Chimie 112: Révision d examen MODULE 1

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1 MODULE 1 1. Décris le mouvement des électrons, d après Bohr. Les électrons se trouvent dans les orbites autour du noyau. 2. A) Compare les changements physiques aux réactions chimiques. Les changements physiques ne changent pas la matière qui la compose changement d état, de forme etc Les changements chimiques sont irréversibles, peuvent former des bulles de gaz, former de la lumière/chaleur, former un précipité et B) Compare les propriétés physiques aux propriétés chimiques. physique : exemples = malléabilité, viscocité, masse volumique, couleur etc chimique : la combustibilité et la réaction avec un acide. 3. Qu est-ce qu un niveau d énergie? Orbite des électrons autour du noyau de l atome les électrons peuvent sauter d un niveau d énergie à un autre en gagnant/perdant des électrons. 3. Les électrons sont plus près du noyau quand ils se retrouvent dans un niveau d énergie plus bas, et sont plus loin du noyau s quand ils se trouvent dans un niveau d énergie plus haut. 4. Qu est-ce qu une orbitale atomique? Le lieu où c est fort probable qu il y aura des électrons. 5. Quelle est la forme de l orbitale s? sphérique. de l orbitale p? un haltère 6. Complète le tableau qui suit : Niveau d énergie: Nombre de sous-niveaux: Type de sous-niveau: n =1 1 1s ( 1 orbitale) n =2 2 2s (1 orbitale) 2p ( 3 orbitales) n = 3 3 3s ( 1 orbitale) 3p (3 orbitales ) 3d (5 orbitalees) n = 4 4 4s ( 1 orbitale) 4p ( 3 orbitales) 4d ( 5 orbitales) 4f ( 7 orbitales) 7. Qu est-ce qu une configuration électronique? Identification des niveaux et des sous-niveaux d énergie qu occupent les électrons d un atome. 8. Décris: a. Le principe d Aufbau : les électrons occupent le plus bas niveau d énergie premièrement. b. Le principe d exclusion de Pauli : un orbitale peut contenir un maximum de 2 électrons qui tournent de façon opposé. c. La règle Hund : dans un niveau d énergie, les électrons entrent chaque orbitale un à la fois jusqu au moment ou chaque orbitale contient 1 électron, qui tourne dans la même direction. Les électrons qui restent occupent ensuite un orbitale, un à la fois, causant les deux électrons de tourner en différentes directions. 9. Écris la configuration électronique pour les atomes qui suivent, en dessinant les flèches qui montrent le remplissage de chaque orbitale: d. Nombre atomique: 4 1s 2 2s 2 e. Nombre atomique : 17 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 f. Le scandium : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 Écris la configuration électronique (sans les dessins) pour les atomes qui suivent : g. Le strontium : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 h. Le phosphore : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 i. Le potassium 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s Que représente chaque partie retrouvée dans 2p 6? Les orbitaux du deuxième niveau d énergie pour p contiennent 6 électrons. 11. Quel est le nombre maximal d électrons qui peuvent se trouver dans les sous-niveaux qui suivent?

