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Chimie BI
Thème 3/13 - La périodicité
| Question | Answer |
|---|---|
| Dans le tableau périodique, que signifie le terme groupe et période ? | Groupe : colonnes Période : lignes |
| déf énergie de première ionisation | énergie requise pour arracher un électron d’un atome ou d’un ion à l’état gazeux. |
| déf électronégativité | capacité d’attraction d’un atome envers les électrons. |
| Chez les métaux alcalins (Li --> Cs) et les halogènes (F --> I), décrivez et expliquer la périodicité du rayon atomique. | Plus le numéro atomique augmente, plus le rayon atomique augmente. Plus d'é qui se repoussent entre eux, car il yen a plus Si n augmente, la taille des orbitales augmentent. |
| Chez les métaux alcalins (Li --> Cs) et les halogènes (F --> I), décrivez et expliquer la périodicité de l'EN | EN diminue quand numéro atomique augmente dans un groupe La grosseur de l'atome augmente et la charge du noyau n'est plus assez grande |
| Chez les métaux alcalins (Li --> Cs) et les halogènes (F --> I), décrivez et expliquer la périodicité des énergies de premières ionisation | L’EI diminue quand le numéro atomique augmente dans un même groupe (haut en bas). Les é de valence sont situés plus loin du noyau (taille de l’orbitale augmente), donc sont plus facilement arrachés. |
| Chez les métaux alcalins (Li --> Cs) et les halogènes (F --> I), décrivez et expliquer la périodicité des T° de fusion | La T° de fusion augmente quand le numéro atomique augmente dans un même groupe (haut en bas). Les force intermoléculaires sont de plus en plus fortes en raison de la grosseur de la molécule (forces de Van der Waals) |
| Chez les éléments de la troisième période, décrivez et expliquer la périodicité du rayon atomique. | Rayon atomique diminue quand numéro atomique aumente dans une période (de gauche à droite dans tableau). Diminution de la taille quand la charge augmente; é de valence plus retenus. |
| Chez les éléments de la troisième période, décrivez et expliquer la périodicité de l'EN | EN augmente quand numéro atomique diminue dans une période (de gauche à droite dans tableau). Charge du noyau de plus en plus grande permet d'attirer plus d'é que les autres éléments de la période |
| Chez les éléments de la troisième période, décrivez et expliquer la périodicité des énergies de premières ionisation | EPI augmente quand on progresse dans une période. (l’effet écran des é périphériques n’est pas assez fort comparativement à la charge du noyau). Les é d’une même période sont plus fortement attirés par le noyau (EN) en progressant vers la droite |
| 3 propriétés qui varie dans les métaux alcalins et comment ils varient DMP | Faibles densités (rayon atomique grand comparé m période) Métaux mous, malléables (liaison métallique plus faible car 1 seul é par atome) Pt de fusion diminue (liaison métallique plus faible car 1 seul é par atome) |
| Comment évoluent la malléabilité et le point de fusion des alcalins quand on descend dans le groupe ? Pk ? | Les métaux alcalins deviennent plus malléables et leur pt de fusion quand on descend dans le groupe -->l’attraction noyau-é devient moindre, grosseur des atomes |
| Les alcalins sont chimiquement _______ ? Pk ? | très réactifs/un seul é de valence, facilement perdu |
| Les alcalins forment toujours des ... et se combinent avec des __________ via des liaisons ________ | Forment tjrs des cations M+ et se combinent avec des non-métaux via des liaisons ioniques |
| Réaction des alcalins avec de H2O : augmente ou diminue avec la groupe et cela donne quoi | Boum et augmente avec le groupe (attraction du noyau est de plus en plus faible donc de plus en plus réactif) |
