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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…