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Messages - Ella
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« le: 28 septembre 2015 à 22:06:43 »
Bonjour, petite question de chimie
je comprends pas comment un composé peut etre plus acide qu'un autre, exemple :
molécule A : molécule B :
Cl3
Cl3-C --- C=O H3C --- C=O
Cl3 OH OH
L'acidité correspond à la capacité d'une molécule à céder un proton (un H+). Dans ton exemple, la molécule B cédera facilement les H du CH3 qui sont en alpha du carbonyle, elle est donc plus acide que la molécule A qui n'a pas réellement de H mobile qui peut s'en aller facilement! Ça te va comme explication ? 
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« le: 15 septembre 2015 à 22:33:50 »
Je comprend pas la différence entre la charge partielle (négative ou positive) et le petit - (ou le petit +) en haut a droite d'un atome?
Je sais pas si c'est tres clair mais si quelqu'un pouvait m'aider ca serait top 
Très bonne question Chewbi!  importante pour la chimie organique! Une charge partielle est appelée partielle car elle représente seulement une polarisation de la liaison : l'atome électronégatif attire les électrons à lui, il porte une charge partielle négative donc. Prenons l'exemple de H - Br. Br est un halogène électronégatif (en haut à droite du tableau périodique des éléments) : il attire les électrons à lui sans les arracher non plus. La charge négative qu'il porte sera donc simplement partielle. Et celle de H logiquement sera partielle positive. Le petit - ou + comme tu dis est un réel défaut ou gain d'électron(s). Au cours d'une réaction, tu trouveras souvent un H+ qui aura perdu un électron, il est donc chargé positivement! Inversement un petit - indiquera un gain d'électron. Est ce que tout est clair pour toi maintenant ? 
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« le: 15 septembre 2015 à 22:23:15 »
Bonjour, concernant les molécules avec deux carbones asymétriques, dont on savoir retrouver les 4 formes ?
C'est mieux de savoir le retrouver oui, si jamais on te demande si telle molécule est le diastéréoisomère d'une autre ou non. Mais pas d'inquiétude c'est tout simple! Je te conseille d'abord de représenter ta molécule avec la représentation de Fisher, elle t'évitera de faire des erreurs avec des histoires de traits pleins ou en pointillés... Enfin c'est mon avis! Après tu fais d'abord son énantiomère, puis tu reprends ta molécule de départ et tu inverses un OH et un H. Tu dessines ensuite son énantiomère ce qui te fais bien 4 diastéréoisomères. Ça te va?
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« le: 15 septembre 2015 à 22:15:14 »
Bonsoir,
à propos du cours du professeur Ismaili sur la stéréochimie, j'ai un petit problème de compréhension sur la partie de la diastéréoisomérie. Le premier exemple est une molécule dont un des carbones est relié d'une part au groupement OH, d'autre part au groupement CH2OH.
La logique voudrait donc que le premier groupement soit 3 et le deuxième 4 ( les 2 autres groupements du premier carbone ont déjà été numérotés). Or, c'est l'inverse...
Si quelqu'un pouvait m'expliquer... 
Coucou Pioupiouu!  J'ai du mal à voir de quels numéros tu parles? De la numérotation de la chaîne carbonée? Promis des que tu me précises ça, je te réponds 
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« le: 14 septembre 2015 à 22:26:14 »
Oui c'est une autre méthode personnellement je trouve plus simple la méthode des permutations, plus claire!
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« le: 14 septembre 2015 à 22:10:12 »
Bonsoir, question un peu bête.. J'ai un petit problème sur la configuration d'une molécule dans un sujet de tuto de l'année dernière (sujet 1 question 15)
La molécule B : pour moi on classe suivant la règle CIP. Donc ça fait I>F>CH3>H, ça tourne dans le sens des aiguilles d'un montre donc configuration R, mais on fait une permutation pour mettre le H en arrière donc la configuration devient S normalement.. Non ? ou alors je confond tout je sais pas. Quelqu'un pour m'expliquer ? 
Hei Salece! Le QCM est bien juste : quand tu permutes tout d'abord H avec I, tu trouves une configuration S (dans le sens inverse des aiguilles d'une montre, I en bas à gauche, F en bas à droite et CH3 en haut). Et quand tu repermutes après, tu retombes sur R! Ça te va comme explication? 