| Métaux alcalins et H2O : formule générale chimique | 2 M(s) + 2 H2O(l) --> 2 MOH(aq) + H2(g) |
| Non-métaux très réactifs. Pourquoi ? | manque 1 seul é pour compléter la couche de valence |
| En descendant dans la groupe des halogénures, la réactivité augmente ou diminue? | l’électronégativité diminue, le rayon atomique augmente, donc la réactivité diminue … contraire des métaux alcalins!!! |
| État et couleur du F2, Cl2, Br2 et du I2 à l'état naturel | F2 et Cl2 --> gaz jaune pâle, jaune vert Br2 --> liquide brun-rouge I2 --> solide noir qui dégage des vapeurs mauves |
| Halogénures et H2O : formule générale chimique | X2 + H2O (l) --> H+(aq) + X-(aq) + HOX (aq) |
| HXO comme par exemple HClO base ou acide/faible ou forte | acide faible |
| HClO est un __________ puissant + 3 utilisation | oxydant/ Blanchiment du papier Agent désinfectant (toxiques pour les microbes) Traitement de l'eau |
| Résultat de la réaction halogénure + métaux 2 exceptions Règle générale | Les halogènes (X2) se combinent aux métaux pour former des sels (composés ioniques) généralement blancs et solubles dans l’eau. les halogénures de Pb et d’Ag sont insolubles dans l’eau. X2 + Métal -->Sel de métal |
| but du test d'I2 et résultat | Test de l’iode: pour vérifier si présence d’iode dans une solution… (PbI2 = précipité jaune insoluble) |
| but du test des halogènes et résultats | Test des halogènes: pour vérifier si présence d’halogènes… AgNO3(aq) + X-(aq) AgX(s) + NO3-(aq) AgCl = blanc (noircit au soleil) AgBr = crème AgI = jaune pâle |
| Réaction X2 + X- c'est une réaction ... | oxydation |
| Réaction halogénures + X- : équation générale Cdt à respecter ABSOLUMENT | X2 + 2 Y- --> Y2 + 2X- Celui qui donne les é doit avoir un pv oxydant supérieur à celui qui les reçoit |
| Ordre croissant des pouvoirs oxydant Réaction halogénures + X- | Meilleur oxydant F2 > Cl2 > Br2 > I2 moins bon oxydant |
| Exemple de réaction X2 + métal 2 Na + Cl2 --> | 2 NaCl |
| Ag+ + Cl-/Br-/I- --> AgCl/AgBr/AgI Couleur et état du sel halogéné | AgCl (ppté blanc) AgBr (ppté beige) AgI (ppté jaune pâle) |
| Cl2 + 2 Br- --> Couleur et état du sel halogéné | Br2 + 2 Cl- solution jaune --> brun (Br2) |
| Cl2 + 2 I- --> Couleur et état du sel halogéné | I2 + 2 Cl- solution jaune --> ppté noir (I2) |
| Br2 + 2 I- --> Couleur et état du sel halogéné | I2 + 2 Br- solution jaune foncé --> ppté noir (I2) |
| Comment évolue le caractère acide des oxydes de la troisième période ? Et le caractère covalent | Gauche à droite, basique à acide, ionique à covalent (métaux à non-métaux) |
| Les oxydes de la troisième période 12 | Na2O/Na2O2, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5/P4O10, SO2/SO3, ClO2/Cl2O/Cl2O7 |
| Équations de Na2O + H2O basique ou acide | Na2O (s) + H2O(l) --> 2 NaOH(aq) Oxyde basique |
| Équations de MgO + H2O basique ou acide | MgO(s) + H2O(l) --> Mg(OH)2(aq) Oxyde basique |
| Équations de P4O10 + H2O basique ou acide | P4O10(s) + 6 H2O(l) --> 4 H+(aq) + 4 H2PO4-(aq) Oxyde acide |
| Équations de SO3 + H2O basique ou acide | SO3(s) + H2O(l) --> H+(aq) + HSO4-(aq) Oxyde acide |
| Si oxyde ionique, H2O agit en tant ___________ Pk ? | Si oxyde ionique, H2O agit en tant quâacide (donneur de H+)⦠O2- arrache lâH de H2O. |
| Si oxyde covalent, ________est lié à l’élément… H2O agit en tant que ________ | Si oxyde covalent, O est lié à l’élément… H2O agit en tant que base de Lewis. |
| Décrire état physique du Na2O/Na2O2 et MgO 4 | composés ioniques, attraction électrostatique (+/-), solides avec des pt fusion et ébul très élevés |
