Composés Ioniques - Bathurst High School
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Révision pour examen - Chimie Chimie – l’étude de la matière, de ces propriétés et les changements qu’elles subissent. Matière – tout ce qui possède une masse et qui occupe une espace. Propriétés physiques – ce qui décrit la matière et que l’on peut observer avec nos sens. (couleur, senteur, lustre, solubilité, densité, état) Transformations physiques – changement réversible, la matière demeure inchangé (ex. un changement d’état) Propriétés chimiques - décrit comment les éléments et les composés agissent ensemble. Ces réactions sont des réactions chimiques irréversibles qui créent une nouvelle substance. (Ex : le fer réagit avec l’oxygène pour faire de l’oxyde de fer (II)). Le tableau périodique des éléments Les éléments en ordre de numéro atomique, ce qui donne le nombre de protons de cet élément. Les métaux sont situés au côté gauche de l’escalier, les non-métaux au côté droit, sauf l’hydrogène. Les rangées se nomment des périodes et les colonnes des groupes. Les colonnes ou groupes comprennent des éléments avec des propriétés similaires qui sont des familles d’éléments chimiques. - Métaux Alcalins Métaux Alcalino-Terreux Métaux de transition Famille de Bore Famille de Carbone Famille d’azote Famille d’oxygène Halogènes Gaz rares Modèle de Bohr / ”Lewis dot” Le modèle de Bohr démontre le noyau de l’atome avec le nombre de protons et de neutrons de l’atome. Les électrons sont représentés dans les orbites autour du noyau dans les maximums ci-dessous. (# de protons = numéro atomique, # d’électrons = # de protons, # de neutrons = masse atomique – nombre de protons) Orbite #1 – 2 électrons maximum Orbite #2 – 8 électrons maximum Orbite #3 – 8 électrons maximum Orbite #4 – 18 électrons maximum Un diagramme “Lewis Dot” démontre seulement les électrons de valence (orbite externe) de l’élément. Les groupes donnent le nombre d’électrons de valence ex : Groupe 1 à 1 électron de valence, groupe 2 à 2, groupe 13 à 3 etc.) Dessiner les modèles de Bohr et “Lewis Dot” pour les éléments suivants : Na Cl B Al Composés Ioniques Les éléments forment des composés afin de remplir leur dernière orbite. Les composés ioniques sont composés d’un métal et d’un non-métal Les métaux transfèrent leurs électrons aux non-métaux. Si un élément perd un électron (le métal) il devient un ion positif Si un élément gagne un électron (le non-métal) il devient un ion négatif Démontre comment les électrons sont transférés pour faire des composés avec les éléments suivants: K et Cl Mg et N Sur le tableau périodique, les charges des groupes d’éléments sont comme suit: Groupe 1 à un électron de valence donc il est plus facile de perdre cet électron et devenir 1+ Groupe 2 = 2+ Groupe 13 = 3+ Groupe 16 = 2- Groupe 17 = 1- Groupe 14 = 4+/- Groupe 15 = 3- Groupe 1 et groupe 17 sont les plus réactifs car ils doivent seulement échanger un électron, ce qui prend moins d’énergie que 3 ou 4. Groupe 18 ne sont pas réactifs du tout car leurs dernière orbite est déjà remplie. Les ions se combinent pour faire des composés ioniques Les composés sont toujours neutres, ce qui veut dire que le nombre de charges positives est égale au nombre de charges négatives. Les composés ioniques sont tenus ensemble comme des aimants et sont relativement facile à séparer. Quand ils sont misent en solution, ils se séparent en ions positifs et négatifs et peuvent conduire de l’électricité. 1. Combiner les éléments du groupe 1, 2, 13, 14, 15,16 et 17 pour faire des composés ioniques - Dans la formule le métal vient en premier et le non-métal second - Balancer les charges pour faire un composé neutre - Pour nommer les composés ioniques : o Change la terminaison du non-métal (-ure, -yde) o Écrit le métal comme sur le tableau périodique Écrit le nom et la formule des composés ioniques suivants : Na et Cl Ca et P Al et F Chlorure de magnésium Sulfure d’aluminium Séléniure de calcium 2. Combiner les métaux de transition dans les composés ioniques : - Si le métal fait partie des métaux de transition (groupes du milieu) et a l’option de plus qu’une charge, on doit inclure cette charge dans le nom. - On doit utiliser un chiffre romain pour