C.c.3.2.cohésion des solides ioniques et moléculaires

COHESION DES SOLIDES IONIQUES ET

MOLÉCULAIRES

L’ESSENTIEL2 1èreSPHYKÊMIA

Cristal de sel Morceaux de sucre

Comment ça tient ?

Cristal de sel Morceaux de sucre

Modèle du solide ionique

Modèle du solide moléculaire

Cristal de sel Morceaux de sucre

Modèle du solide ionique

Modèle du solide moléculaire

Liaison ionique Force de Van der Walls

Cristal de sel Morceaux de sucre

Modèle du solide ionique

Modèle du solide moléculaire

Liaison ionique Force de Van der WallsLiaison hydrogène

Cohésion des solides ioniques

fluorine

Cristal de sel

Cristal de sel

Chlorure de sodiumNa+Cl−

Cristal de sel

Na+Cl−

Na+ Na+Cl−

Cl−

F = k qq 'r2

Cristal de sel

Na+Cl−

Na+ Na+Cl−

Cl−

L’interaction coulombienne assure la cohésion des cristaux ioniques

F = k qq 'r2

Cristal de sel

Na+Cl−

Na+

Na+

Na+

Na+

Na+

Na+

Na+

Na+

Cl−

Cl−

Cl−

Cl−

Cl−

Cl−

Cl−

Cl−

Formule chimique du

solide ionique :

NaClL’interaction coulombienne assure la cohésion des

cristaux ioniques

fluorine Fluorure de calcium

fluorine Fluorure de calcium

fluorine Fluorure de calcium

F− Ca2+

fluorine Fluorure de calcium

F− Ca2+

Charge électrique nulle

fluorine Fluorure de calcium

F− Ca2+

Ca2+

F−

F−Charge électrique nulle

fluorine Fluorure de calcium

F− Ca2+

Formule chimique du fluorure de calcium :

Ca2+

F−

F−Charge électrique nulle

CaF2

Cohésion des solides moléculaires

J. Van der Walls1837-1923

Nobel de chimie 1910

Interactions de

Van der Walls

Interactions de

Van der Walls

Interactions de

Van der Walls

Interactions électrostatiques entre nuages

électroniques des molécules

Toujours attractives

Interactions de

Van der Walls

Interactions électrostatiques entre nuages

électroniques des molécules

De courte portée (1 nm)Peu intensesMolécule 1 Molécule

2

La cohésion des solides moléculaires est modélisée par les interactions de V. der Walls

Temporaires (10 s)-12

Ne

Ne

Ne Néon gazeux

Ne

Ne

Ne Néon gazeux

Gaz rare

apolaire

Ne

Ne

Ne

NeNe

Ne Ne

Ne Ne

Néon liquide

-246°C

Ne

Ne

Ne

NeNe

Ne Ne

Ne Ne

Néon liquide

Ne

Ne

NeNe

Ne Ne

Ne Ne

Néon liquide

La cohésion des liquides apolaire (atomiques ou moléculaires) est bien modélisée par les

interactions de V. der Walls

-246°C

Liaison hydrogène

Interactions de

Van der Walls

Liaison hydrogène

Interactions de

Van der Walls

attractiveDe courte portée (1 nm)

La plus intense des interactoins de V.d. Walls

Temporaires (10 s)-12

+δ

HA−δ

B−δ

Reste de la molécule

Liaison covalente

Liaison hydrogène

+δ

HA−δ

B−δ

Reste de la molécule

Liaison covalente

Liaison hydrogène

Elle résulte d’une interaction électrostatique entre un atome d’hydrogène lié à un atome très électronégatif (F, O, N) ET un atome très

électronégatif portant au moins 1 doublet non liant.

Une molécule d’eau (polarisé de façon permanente) peut engager 4 liaisons

hydrogène (au maximum) avec ses voisines

Et l’eau resta liquide (à température ambiante moyenne de

18°C)

sur Terre

A très bientôtsur

PHYKHÊMIA

Bonus

Interactions de Van der Walls et liquéfaction des

gaz apolaires

Le méthane est-il une molécule

polaire ?

Le méthane est-il une molécule

polaire ?

Totalement apolaire

-161,50°C

Méthane liquide

Température de liquéfaction

Butane

Totalement apolaire

Butane liquide

-0,50°CTempérature de liquéfaction

Plus les molécules sont volumineuses plus les interactions de V.d.Walls en elles sont importantes

Méthane Butane

apolaire apolaire

-161,5°CLiquide en dessous de

Liquide en dessous de -138,3°C

Plus la longueur de la chaine carbonnée des alcanes est longue, plus leur t° liquefaction est élevée

Méthane Butane

apolaire apolaire

-161,5°C -138,3°CLiquide en dessous de

Liquide en dessous de

Plus la longueur de la chaine carbonnée des alcanes est longue, plus leur t° liquefaction est élevée

Méthane Butane

apolaire apolaire

-161,5°C -138,3°CLiquide en dessous de

Liquide en dessous de

Heptane

apolaire

-91°CLiquide en dessous de

Ces liaisons inter-moléculaires sont plus faibles que les liaisons chimiques à l’intérieur des molécules mais de leur intensité dépendra l’état d’un corps pour des conditions données. Prenons par exemple une série de petites molécules : H2O, NH3, CH4. Dans les conditions de température et de pression usuelles sur Terre, l’eau existe sous forme liquide alors que l’ammoniac ou le méthane n’existent que sous forme gazeuse. C’est parce que l’interaction entre deux molécules d’eau est plus forte que celle entre deux molécules de méthane. D’autre part, lorsqu’on chauffe un liquide, on détruit ces liaisons et on permet aux molécules de la surface du liquide de s’échapper sous forme de vapeur. Ces liaisons existent même entre des atomes ou des molécules inertes (argon, hélium, di-azote…) mais elles sont extrêmement faibles. C’est pourquoi il faut descendre à des températures très basses (où l’agitation de la matière est très réduite) pour les obtenir sous forme liquide. En se basant sur les travaux de van der Waals, Dewar a été le premier à liquéfier l’azote en 1898 et Kamerlingh Onnes l’hélium en 1908.

Refroidir la matière pour voir se former des liaisons très faibles qui ne survivraient pas à température ordinaire… une idée qui a fait son chemin !

Les chercheurs s’intéressent aujourd’hui à des objets bien singuliers appelés « agrégats ». Ils contiennent un petit nombre d’atomes ou de molécules (de 2 à quelques centaines) collés entre eux grâce à ces forces de van der Waals. Ce ne sont pas des solides ou des liquides, dans lesquels chaque molécule est anonymement plongée au milieu d'un nombre considérable de ses semblables. Ce ne sont pas des gaz non plus, dans lesquels chaque molécule est isolée sauf au moment des chocs avec ses congénères. Ce sont des agrégats ! On a su les fabriquer à partir des années 70 grâce à une technique appelée jet supersonique qui fonctionne un peu sur le même principe qu’un réfrigérateur. A travers un tout petit trou, un flux de gaz à la pression atmosphérique (ou légèrement comprimé) entre dans une enceinte où règne un vide très poussé. Subissant ainsi une forte chute de pression, sa température chute de façon drastique et les agrégats se forment. Avec une subtile maîtrise des conditions expérimentales (pression, taille du petit trou, mélange des gaz), on sait en fabriquer des tout petits ou des plus gros, des homogènes ou des plus complexes contenant des molécules différentes…