2 a. 2s = 2 c. 4s = 2 e. 4p = 6 g. 4f = 14 b. 3p = 6 d. 3d= 10 f. 5s = 2 h. 5p= Écris les sous-niveaux en ordre croissant de leur énergie: 4s, 3p, 3d, 2s. = 2s, 3p,4s, 3d Qu est ce que les éléments dans un groupe ont en commun? Ils ont des propriétés physiques et chimiques similaires. 15. Énumère quelques caractéristiques de métaux, non-métaux et métalloïdes. 16. Métaux: des bons conducteurs d électricité et de chaleur. Ils sont malleable et ductile. Nnon-métaux ne sont pas des bons conducteurs; plusieurs sont des gaz à la temperature ambiante. Quelques-uns sont solides, Metalloides : peuvent avoir des caractéristiques de métaux et de non-métaux Nomme les groups qui suivent: Groupe 1A (1) métaux alcalins Groupe 2A (2) métaux alcalino-terreux Groupe 7A(7) halogènes Groupe 8A(18) gaz rares/nobles 18. Écris la configuration électronique pour un atome de béryllium, 1s 2 2s 2 de magnésium 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 et de calcium 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Encercle les électrons qui ont été perdus pour devenir un ion. Quelle charge auront ces éléments? Les gaz nobles Ils deviennent tous +2 en perdant les électrons du s 2 du niveau d énergie supérieur Ils sont inertes car leur dernière orbite est remplie. Les tendances périodiques 20. Le rayon atomique augmente à mesure que l on descend un groupe et diminue à mesure que l on va de gauche à droite dans une période. Explique. 21. Qu est ce que l énergie d ionisation? Énergie requise pour arracher un électron d un élément. 22. Explique pourquoi la variation de l énergie d ionisation diminue en descendant un groupe et augmente en allant de gauche à droite dans une période. L électron situé dans un niveau supérieur est plus facile à arracher car il est plus loin du noyau (et donc il y a moins d attraction). 23. Les cations sont toujours plus petits que les atomes qui les ont formés et les anions sont toujours plus grands que les atomes qui les ont formés. 24. Qu est ce que l indice de l électronégativité? *Vous n aurez pas le tableau avec les valeurs* Valeur numérique attribuée aux éléments qui veulent s accaparer d un électron d un autre élément. 25. Explique pourquoi les métaux ont des valeurs d électronégativités plus petite et pourquoi les non-métaux ont des valeurs d électronégativité plus haute. Les non-métaux ont seulement besoin de prendre des électrons, qui se fait plus facilement que de les perdre. 26. Quel métal est le moins électronégatif? Le francium Quelle est sa valeur? (0,7) Quel non-métal est le plus électronégatif? Le fluor. Quelle est sa valeur? 4,0 27. Que sont les électrons de valence? Les électrons de la dernière orbite. 28. a) La plupart des non-métaux acceptent des électrons et forme des ions chargés négativement nommé des anions.

3 b) Les métaux donnent des électrons et forment des ions chargés positivement et sont nommés des cations. MODULE 2 1. Donne une définition pour le terme octet? Un total de 8 électrons dans la dernière orbite. 2. a) Dessine le diagramme de Lewis pour 1) l argon 2) le calcium 3. Utilise le diagramme de Lewis pour déterminer la formule chimique du composé ionique formé entre le calcium et le chlore. Nomme le composé. chlorure de calcium CaCl 2 4. Écris la configuration électronique de l aluminium et encercle les électrons perdus quand il forme un cation. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 5. Écris le nombre et le type d atomes qui se retrouvent dans les formules chimiques qui suivent. A) NH 4 NH 3 N=2, H=7 B) Ca(OH) 2 Ca=1, O=2, H=2 C) 3KMnO 4 = K=3,Mn=3, O=12 6. Nomme trois propriétés associées aux composés ioniques. 1) cristallins à la température ambiante 2) point de fusion très haut 3) peuvent conduire l électricité quand dissout dans l eau. 7. Décris la raison pour laquelle on peut plier un métal, mais pas un composé ionique. PAS IMPORTANT 8. Complète le tableau ci-dessous. réaction chimique produit nom du composé Al + Cl K + N Al + N oxyde de magnésium iodure de potassium Au +3 + NO 3 oxyde de cuivre (I) Ca + PO 4 Fe +2 + I 9. Qu est-ce qu un composé ionique hydraté? Composé qui se décompose à une température relativement basse et qui produit de l eau et un compos. (d habitude, un composé ionique).