représenter la charge o 1=I o 2 = II o 3 = III o 4 = IV o 5=V o 6 = VI o 7 = VII o 8 – VIII o 9 = IX o 10 = X Donne le nom ou la formule des composés suivants : PbCl4 CoS PtO2 Oxyde de cuivre (II) Sulfure d’or (I) Chlorure d’étain (IV) 3. Combiner des ions polyatomiques dans les composés ioniques : Les ions polyatomiques sont des groupes d’éléments qui sont regroupés très fortement ensemble et qui porte une charge ionique. - - On utilise des charges quand on les combinent avec d’autres ions. (n’oublie pas d’utiliser une parenthèse autour de l’ion polyatomique au complet s’il y en a plus que un) Pour nommer, utilise les noms sur le tableau périodique et la charte d’ions polyatomiques. (ne pas changer les terminaisons, utiliser des préfixes ou utiliser des chiffres romains) Donne le nom ou la formule des composés suivants : Ca(NO3)2 K2CO3 (NH4)2O Chromate de sodium Nitrate de plomb (II) Hydroxyde d’ammonium Composés moléculaires - Les composés moléculaires sont aussi nommé composés covalents Les composés moléculaires combinent des non-métaux avec des non-métaux Plusieurs des composés les plus communs sont des composés moléculaires (Ex : H2O et CO2) Une liaison covalente partage les électrons. Ils cherchent encore une orbite externe remplie d’électrons. Les liaisons covalentes sont plus fortes que les liaisons ioniques. Ils ne se séparent pas facilement. Aucunes charges - pas formé d’ions (ils ne se séparent pas en solution et ne conduisent pas l’électricité) Nommer les composés moléculaires On nomme les composés moléculaires semblables aux composés ioniques. D'autres, comme l'eau, H2O, et le méthane, CH4, portent des noms communs utilisés pour des siècles. Les noms contiennent des préfixes pour compter les atomes 1 = mono (seulement pour oxyde) 2 = di 3 = tri 4 = tetra 5 = penta 6 = hexa 7 = hepta 8 = octa 9 = ennéa 10 = deca Nomme ou écrit la formule des composés moléculaires suivants : N 2S P2Br4 SiO2 Trioxyde de diazote Pentafluorure de phosphore Tetrahydrure de dibore Types de réactions Réactifs - ce que l’on commence avec avant une réaction Produits – ce que l’on finit avec lors d’une réaction (ce qui est produit) 1. Synthèse – deux ou plusieurs réactifs se combinent et forment un nouveau produit. Équation Générale: X + Y ----> XY Ex : Hydrogène + oxygène ----> eau 2. Décomposition – un composé se dégrade en deux ou plusieurs composés ou éléments. Équation Générale: XY ----> X + Y EX : chlorure de sodium ----> sodium + chlore 3. Déplacement simple – un élément prend la place d’un autre élément similaire d’un composé. Équation Générale: A + BX ----> B + AX Ex : cuivre + nitrate d’argent ----> argent + nitrate de cuivre 4. Déplacement double – les cations de deux différents composés échangent de place. Équation Générale: WX + YZ ----> WZ + XY Ex : nitrate de plomb (II) + iodure de potassium ----> iodure de plomb (II) + nitrate de potassium Finir les équations chimiques et déterminer le type de réaction Phosphate de sodium + hydroxyde de potassium ----> Fluorure de magnésium + fer -----> Nitrate d’argent + or ----> azote + hydrogène ----> eau ----> fluorure de magnésium -----> oxyde de souffre + séléniure de lithium -----> Loi de conservation de la massse et balancer les équations Ce que l’on commence avec = ce que l’on finit avec (la masse n’est ni créé ni détruite) Molécules diatomiques – hydrogène, oxygène, azote, fluore, chlore, brome and iode. Si trouvé toute seule dans une équation, ils sont toujours diatomiques. Ex : Carbone + oxygène = C + O2 Balancer les équations 1. Écrit l’équation squelette 2. Compte le nombre d’atomes de chaque élément de chaque côté de l’équation. 3. Ajouter des coefficients seulement (numéro devant un compose) pour multiplier le nombre d’atomes de chaque élément jusqu’à ce qu’ils soient égales de chaque côté. Balancer les équations suivantes: 1) ___ NaNO3 + ___ PbO ___ Pb(NO3)2 + ___ Na2O 2) ___ AgI + ___ Fe2(CO3)3 ___ FeI3 + ___ Ag2CO3 3) ___ C2H4O2 + ___ O2 ___ CO2 + ___ H2O 4) ___ ZnSO4 + ___ Li2CO3 ___ ZnCO3 + ___ Li2SO4 5) ___ V2O5 + ___ CaS ___ CaO + ___ V2S5 Finir les équations suivantes et balancez-les : 1) nitrate d’argent + cuivre (II) 2) Calcium + hydrogène 3) eau 4) hydroxyde de magnésium + fluorure d’aluminium
