Cours - Le cours de physique
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re Chapitre 11. Cours. 1 S La cohésion des édifices chimiques. I. Les molécules (et les liaisons intramoléculaires). 1. La liaison covalente. La liaison covalente est due à la mise en commun d'électrons (voir chapitre 7). 2. Les molécules polaires. Cas de l'eau : Dans la molécule H-O-H, les électrons liants ne sont pas équitablement partagés par les atomes : ils sont statistiquement plus proches de l'oxygène que de l'hydrogène (car, dans une liaison, O a plus tendance que H à attirer vers lui des électrons). Il apparaît alors une légère charge positive δ+ sur chaque H et une (double) légère charge négative δ- (donc 2 δ-) sur O. La liaison n'est donc plus réellement covalente mais on n'est pas non plus totalement en présence d'ions : il s'agit d'une liaison covalente à caractère ionique partiel (la liaison est polarisée). Cas général : Dans une liaison, chaque atome présente une plus ou moins grande tendance à attirer vers lui des électrons : c'est l'électronégativité (si elle est faible alors, au contraire, l'atome à tendance à se débarrasser d'électrons). Plus la différence d'électronégativité entre deux atomes est importante, plus le caractère ionique de leur liaison est important. H a quasiment la même électronégativité que C électronégativité … … … Valeur de l'électronégativité χ de quelques éléments chimiques (selon Pauling) Soit Δχ la différence d'électronégativité entre deux éléments chimiques, on peut considérer que : 0 ≤ Δχ ≤ 0,4 0,5 ≤ Δχ ≤ 1,6 1,7 ≤ Δχ ≤ 4 la liaison est covalente la liaison est polarisée la liaison est ionique O Cas de l'eau : La molécule d'eau n'est pas linéaire mais coudée 2- H (voir chapitre 7) 2- O H H O H H H + 2+ représentation spatiale : + soit donc le centre des charges + n'est pas le même que celui des charges -, la molécule est dite polaire re Chapitre 11. Cours. 1 S il s'agit d'un dipôle (un pôle + et un pôle -) et elle apparaît comme électrisée. Mise en évidence du fait que la molécule d'eau apparaît comme électrisée : une baguette électrisée attire un filet d'eau. Autres cas : δ+ δ+ δ- Le gaz chlorure d'hydrogène H-Cl se comporte comme H Cl (représentation spatiale) c’est-à-dire H est polaire (le centre des charges + n'est pas le même que celui des charges -). δ- Le gaz dioxyde de carbone O=C=O se comporte comme O O 2δ+ C 2δ- 2δ+ C δ- Cl ; il δ- O (représentation spatiale) c’est-à-dire O ; il est apolaire (le centre des charges + est le même que celui des charges -). II. Les solides ioniques. - + L'atome Cl peut devenir l'ion Cl et Na peut devenir Na . Lorsqu'ils sont associés ils forment un solide ionique, + structure régulière formée alternativement d'ions Na et Cl (voir ci-après et livre page 155 doc 6). L'édifice est maintenu grâce à la force électrostatique (loi de Coulomb). + Le solide étant électriquement neutre il y a autant de Na que de Cl . Sa formule statistique est donc NaCl . On peut vérifier que chaque ion Cl - est entouré de 6 ions Na+, chacun de ces Na+ servant pour 6 Cl - différents ; il y a donc 1 Na+ pour chaque Cl - (c’est-à-dire 1 Cl - pour chaque Na+). On peut vérifier que chaque ion F - est entouré de 4 ions Ca2+, chacun de ces Ca2+ servant pour 8 F - différents ; il y a donc 1/2 Ca2+ pour chaque F - (c’est-à-dire 2 F - pour chaque Ca2+). 2+ - De même Ca peut devenir Ca et F peut devenir F ; lorsqu'ils s'associent ils forment le solide ionique régulier électriquement neutre dont la formule statistique est donc CaF2 . re Chapitre 11. Cours. 1 S III. Les solides moléculaires (et les interactions intermoléculaires). Pour être détruites, ces interactions nécessitent environ 10 fois moins d'énergie que les liaisons intramoléculaires. 