ou uma) pour décrire les masses des particules. Les protons et les neutrons ont une masse d environ 1 u, et on arrondi la masse des électrons a une masse de 0 u. Un élément (identité d une sorte atome spécifique) est déterminé par le nombre de proton. Ce nombre est nommé le numérau atomique. Les Isotopes Le nombre de neutrons dans chaque atome est variable, même entre les atomes d'un même élément. Le potassium peut exister comme trois atomes différents. Tous les trois atomes contiennent 19 protons, mais un atome de potassium à 20 neutrons, un autre a 21 neutrons et un troisième a 22 neutrons Des atomes qui ont le même nombre de protons mais un diffèrent nombre de neutrons sont appelés isotopes. Si différents isotopes ont un nombre différent de neutrons, ils auront des masses différentes. Le nombre de masse d'un atome est la somme des protons et des neutrons dans le noyau de cet atome. Si nous regardons les isotopes de potassium ci-dessus, l'isotope contenant 19 protons et 20 neutrons aura un nombre de masse 39. Nous appelons cet isotope le potassium-39. L'isotope qui possède 19 protons et 21 neutrons aura un nombre de masse 40 et est appelé potassium- 40. Les chimistes ont conçu un symbole pour chaque isotope qui inclut le symbole de l'élément, son numéro atomique (Z) et son nombre de masse (A). Masse atomique (M) Dans de nombreux cas, le montant de chaque isotope dans l'échantillon, ou son abondance relative, peuvent être déterminées en utilisant un spectromètre de masse. L'abondance relative d'un isotope est le pour cent de chaque isotope trouvée dans un échantillon moyen de l'élément.

4 Vous avez remarqué que la masse atomique indiquée pour chaque élément d'un tableau périodique est rarement un nombre entier. C'est parce qu'il est en fait une moyenne pondérée des masse de tous les isotopes de cet élément. Cet moyen est nommé la mass atomique relative. Par exemple: L'abondance relative des isotopes stables de magnésium Isotope Abondance relative(%) Masse atomique (amu) Mg Mg Mg Mass atomique relative de Mg = la somme des mass atomique de chaque isotope multipler par son abondance relative. M Mg = ( amu x 78.70%) + ( amu x 10.13%) + ( amu x 11.17%) *** un pourcentage dois être comme décimal*** M Mg = ( amu x ) + ( amu x ) + ( amu x ) M Mg = amu M Mg = amu

5 Les couches électroniques Les électrons circulent le noyau dans des couches spécifiques. La première couche contient seulement deux électrons. Les prochaines couches contienent 8 electrons. Pour des raisons plus avancé, les électrons vont former des paires. Donc, chaque couche, sauf la première, va avoir quartre paires. (4 paires x 2 électrons = 8 électrons) En réalité, il peut avoir plus que 8 électrons dans les couches 3, 4, 5, etc Cependant, on va traiter les couches comme ci elle veut avoir 8 électrons. Plusieurs atomes vont agir selon cette règle. Vous allez comprendre ceci en plus grand détail l an prochain. La couche extérieur est nommé la couche de valence. Les électrons sur cette couche son les électrons de valence. Ces électrons son très important car c est ces électrons qui sont normalement responsable for former des liaisons chimques. Plusieurs élements deviennent stable lorsqu ils ont une couche de valence rempli.

6 Le tableau périodique Le tableau périodique est organisé par numéreau atomique. Les colonnes du tableau son nommé des groupes ou familles. Les éléments d un groupe ont souvent des propriété chimique semblable, mais ils ne sont pas identique. Les rangées du tableau son nommé les périodes. Organisation du tableau Le tableau périodique contient beaucoup d information si on conaissent son organisation. - Par groupes : o Les groupes 1,2, 13, 14, 15, 16, 17, et 18 (les colonnes les plus élevées) son nommé les groupes principeaux. Les élements de ces groupes ont des propriété chimique en commun. Les élements de ces groupes ont le même nombre d électron de valence. Groupe 1 (métaux alcalins) contient 1 électron de valence Groupe 2 (métaux alcalino-terreux) continent 2 électron de valence Groupe 13 continent 3 électron de valence Groupe 14 continent 4 électron de valence Groupe 15 continent 5 électron de valence Groupe 16 (chalcogènes) continent 6 électron de valence Groupe 17 (halogènes) continent 7 électron de valence Groupe 18 (gaz nobles / gaz rares) continent 8 électron de valence