4 10. Nomme les composés ioniques hydratés qui suivent: Formule chimique Nom utilisant un préfixe + hydraté Nom utilisant un nombre + eau CuSO 4 5H 2 O Na 2 CO 3 sulphate de cuivre(ii) pentahydraté carbonate de sodium décahydraté sulfate de cuivre(ii)-5-eau carbonate de sodium-10-eau CaCl 2 chlorure de calcium dihydraté chlorure de calcium-2-eau MODULE 3 1. Qu est-ce qu une liaison covalente. Une liaison ayant un partage d électrons. 2. Différencie entre une liaison covalente simple, une liaison covalente double et une liaison covalente triple. Simple : partage de deux électrons. double : partage de 4 électrons. triple : partage de 6 électrons. 3. Donne une définition pour a) doublet libre :ceux qui ne participent pas à des liaisons b) doublet de liaison : ceux qui participent à des liaisons. 4. Complète ce tableau. Formule moléculaire Diagramme de Lewis de chaque atome Diagramme de Lewis de la molécule Diagramme structural Nom de la molécule H 2 N 2 PCl 3 HCN C 2 F 4 5. Nomme les sept molécules diatomiques. HOFBrINCl 6. Comment les composés ioniques et les composés moléculaires diffèrent-ils quand ça vient aux points de fusions et aux points d ébullitions? Les composés ioniques ont des points de fusions et d ébullitions très élevés. 7. Pour quelle raison la formule moléculaire du méthanol s écrit CH 3 OH au lieu de CH 4 O? CH 3 OH indique qu il y a 1 atome d hydrogène lié à un atome d oxygène. 8. Décris la théorie de la RPEV. Répulsion des paires d électrons de valence

5 Comment cette théorie nous aide à déterminer la forme des molécules? théorie permettant de prédire la forme d une molécule d après la répulsion électrique des doublets d électrons liants et libres qu elle contient. 9. Sois capable de reconnaître les formes moléculaires: linéaire, triangulaire plane, pyramide triangulaire, tetraédrique et angulaire. 10. Compare une liaison covalente non-polaire (liaison dans laquelle les électrons de liaison sont également partagés car les atomes liés ont la même électronégativité) à une liaison covalente polaire( liaison dans laquelle des électrons sont inégalement partagés en raison des électronégativités différentes des atomes liés.). Comment la valeur de l électronégativité peutelle aider à différencier entre les deux types de liaisons? Les valeurs nous montrent unme valeur de l électronégativité (un nombre) pour chaque atome. Ceci nous montre si les électrons se partagent également ou non. 11. Compare les trois forces intermoléculaires : Van der Waals (Les électrons d une molécule sont attirés au noyau positif d une autre molécule qui est près.) Dipôle-Dipôle (Les molécules polaires sont attirés aux autres molécules polaires à cause de l attraction entre les dipôles. S applique aux molécules polaires.), Liaison hydrogène : Attraction entre l hydrogène et des atomes qui ont des très haute valeur d électronégativité alors, H-F, H-O, H-N. 12. Complète ce tableau. Formule Diagramme de moléculaire Lewis Diagramme structurel Forme Polaire ou non-polaire Force intermoléculaire CO 2 H 2 O BH 3 CH 4 HCl NH 3