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« le: 07 septembre 2015 à 21:54:31 »
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« le: 06 septembre 2015 à 22:56:21 »
Bonjour à tous ! Je bute sur qqs petits problèmes donc si qqn pouvait m'éclairer
Thermo : réaction A + 3B --> 2C + D A 27°C
enthalpie (Kj.mol-1) A= 13, B=7, C=42, D= 9
entropie (J.mol-1) A= 8, B=1, C=15, D= 4
dCp (J.mol-1.K-1) A= 19, B= 11, c= 5, D= 3
ln(4/3) = 0,287, ln(3/4) = - 0,287
Calculer variation d'enthalpie à 27 °C
Je fais donc (2*42+9)-(13+ 3*7) = + 59 Kj.mol-1.
Problème la réponse à la question est de - 59Kj/mol^-1.
On fait bien la somme des produits -somme des réactifs non
Calculer la variation d'entropie à 127°C
Cette fois je nage totalement ! J'utilise la formule dS= dQ/T --> dCp (ln T2-T1) ??
Donc -39*0,287 = -11,2 OR LA BONNE REPONSE est -55,1Kj.mol-1
Calculer la variation d'enthalpie à 127°c 
Je ne sais pas quelle formule utiliser...
Mon Pti Kiwi, passons à la thermo ! Encore une fois, il faut y aller étape par étape - Variation d'enthalpie à 27°C = 300°KEffectivement, on a ΔH = - 13 - 3 x 7 + 2 x 42 + 9 = +59 kJ/mol (>0, donc endorthermique). Encore une erreur de sujet je pense... - Variation d'entropie à 127°C = 400°K1) Calculer la variation d'entropie à 300°K. ΔS = - 8 - 3 x 1 + 2 x 15 + 4 = 23 J/K/mol. 2) Appliquer la formule ΔS (400°K) = ΔS (300°K) + integ (ΔCp.dT/T) de 400 à 300°K. ΔCp = - 19 - 3 x 11 + 2 x 5 + 3 = - 39 J/K/mol. On a donc ΔS (400°K) = 23 - 39 x (ln400 - ln300) = 23 - 39 x ln(400/300) = 23 - 39 x ln (4/3) = 23 - 39 x 0,287 = 23 - 11,193 = 11,8 J/K/mol environ. - Variation d'enthalpie à 127°C = 400°KΔH (400) = ΔH (300) + integ(ΔCp.dT) = 59 000 - 39 x (400 -300) = 59 000 - 3 900 = 55,1 kJ/mol. Ce qui correspond à ce que tu me dis pour la variation d'entropie mais ca me parait plus logique comme ça d'autant pus que l'enthalpie est toujours en kJ et l'entropie et J. Ca te va ? 
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« le: 06 septembre 2015 à 22:16:35 »
Nombre quantiques :
1. On est bien d'accord que s (= spin) n'est pas un nombre quantique ?
2. Dans un QCM j'ai "le principe de l'expulsion de Pauli définit que si 2 atomes ont la même ..." cette réponse est considérée comme juste pourtant on parle du principe d'exclusion et non d'expulsion, donc pour moi la proposition est fausse... Est-ce une erreur de correction, ou je me trompe ?
Est ce que la variation de concentration peut déplacer l'équilibre d'une réaction chimique ?
Hihi, je finirai par t'expliquer la thermo, ça te dit ?  - Oh que si, le spin (ou nombre de spin) est bien un nombre quantique ! Il est même énoncé dans la règle d'exclusion de Pauli que dans un atome, deux électrons ne peuvent avoir les quatre nombres quantiques identiques (n, m, l et s' également)  - L'idée est la même mais en effet, pour être rigoureux on dit bien la règle d' exclusion de Pauli. J'aurais répondu comme toi à cette question ! Des avis d'autres tuteurs ? - Effectivement, les concentrations rentrent en jeu dans le déplacement des équilibres. Cela se voit clairement dans la constante d'équilibre : les solutés sont représentés par leur concentration en moles par litres. Et par exemple, en appliquant la loi de le Chatelier, quand la concentration de réactif soluté augmente, il faudra compenser le numérateur (donc les produits) pour que K la constante d'équilibre reste constante. Tu t'y retrouves ?