7 o Les groupes 3 12 sont les métaux de transitions. Leur réactivité est plus complex et ils ne réagisse pas selon leurs électrons de valence (nous allons pas examiner ces élements en grand détail) - Propriété métallique : o Les métaux (éléments en bleus) Bon conducteur d électricité et de chaleur État standard de toute métaux, sauf pour le mercure, est solide. L état standard du mercure est liquide. o Les non-métaux (rose et jaune) Ne sont pas de bon conducteur Hydrogène, nitrogène, oxygène, fluore, chlore et les gaz nobles son des gaz (état standard) Le brome est un liquide Tout autre non-métaux sont des solides. o Les métalloides (violet) Leurs propriétés est en entre cel des métaux et des non-métaux - Les périodes représentent le nombre de couche de électronique. o Les éléments de la première période on une couche électronique o Les éléments de la deuxième période on deux couche électronique o Etc Les diagrammes de Bohr et les diagrammes de Lewis Voir les exemples en classe Les diagrammes de Bohr contient toutes les électrons d un atome. Cependant les diagrammes de Lewis contient seulement les électrons de valence.

8 Les liaisons chimiques Sauf pour les gaz nobles, la grande majorité des éléments ne sont pas stable par eux-même. Pour se rendre stable la plupart des atomes doivent former des liaisons avec d autres atomes. Ces liasions sont catégorisé en deux grande catégorie. Les laisions ioniques sont formé par un transfert d électrons de valence. Les laisions covalentes sont formées lorsque des atomes sont forcés de partarger leurs électrons de valence. Électronegativité Le monde de la chimie est un monde de voleur. La charge positive du noyau attire constament les électrons d un atome, et les électrons des atomes avoisinantes. La force avec laquel un atome est capable d attirer les électrons avoisinantes est nommé l électronégativité. Les plus grand l électronegativité d un atome, le plus l atome peut attirer des électrons envers lui-même. Typiquement les non-métaux ont des électronegativités signifiquement plus grande que les métaux. Les liaisons ioniques Une liaisons ionique est formée entre un métal et un non-métal. Les atomes essayent de voler les électrons de l ature pour être capable de remplir leur couche de valence. Cependant, parce que le métal a une électronegativité très inferieur à cel du non-métal, le non-métal est capable de voler les électrons du métal. Exemple : Liaison entre le magnésium et le fluore Mg F Le magnesium, un métal, a une force d attraction plus faible que cel du fluore, un non-métal. Donc, le fluore est capable de voler un electron du magnesium.

9 Mg F Couche de valence n est pas rempli Couche de valence rempli Maintenant, le fluore est rempli mais pas le magnesium. Donc, un deuxième atome de fluore est nécessaire. Mg F F

10 2+ - Mg F - F Maintenant, tous les atomes ont une couche de valence remplis. Le magnésium a perdu des électrons et les atomes de fluore ont gagné des électrons. À cause de ceci, cet atomes sont maintenant des ions. Un ion est un atome qui a une charge (positive or negative). Un ion positive (perte d électrons) est nommé un cation. Un ion negative (gain d électrons) est nommé un anion. La formule chimique du composé ionique dessus est MgF 2. Dans une composé ionique, les sous-scripts signifie le rapport entres les deux ions. Dans ce cas, pour chaque Mg il y a deux F.