1. Les interactions de Van der Waals. Les molécules polaires sont des dipôles : elles ont un côté (appelé pôle) chargé positivement et un autre chargé négativement. Le pôle + d'un dipôle attire les pôles - d'autres dipôles, et son pôle - attire les pôles + d'autres dipôles : il s'agit d'interactions de Van der Waals. Les molécules polaires peuvent donc être liées entre-elles et former un solide moléculaire grâce à la force électrique entre dipôles permanents. Exemple : ICl solide (formé de molécules ICl) δ+ δδ+ δδ+ δδ- δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- Par influence (de façon similaire à l'activité expérimentale sur l'électrisation), une molécule polaire peut transformer une molécule apolaire en un dipôle (appelé dipôle induit). Les molécules polaires et apolaires peuvent donc être liées entre-elles et former un solide moléculaire grâce à la force électrique entre dipôles permanents et dipôles induits. Exemple : solide formé de molécules ICl et I2 δ- δ+ molécule polaire (dipôle permanent) lorsque la molécule polaire s'approche de la molécule apolaire molécule apolaire δ- δ+ molécule polaire (dipôle permanent) δ- δ+ dipôle induit Les molécules apolaire ne le sont en réalité que statistiquement (en moyenne au cours du temps) car, du fait du mouvement des électrons autour des noyaux atomiques, ces molécules sont presque à tout instant des dipôles. Les molécules apolaires peuvent donc être liées entre-elles et former un solide moléculaire grâce à la force électrique entre dipôles instantanés. Exemple : I2 solide (formé de molécules apolaires I2). Voir livre p 157 et 158 doc 12, 13 et 14. 2. La liaison hydrogène. La "liaison" hydrogène intervient entre un l'atome hydrogène H d'une molécule (lorsqu'il est lié un atome très électronégatif tel que O ou N) et un atome X très électronégatif d'une autre molécule. Cette interaction, souvent représentée en pointillées, est particulièrement forte car la liaison O-H (ou N-H) est très polarisée et car l'atome X peut s'approcher très près de H qui est tout petit. La liaison hydrogène se rencontre dans les solides et dans les liquides. IV. Effet d'un transfert thermique. Les solides sont constitués d'espèces chimiques (molécules ou atomes ou ions) disposées de façon compacte, régulière et ordonnée et vibrant autour de leurs positions d'équilibre. Les liquides sont constitués d'espèces chimiques disposées de façon compacte et roulant les unes sur les autres de façon désordonnée. re Chapitre 11. Cours. 1 S Les gaz sont constitués d'espèces chimiques très éloignées les unes des autres (par rapport à leur taille) et en mouvement désordonné et rapide. Ces espèces chimiques n'étant généralement pas en interaction, entre deux collisions elles ont un mouvement rectiligne uniforme. Lorsqu'un système reçoit de l'énergie sous forme de transfert thermique : 1. (Tant qu'il n'a pas encore atteint sa température de changement d'état) la température du système augmente. En effet, une augmentation de la température se traduit par une augmentation de l'agitation microscopique (à l'échelle de l'atome et de la molécule) et donc par une augmentation de l'énergie cinétique microscopique (l'énergie cinétique est l'énergie liée à la vitesse). L'énergie thermique reçue par le système (sa variation d'énergie thermique) est ΔEth -1 -1 m c ΔT (en joules J) -1 -1 avec m la masse (en kg), c la capacité thermique massique (en J.kg .K ou en J.kg .°C ) et ΔT la variation de température (finale - initiale) en K ou en °C. -1 -1 Exemple : Déterminer la variation de température de 250 g d'eau liquide (c eau l = 4185 J.kg .K ) recevant 45 kJ. 3 ΔEth 45 10 43 K 43 °C . donc ΔT ΔEth meau c eau l ΔT meau c eau l 0,250 4185 2. (Lorsqu'il a atteint sa température de changement d'état) la température du système n'augmente pas (l'agitation microscopique n'augmente pas) mais il change d'état physique. En effet, lorsque la température du système est suffisante (à la température de changement d'état) les molécules ont acquis assez d'énergie thermique (énergie cinétique microscopique) pour que l'énergie d'interaction intermoléculaire ne suffise plus à les lier : l'énergie reçue par le système sert à "casser" les interactions de Van der Waals.