6 MODULE 4 1. Combien de particules se trouvent dans une mole? 6,02 x Ce nombre est reconnu comme la constante d Avogadro. 2. Qu est-ce que la masse atomique représente? La masse d un mole d un élément. 3. Combien de molécules se trouvent dans 2,6 moles de CO? 1.57 x Combien d atomes d hydrogène se trouvent dans 2,50 moles d ammoniac, NH 3? 5. Combien de moles se trouvent dans 22,0 g de cuivre? 22.0/63.55 = moles 6. Calcule la masse molaire de l oxyde d aluminium. (2 x 26.98) + (3x16.00) = g/mol 7. Quelle est la masse de 3,7 moles de Fe 2 O 3? 3,7 x (2 x 55, x 16,00) = 590,89 g % de composition d une formule 8. Détermine le pourcentage de composition pour chacun des éléments dans le nitrate de magnésium. M of Mg(NO 3 ) 2 : 24,30 g/mol + 2(14,01 g/mol) + 6(16,0 g/mol) = 148,32 g/mol % Mg = g/mol x 100 = 16.4 % g/ mol % N = 2(14.01 g/mol) x 100 = 18.9 % g/ mol % O = 6 (16.00 g/mol) x100 = 64.7% % composition d une masse 9. Calcule le pourcentage de composition pour ce compose: un échantillon de 45,0 g contenant 35,1 g de fer et 9,90 gd oxygène? % Fe = 35.1 g x 100 = 78.0 % 45.0g % O = 9.90 g x 100 = 22.0 % 45.0g 10. Calcule le % de composition pour ce compose : un échantillon de 75,0 g contenant 20,5 g de carbone et 54,5 g d oxygène?. % C = 20.5 g x 100 = % 75.0g. % O = 54.5 g x 100 = 72.7 % 75.0g Différencie une formule empirique d une formule moléculaire. formule H 2 O C 6 H 12 O 6 Empirique ou moléculaire ou les deux empirique et moléculaire moléculaire

7 MODULE 5 1. Différencie entre une équation squelette et une équation chimique équilibrée. Squelette : H 2 + O 2 H 2 O Chimique balancée : 2H 2 + O 2 2H 2 O 2. Écris l équation squelette pour: Des solutions de nitrate de plomb(ii) et d iodure de potassium sont mélanges et produisent une solution de nitrate de potassium et un précipité de iodure de plomb(ii). Pb(NO 3 ) 2(aq) + KI (aq) KNO 3 (aq) + PbI 2(s) Le magnésium est brûlé dans la présence de l oxygène pour produire de l oxyde de magnésium. Mg (s) + O 2(g) MgO Équilibre et classe les équations chimiques. 3. Pour ce qui suit, écris une équation chimique équilibrée. Ensuite, classe la réaction (synthèse, décomposition, déplacement simple. Déplacement double ou combustion. synthèse 1. fer + soufre --> sulfure de fer (II) 8Fe + S 8 8FeS dépl. simple 2. zinc + sulfate de cuivre(ii) --> sulfate de zinc + cuivre Zn + CuSO 4 ZnSO 4 + Cu décomposition 3. chlorate de potassium --> chlorure de potassium + oxygène 2KClO 3 2KCl + 3O 2 décomposition 4. oxyde de mercure (II) --> mercure + oxygène 2HgO 2Hg + O 2 dépl. simple 5. fer + eau --> oxyde de fer (III) + hydrogène 2Fe + 3H 2 O Fe 2 O 3 3H 2 déplacement double 6. chlorure de fer (III) + hydroxyde de potassium --> chlorure de potassium +hydroxyde de fer(iii) FeCl 3 + 3KOH 3KCl + Fe(OH) 3 dépl. simple 7. aluminium + sulfate d hydrogène--> sulfate d aluminum + hydrogène 2Al + 3H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 dépl. double 8. sulfate d aluminium + hydroxyde de calcium --> hydroxyde d aluminium + sulfate de calcium Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Ca(OH) 2 2Al(OH) 2 + 3CaSO 4 combustion 9. acétate + oxygène --> eau + dioxyde de carbone C 3 H 6 O + 4O 2 3H 2 O + 3CO 2 Prédire les produits 1) Prédis les produits, équilibre l équation et indique classe la réaction. 1. 2Zn + O 2 --> 2ZnO synthèse 2. CuS + 2 KF --> CuF 2 + K 2 S déplacement double 3. 2Al + 3 Cl 2 --> 2AlCl 3 synthèse