| Décrire état physique du SiO2 3 | Grand réseau dans lequel tous les atomes sont liés ensembles par des liens covalents forts, solides avec des pt fusion et ébul. élevés |
| Décrire état physique du P2O5, P2O5/P4O10, SO2/SO3, ClO2/Cl2O/Cl2O7 2 | Liens covalents dans la molécule mais interations plutôt faibles entre les molécules, gaz, liquides ou solides avec des pt fusion bas. |
| Décrire état physique du Al2O3 | caractère ionique car pt de fusion élevé, caractère covalent car est un mauvais conducteur de courant, L’ion Al3+ est petit et très chargé… O2- restent accolés |
| Décrire la conduction du courant électrique des oxydes ioniques et des oxydes non-métaux (état fondu) Pourquoi? | Ionique -->conduisent /Covalent --> ne conduisent pas Des ions en mouvement sont nécessaires pour conduire le courant. Les oxydes de non-métaux sont constitués de liaisons covalentes. |
| 7 chlorures de la troisième période | NaCl, MgCl2, Al2Cl6, SiCl4, PCl5/PCl3, Cl2 |
| État physique, conduction électrique et équations avec l'eau pour NaCl et MgCl2 | liaisons ioniques, solides avec pt fusion et ébul. très élevés Les chlorures ioniques conduisent le courant à l’état fondu et en solution aqueuse. NaCl(s) --> Na+(aq) + Cl-(aq) |
| État physique, conduction électrique et équations avec l'eau pour Al2Cl6 | métal… mais souvent, les composés de Al se comportent comme des non-métaux. Très mauvais conduction électrique AlCl3(s) + 3 H2O(l) --> Al(OH)3(s) + 3 H+(aq) + 3 Cl-(aq) |
| État physique pour SiCl4, PCl3, PCl5, Cl2 | Liaisons covalentes dans les molécules, interactions faibles entre les molécules, pt fusion et ébul. bas |
| Équations avec l'eau pour SiCl4, PCl3, PCl5, Cl2 | SiCl4(l) + 2 H2O(l) --> SiO2(s) + 4 H+(aq) + 4 Cl-(aq) PCl3(l) + 3 H2O(l) --> P(OH)3(aq) + 3 H+(aq) + 3 Cl-(aq) PCl5(s) + 4 H2O(l) --> H3PO4(aq) + 5 H+(aq) + 5 Cl-(aq) Cl2(g) + H2O(l) --> HClO (aq) + H+(aq) + Cl-(aq) |
| Conductibilité électrique pour SiCl4, PCl3, PCl5, Cl2 à l'état fondu et à l'état aqueux Pourquoi? | Les chlorures d’Al, de Si, de P et de Cl conduisent mal le courant à l’état fondu (ou gazeux) et mais ils sont de bons conducteurs en solution aqueuse. Pourquoi? En solution aqueuse, des ions H+ et Cl- conduisent le courant |
| 5 propriétés caractéristiques des métaux de transition | Degrés d’oxydation variables Possède tous l'état 2+ Forment des complexes ioniques Leurs ions sont colorés Ont une activité catalytique |
| Pourquoi Sc et Zn ne sont pas considérés comme des éléments de transition ? | Les orbitales d de ces ions sont complètement vides ou complètement pleines. Ils ne se comportent pas comme des métaux de transition, n'ont pas les mêmes propriétés physiques. |
| Degré d'oxydation de Sc et Zn | Sc (3+) Zn (2+) |
| Quel est le degré d'oxydation que peuvent avoir tous les métaux de transition ? Quels sont les degrés d'oxydation possible pour les éléments suivants (Cr, Mn, Fe et Cu) ? | +2 Cr (+3, +6), Mn (+4, +7), Fe (+3) et Cu (+1). |
| Les éléments plus à gauche dans le tableau périodique ont plusieurs degrés d’oxydation possibles. Les éléments plus à droite ont souvent uniquement le degré d’oxydation +2. Pourquoi? | À gauche: les é dans 4s sont perdus en premier… et ensuite, les é dans 3d sont facilement perdus, étant plus haut en énergie. À droite: les é dans 4s sont perdus en premier… ensuite, les é dans 3d sont plus près du noyau… ÉI est plus grande. |
| Déf ligand | espèce pouvant donner une paire d’é libres à l’ion métallique central dans un complexe. |
