Préparation examen

Veuillez trouver ci-joint des exercices types de l’examen : Préparation exam 2012

Bonne Préparation

sb

Matériel et techniques expérimentales (complément)

Veuillez trouver ci-joint un complément du cours sur les techniques expérimentales de séparation, avec notamment la figure 8.

02_Matériel et Distillation

Publicité

Réaction Rédox

Veuillez trouver le cours ci-joint.

undefined

Réactions acido-basiques

Veuillez trouver le cours ci-joint.

Allée OM (Orbitales Moléculaires)

Liaison covalente = orbitale moléculaire. La mécanique ondulatoire permet de d’expliquer avec une bonne approximation l’énergie et la longueur de la liaison d’une liaison covalente.  

Les paires électroniques se repoussent !

Valence Shell Pair Electron Repulsion. La théorie VSEPR ou Valence Shell Electronic Pairs Repulsion signifie: « répulsion des paires électroniques de la couche de valence ».

Lewis et points c’est tout

Structures de Lewis. Ce modèle permet de représenter très simplement les molécules en écrivant la répartition des électrons de valence autour des atomes avec des points.

Les liaisons faibles

Les liaisons faibles sont des interactions électrostatiques (attraction de charges opposées) entre les molécules voisines (et non plus entre les atomes). Elles agissent donc à des distances plus longues et sont de ce fait plus faibles que les liaisons covalentes. On décrit ici les liaisons hydrogène et les interactions de Van der Waals.

Sondage et évaluation du blogocours

Voici un questionnaire pour vous permettre de donner votre avis sur ce cours en ligne. La parole est à vous, n’hésitez pas à me faire part de vos remarques et suggestions. Toutes vos idées seront les bienvenues.

Liaison polaire

Liaison covalente à caractère ionique. Parmi les différentes interactions interatomiques, les liaisons covalentes représentent les forces les plus importantes. Dans une liaison covalente polaire, la répartition du doublet électronique de liaison ne se fait pas de façon équitable en raison de la différence d’électronégativité. L’atome le plus électronégatif possède une charge partielle négative (δ^–) alors que le second, moins électronégatif, possède une charge partielle positive (δ⁺).