1 - chem11standing

Chimie 112: Révision d’examen
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 1s2 2s2
e. Nombre atomique : 17 1s2 2s22p63s23p5
f. Le scandium : 1s2 2s22p63s23p64s23d1
→Écris la configuration électronique (sans les dessins) pour les atomes qui suivent :
g. Le strontium : 1s2 2s22p63s23p64s23d104p65s2
h. Le phosphore : 1s2 2s22p63s23p64s23d104p65s2
i. Le potassium 1s2 2s22p63s23p64s1
10. Que représente chaque partie retrouvée dans 2p6 ? 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?

Chimie 112: Révision d’examen
a. 2s = 2 c. 4s = 2 e. 4p = 6 g. 4f = 14
b. 3p = 6 d. 3d= 10 f. 5s = 2 h. 5p= 6
12. Écris les sous-niveaux en ordre croissant de leur énergie: 4s, 3p, 3d, 2s. = 2s, 3p ,4s, 3d
13.
14. 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..
17. 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, 1s22s2
de magnésium 1s22s22p63s2
et de calcium 1s22s22p63s23p64s2
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 s2 du niveau d’énergie
supérieur...
19. 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.

Chimie 112: Révision d’examen
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 CaCl2
4. Écris la configuration électronique de l’aluminium et encercle les électrons perdus quand il
forme un cation.
1s22s22p63s23p1
5. Écris le nombre et le type d’atomes qui se retrouvent dans les formules chimiques qui suivent.
A) NH4NH3 N=2, H=7 B) Ca(OH)2 Ca=1, O=2, H=2 C) 3KMnO4 = 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
oxyde de magnésium
K + N
iodure de potassium
Al + N
Au+3 + NO3
oxyde de cuivre (I)
Ca + PO4
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).

Chimie 112: Révision d’examen
10. Nomme les composés ioniques hydratés qui suivent:
Formule chimique
Nom utilisant un préfixe +
hydraté
Nom utilisant un nombre + eau
CuSO4 • 5H2O
sulphate de cuivre(II)
pentahydraté
sulfate de cuivre(II)-5-eau
Na2CO3
carbonate de sodium
décahydraté
carbonate de sodium-10-eau
CaCl2
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
H2
N2
PCl3
HCN
C2F4
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 CH3OH au lieu de CH4O? CH3OH
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

Chimie 112: Révision d’examen
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 peut-
elle 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
moléculaire
Diagramme de
Lewis
Diagramme
structurel
Forme
Polaire ou
non-polaire
Force
intermoléculaire
CO2
H2O
BH3
CH4
HCl
NH3