| Déf liaison covalent dative | Le type de liaison formée lorsqu’un ligand donne sa paire d’é au métal s’appelle une liaison covalente dative |
| Déf complexe ionique | espèce dans laquelle des ligands donnent leurs é à un métal central. |
| Décrire la formation du complexe ionique autour du Fe2+ avec de l'eau | Une molécule d’eau (H2O) peut donner sa paire d’é libre au Fe2+. Pour compléter la couche de valence (niveau 4), les é se combinent pour laisser place aux é provenant du ligand. |
| Comment se forme un complexe ionique ? | Avec les éléments de transition, des orbitales d sont parfois inoccupées. Ces orbitales peuvent accepter une paire d’é libre provenant d’un ligand. Ligand (Base de Lewis) donne ces électrons au métal (Acide de Lewis) pour former le complexe |
| Pourquoi certains complexes des éléments du bloc d sont colorés ? | Parce que les sous-niveaux des orbitales d sont scindés en deux ensembles d'orbitales d'énergies différentes et les transitions qui interviennent entre elles sont responsables de la couleur des complexes. É libérer lors des transferts |
| Le Sc3+, le Zn2+ et le Cu+ forment des produits incolores. Pourquoi? | Les orbitales 3d de l’ion Sc3+ sont vides. Les orbitales 3d de l’ion Zn2+ sont pleines. Les orbitales 3d de l’ion Cu+ sont pleines. Ainsi, aucun é d’une orbitale 3d planaire ne peut passer à un niveau supérieur et être excité. |
| 6 exemples d'action catalytique des éléments de transition et de leurs composés | MnO2 (décomposition du H2O2), V2O5 dans le procédé de contact, Fe dans le procédé de Haber et dans l'hème, Ni (conversion alcène à alcane), CO dans la vitamine B12, Pd et Pt dans les convertisseurs catalytiques |
| Pourquoi les métaux de transition sont utilisés comme catalyseur ? 2 | Ligands facilite le rapprochement des molécules et facilite la réaction. Les métaux de transition peuvent avoir plusieurs degrés d’oxydation. Ils peuvent facilement devenir oxydant (accepter des é) ou réducteur (donner des é). |
| Action catalytique du MnO2 + équations | Oxyde de manganèse (IV): catalyse la décomposition du peroxyde d’hydrogène en eau et oxygène. 2 H2O2(aq) MnO2 2 H2O(l) + O2(g) |
| Action catalytique du Ni + équations | Nickel: catalyse la réaction entre l’hydrogène et un alcène pour produire un alcane. H2C=CH2(g) + H2(g) Ni H3C-CH3(g) |
| Action catalytique du Pd et Pt + équations | Palladium et platine: utilisés dans les voitures pour convertir le CO(g) et le NO(g) en substances moins polluantes (CO2(g) et N2(g)). 2 CO(g) + 2 NO(g) Pd/Pt 2 CO2(g) + N2(g) |
| Déf procédé de Haber | Synthèse de l’ammoniac. Le diazote et le dihydrogène réagissent sur un catalyseur de fer qui contient de l‘hydroxyde de potassium comme accélérateur: N2(g) + 3 H2(g) <--Fe--> 2 NH3(g) |
| Importance économique du procédé de Haber | À chaque passage, environ 15 % des réactifs sont transformés, mais tous les réactifs qui n'ont pas réagi sont recyclés. Transformation d’un produit peu dispendieux en divers produits de consommation (fertilisants, polymères, explosifs). |
| Déf du procédé de contact + équations 2 | Synthèse de l’acide sulfurique Mode de production industrielle du H2SO4 concentré actuellement le plus employé dans le monde. 2SO2(g) + O2(g) <--V2O5--> 2 SO3(g) SO3(g) + H2O (l) --> H2SO4(aq) |
| Importance économique du procédé de contact | Utilités de l’acide sulfurique: fertilisants, polymères, détergents, peintures, pétrochimie, batterie des voitures, etc. |
| Pourquoi tous les métaux de transition peuvent avoir la charge +2 ? Ex à cela ... | Parce qu'ils peuvent tous perdre uniquement les é de l'orbitale 4s Ex : Sc |
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trembpi