90
« le: 06 septembre 2015 à 22:14:49 »
Asus, pourrais-tu redonner l'énoncé complet de ton exercice pour que je puisse mieux expliquer à Baymax ? Merci beaucoup 
91
« le: 06 septembre 2015 à 22:03:47 »
Gillepsie :
1. comment trouve-t-on l'AXmEn de l'ion MnO4-?
Je pense que mon soucis est au niveau de la configuration électronique... Je trouve une valence de 7 pour Mn et donc mon modèle est de AX4E1(4 atomes O autour et 1 doublet non liant). Pourtant la bonne réponse serait AX4EO ce qui se comprend puisque c'est un ion...!! HELP
2. La géométrie de AlCl3 est bien N=3 ?
Hello Pti Kiwi ! Beaucoup de questions dis-moi, on va y aller point par point alors. Pour ce modèle de Gillespie, il faut y aller par étape. - Pour Mn : en faisant sa configuration électronique (Z = 25 dans le tableau périodique) on trouve 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5. On a donc deux électrons de valence. En effet, même si on remplit a couche 4s avant la couche 3d, c'est la couche qui est néanmoins la plus éloignée donc la plus réactive (avec le plus grand n autrement dit). Elle va réagir en premier et 3d5 n'intervient pas si on en a pas besoin. Ce ne sont pas des électrons de valence. On aura donc autour de Mn, un doublet non liant et 5 autres électrons (de la couche 3d car une seule flèche dans chaque petite case) qui s'associeront avec d'autres atomes. - Pour O : rien de compliqué et plutôt à savoir faire car souvent rencontré, (Z = 8) 1s2 2s2 2p4. On a 6 électrons de valence : 2 de la couche 2s qui formeront un doublet et 4 de la couche 2p (un doublet et deux autres électrons). Assemblons tout ça... Trois O seront liés par leurs deux électrons seuls à Mn qui donnera aussi deux électrons. Il nous reste alors un électron pour Mn et un O(-). Le O(-) a alors un électron de valence en plus qui lui donne trois doublets plus un électron qui lui permettra de se lier à Mn par une liaison simple ! Venons-en à ta question : - le petit m est donc de 4 car il y a 4 atomes ou ions autour de Mn - le petit n est de 0 car il n'y a pas de doublets non liants. Le modèle de Gillespie est donc de AX4E0. Effectivement, pour AlCl3, on a N = 3 car il y a trois atomes de chlore et pas de doublets non liants (Al ayant un doublet et un électron, et Cl trois doublets et un électron) J'ai beaucoup détaillé, j'espère que tu as tout compris comme ça
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« le: 06 septembre 2015 à 21:43:31 »
Bonjour, " L’entropie à 85°C de cette réaction est de -57.3 J.K-1.mol-1
. VRAI : pour résoudre le problème
il faut utiliser la formule ci-dessous :
- Il faut tout d’abord calculer la somme des Cp : 30 + 3 x 75 – 2 x 35 – ½ x 30 = 170 J.K-1.mol-1.
- Après ça il suffit de sortir le Cp de l’intégrale : 170 x ln358/298 = 31.2 J.K-1.mol-1
- On a donc ΔS (358K) = -85 .5 +31.2 = -57.3 J.K-1.mol-1
donc c'est faux car c'est -54,3 et non -57,3 non?
Effectivement Asus , sans doute une petite coquille. J'ai refait les calculs et il me semble que c'est bien 54,3. Le plus important est malgré tout que tu aies compris la méthode
93
« le: 04 septembre 2015 à 22:29:23 »
Des calculs faisables en posant les multiplications et les divisions oui tu auras besoin parfois d'arrondir etc... Il faut donc s'entraîner ! En UE1, les calculs de thermodynamique, qui sont les seuls si je me trompe pas, sont plutôt abordables. En UE3, c'est tout autre chose !