11 Un composé ionique n est pas nommé une molécule. MgF 2 ne représente pas un magnesium lié à deux fluores. Au lieu, cet formule signifie un rapport de 1 à 2. Un composé ionique est construit de beaucoup d ions lié dans une grille trois dimensionnelle. Nomenclature de composés ioniques Composés ioniques binares : Un Composé binaire contient 2 types différents d'éléments. Il peut y avoir plus d'un atome de chaque élément dans un composé binaire. Les composés ioniques binaires contiennent généralement un type d'ion métallique associé à un type d'ion non-métallique. Les ions métalliques sont des charges positives et les ions non-métalliques sont de charges négatives. Règle: Nom du non-métal, sauf on change le suffix du nom avec ure de nom du métal Exemple : MgF 2 Magnesium = métal, fluore = non-métal Fluore fluorure MgF 2 = fluorure de magnésium Exemple 2 : Li 3N Nitrogène nitrure Li 3N = nitrure de lithium

12 Exemple 3 : CaO Oxygène est une exception on change oxygène à oxyde CaO = oxyde de calcium Écrire la formule ayant le nom Vous devez suivre les étapes suivantes lorsque que vous écrivez la formule des composés ioniques 1. La formule doit avoir le cation en premier, suivi par l'anion. 2. La somme des charges des ions doit être égale à zéro. Autrement dit, le nombre de charges positives doit être égal au nombre de charges négatives. 3. Vous ne pouvez pas modifier la charge des ions pour les faires égaux à zéro. Exemple: Phosphure de calcium Phosphure de calcium Phosphore (P) groupe 15 Calcium (Ca) groupe 2 Groupe 15 = 5 e - de valence Groupe 2 = 2 e - de valence Vole 3 e - pour remplir la couche de valence = charge de ( -3 ) Perd 2 e - pour remplir la couche de valence = charge de ( +2 ) Ca 2+ et P 3- On peut utiliser le multiple de commun dans ce cas c est 6. Ca : 2+ x 3 = 6+ P : 3- x 2 = 6- Charge au complet est neutre (+6) + (-6) = 0 Formule = Ca3P2

13 Exemple: Phosphure de calcium (utlisant les structures de lewis) Ca P Ca P Ca Composés ioniques multivalents : Certain métau de transition peuvent former plusieurs différent ions. Par exemple, le fer peut former l ion Fe 2+ et l ion Fe 3+. Différents ions du même élément peut avoir des propriétés physique et chimique différentes. À cause de ceci on doit indiquer quel ion est présent dans un composé. Plusieurs tableaus périodique indique lorsqu un élément peut former deux ou plus différents ions. Cependant, le tableau ne va toujours indiquer toutes les ions possibles. Souvent, il va seulement indiquer les 2-3 ions les plus commun. On indique la charge du ion en parenthèse après le nom du métal. On doit utiliser les chiffres romains pour indiquer la charge. Fe 2+ = fer (II) Fe 3+ = fer (III)

14 Exemple : NiCl 3 Le nickel peut former plusieurs ions. On doit determiner la charge. À cause qu on ne peut pas determiner la charge du métal on doit examiner la charge du nonmétal. Cl groupe 17 = 7 e - de valence = charge de (-1) NiCl 3 1 x Ni 1 x? = +3 3 x Cl 3 x (-1) = -3 Charge = +3 Nom = chlorure de nickel (III) Composés ioniques ions polyatomiques : Certains ions sont composés de plusieurs atomes reliés par des liaisons covalentes. Ceux-ci sont appelés des ions polyatomiques (poly = beaucoup). Référer au tableau des ions polyatomiques communs pour une liste d'ions. La charge des ions polyatomiques est pour tout le groupe d'atomes non seulement pour l'atome écrite en dernier. Ne modifiez pas les indices d'ions polyatomiques, si vous changez les indices vous changez l'identité de ces ions. Ex: Fe(NO 3) 2 ceci represente un ion de fer (Fe 2- ) et deux ions nitrate (NO 3- ). Le deux s applique à l ion polyatomique entres les parenthèse. Ce n est pas la même la chose que FeN 2O 6. Dans ce cas, l ion polyatomique serait N 2O 6 2- (un ion qui n existe pas, au moins pas un ion commun). La grande majorité des ions polyatomique sont négatif. Cependant, il y a certain ion polyatomique qui sont positif. Le seul ion polyatomique positif qui est commun est l ion ammonium (NH 4+ ). Règle: Nom de l ion polyatomique negatif de nom du métal La charge positive total doit être +3 pour balancer la charge négative *On ne change pas le nom de l ion polyatomique négatif avec «ure»*