8 4. Ba(ClO 3 ) 2 + 2NaOH --> Ba(OH) 2 + 2NaclO 3 déplacement double 5. 2Fe + 3 O 2 --> 2Fe 2 O 3 synthèse 6. 2AuCl 3 --> 2Au + 3Cl 2 décomposition 7. 2 ZnI 2 + Br 2 --> 2ZnBr + 2 I 2 dépl. simple 8. 2NH 3 --> N 2 + 3H 2 décomposition 9. C 3 H 8 + 5O 2 --> 3CO 2 + 4H 2 O combustion 10. CH O 2 --> CO 2 + 2H 2 O combustion La prédiction de la formation d un précipité Pour chacun des suivants, complète sa réaction chimique équilibrée, classifie la réaction et souligne le précipité. 11. oxyde de sodium + iode --> 2Na 2 O + 2I 2 4NaI + O sulfate de calcium + nitrate de sodium --> CaSO 4 + 2NaNO 3 Ca(NO 3 ) 2 + Na 2 SO sulfate d hydrogène + calcium --> H 2 SO 4 + Ca CaSO 4 + H oxyde d aluminium + fluorure de magnésium --> 2Al(OH) 3 + 3MgF 2 2AlF 3 + 3Mg(OH) 2 Détermine si les suivants sont soluble ou insolubles: Chlorure d ammonium : soluble Hydroxyde de plomb(ii) : insoluble Phosphate de baryum : insoluble Sulfure de potassium : soluble MODULE 6 Stoechiométrie gravimétrique (masse-masse) L oxyde d aluminium se décompose pour produire de l aluminium sous forme métal. Quelle masse d aluminium peut être produite de 52,0 grammes d oxyde d aluminium? 2Al 2 O 3(s) 4Al (s) + 3O 2(g) ***Indiques les données sous l équation (je ne l ai pas fait ici). Mole de Al 2 O 3 = n/m 52,0 g/101,96 g/mol = 0,510 mol Rapport molaire : moles de Al x 2 = 1,02 mol Mase de Al = m= n x M = 1,02 x 26,95 g/mol = 27,5 g

9 Détermine la masse d oxygène requise pour complètement brûler 5,3 g de propane (C 3 H 8 )? C 3 H 8(g) + 5O 2(g) 3CO 2(g) + 4H 2 O(g) *** Moles de C 3 H 8 = n = m/m = 5,3 g/44,11 g/mol = 0,120 mol Moles du O 2 = 0,120 mol x 5 = 0,60 mol Masse du O 2 = n x M = 0,60 mol x32,00 g/mol = 19,2 g Calcule la masse du précipité chlorure de plomb(ii) produite quand 5,98 g de chlorure de sodium en solution qui réagit avec un excès de nitrate de plomb(ii). 2NaCl (aq) + Pb(NO 3 ) 2(aq) PbCl 2(s) + 2NaNO 3(aq) *** Moles du NaCl = m / M = 5,98 g / 58,44 g/mol = 0,102 mol Moles du PbCl 2 = 0,102 mol / 2 = 0,0510 mol Masse du PbCl 2 = n x M = 0,0510 mol x 278,10 g/mol = 14,2 g Prédis la masse de l hydrogène gazeux produite quand 3,75 g d aluminium réagit dans un déplacement simple pour produire un excès d acide sulfurique. 2Al (s) + 3H 2 SO 4(aq) Al 2 (SO 4 ) 3(aq) + 3H 2(g) Moles de Al = 3,75 g / 26,98 g/mol = 0,139 mol Moles du H 2 = 0,139 mol x 3 / 2 = 0,209 mol Masse du H 2 = n x M = 0,209 mol x 2,02 g/mol = 0,422 g de H 2 Pourcentage de rendement 1) L électrolyse de l eau forme H 2 et O 2. 2H 2 O 2H 2 + O 2 Calcule le pourcentage de rendement du O 2 si 12,3 g de O 2 est produit de la décomposition de 14,0 g de H 2 O? 2) 107 g d oxygène est produite en chauffant 330, g de chlorate de potassium. Calcule le pourcentage du rendement. 2KClO 3 2KCI + 3O 2 3) Quel est le pourcentage de rendement de sulfure de fer si 3,00 moles de Fe réagit avec un excès de soufre pour produire 220, g de sulfure de fer? Fe + S FeS

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