94
« le: 03 septembre 2015 à 22:24:45 »
C'est tout bon Choou, tu es au top
95
« le: 03 septembre 2015 à 21:24:08 »
Oui Choou, tu as bien compris ce que je voulais dire. Tu verras en ED normalement, la prof dessine un trait vertical et place le zéro. Elle placera un point au dessus pour l'énergie d'ionisation et un point en dessous pour l'affinité électronique. Plus le point est bas ou éloigné du zéro, plus l'affinité électronique est grande en valeur absolue, donc plus elle est négative ou encore petite. Il faut que tu considères la stabilité après la capture d'un électron. Moins un atome a d'énergie plus il est stable. Un atome à grande affinité électronique, aura donc plus de chance de capter un électron qu'un autre ! Pareil tu verras un exemple en ED et ça t'aidera sans doute beaucoup (comme quoi les ED, il faut y aller ) Ça va mieux comme ça?
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« le: 03 septembre 2015 à 21:14:17 »
Hello Stabilo ! Le modèle de Gillespie est pas si complique à comprendre. Comme tu l'as dit c'est une modèle de répulsion des paires électroniques de la couche de valence, car ce sont eux, les plus réactifs qui vont permettront des liaisons avec d'autres atomes. Ainsi, le modèle permet de déterminer la structure spatiale de l'édifice moléculaire autour d'un atome central, selon le nombre de liaisons et donc selon le nombre d'électrons. Ils ne se repousseront pas pareil s'ils sont 1 ou 6. On écrit donc le modèle de Gillespie : A Xm En. - A pour l'atome central - m pour le nombre d'atomes ou d'ions qui y sont liés - n pour le nombre de doublets d'électrons libres Mais le plus important c'est de calculer N = m + n car selon la valeur de N, un angle est déterminé (pour N = 4, l'angle est de 109 degrés par exemple) tu as noté ça? Il y a des petits changements selon le nombre de doublets ou l'electronegativité de l'atome central ! Vous verrez des exemple en ED. Ça te va comme réponse ?
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« le: 02 septembre 2015 à 20:03:44 »
A ton tour Choou, ouvre bien grand tes yeux  L'énergie d'ionisation est l'énergie que reçoit un atome en échange de son électron ; il devient alors cation. Elle est positive car reçue. En revanche, l'affinité électronique c'est l'énergie que l'atome doit libérer et donner pour capter un électron. Il perd de l'énergie, elle est donc négative. Jusque là ça va. Et en effet le reste n'est pas logique. Cl qui est bien en haut à droite du tableau, est connu pour être électronégatif et donc avoir la capacité de capter des électrons (vous verrez ça en chimie organique par exemple). On dit que c'est un paramètre a peu près similaire à l'affinité électronique car En = (Ae + Ei) / 2. Et quand on réfléchit bien, plus Ae est grande, plus on est bas dans les négatifs, moins il y a d'énergie et plus c'est stable, et plus c'est stable plus ils capteront d'électrons (ils ne vont pas en capter si ça ne leur apporte que peu de stabilité). Ça te paraît logique ? Si quelqu'un d'autre peut me dire ce qu'il a noté dans son cours, ça pourrait être utile  Courage!
98
« le: 02 septembre 2015 à 19:46:43 »
Je confirme ce qu'a dit Grand, cette relation est à savoir. Vous l'utiliserez dans un ED d'UE1 et vous verrez alors qu'elle est bien utile pour ne pas recalculer delta G par exemple qui est utilisé pour calculer une constante d'équilibre. Cette loi est applicable seulement si la variation d'enthalpie de référence est constante. Pour ce qui est de la formule, il faut intégrer la forme d(lnK)/dT comme vous avez pu le voir en mathématiques en terminale. Il ne me semble pas que le professeur ait donné plus de détails du calcul ; en ED, c'est la deuxième forme qui est utilisée. Voilà voilà!
99
« le: 12 novembre 2014 à 20:44:45 »
Désolée, je n'avais pris le temps de regarder
100
« le: 12 novembre 2014 à 14:27:32 »
Aller, je suis partie, deuxième question... La fin des cours approche et les révisions aussi... Je suis pas douée du tout pour les emplois du temps et je me demande vraiment comment il faut s'organiser pendant ces semaines de révisions pour être au top le jour du concours, dans les temps! Vous avez des conseils?
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