15 Ou Nom de l ion polyatomique negatif de nom de l ion polyatomique positif Exemple : NaNO 3 plus que trois éléments et le composé est ionique, donc ils doit avoir un ion polyatomique. L ion polyatomique est le nitrate (NO 3- ). NaNO 3 nitrate de sodium Exemple : (NH 4) 2SO 4 pas de métal cependant, il est composé de deux ions ployatomique (NH 4 + et SO 4 2- ) (NH 4) 2SO 4 sulfate d ammonium Exemple : NH 4Cl l ion polyatomique est l ammonium (NH 4+ ). On doit encore changer chlore à chlorure. NH 4Cl chlorure d ammonium Les liaisons covalentes Une liaisons covalentes est formée entre deux non-métaux. Les atomes essayent de voler les électrons de l ature pour être capable de remplir leur couche de valence. Parce que les deux non-métaux ont des électronégativité semblables, les deux atomes ne sont pas capable de voler les électrons de l autre. Ceci force les deux atomes de partager leurs électrons de valence. Des diagrammes de Lewis sont souvent utiliser pour représenter les liasions covalentes dans un composé covalent. L hydrogène n est jamais l atome centrale dans un composé contentant plusieurs atomes. Autrement, l élément écrit en premier dans la formule est souvent l atome centrale. Par exemple, dans le cas du CO 2, le carbon est centrale et les deux autre oxygène sont individuellement lié au carbon.

16 Exemple : H 2O Commence avec les diagrammes de Lewis de chaque atomes isoler. H H O Un par un, former des pairs d électron entre l atome centrale (dans l eau ceci est l oxygène) et les autres atomes jusqu à temps que tout les éléments ont des couche de valence rempli. H H O Remarquer que chaque atomes a une couche de valence rempli. Dans le diagramme dessus, les électrons encerclé représente les électrons qui sont partager entres les deux atomes. Parce que les électrons veulent être en pair, les liasions covalentes sont presque toujours fomer par le partage de pair d électrons (2, 4, 6, 8). On va souvent remplacer les électrons encerclé par une ligne. Chaque ligne représente une liaison covalente (un pair d électron). H O H

17 Nomenclature des composés covalents binaire : Les composés covalents sont nommés différemment que les composés ioniques. Il faut indiquer le numéro de chaque élément en ajoutant un préfixe devant le nom de l'élément. Les préfixes sont: un = mono deux = di trois = tri quartre = tetra cinq = penta six = hexa sept = hepta huit = octa neuf = nona dix = deca Pour nommer les composés covalents suivre ces étapes: 1. Nommer le deuxième élément en premier en utilisant le préfixe pour indiquer le nombre de cet élément et ajouter le suffixe «ure» («yde» pour oxygène). Ex : CF4 tetrafluorure 2. Nommer le premier élément en deuxième avec le préfixe seulement il y a 2 ou plus de cet élément. Ex : NO est monoxyde d azote mais N2O est monoxyde de diazote. 3. Écrivez le nom du composé qui se trouve le plus à la gauche dans le tableau périodique en premier. Note: Il ya deux exceptions a ces règles. Voici leurs noms communs : H 2O = eau NH 3 = ammoniac Exemple: Cl 2O 7 = heptaoxyde de dichlore NO 3 = trioxyde d azote P 2Cl 5 = pentachlorure de diphosphore

18 Les molécules diatomiques : Certains éléments n'existent pas en tant que simples atomes. Ces éléments existent sous forme de paires d'atomes reliés par une liaison covalente; Ils sont appelées des molécules diatomiques. Les éléments qui existent sous forme de molécules diatomiques sont de l'hydrogène (H 2), oxygène (O 2), le fluor (F 2), chlore (Cl 2), le brome (Br 2), de l'iode (I 2) et d'azote (N 2 ). Lorsque l oxygène gazeux, l hydrogène gazeux etc. est utilisé, la formule est O 2, H 2, etc Voici un moyen mnémotechnique pour vous rappeler les molécules diatomiques: I = iode H = hydrogène N = azote Br = brome O = oxygène Cl = chlore F = fluore I Have No Bright Or Clever Friends

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