ppt - Physique
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Thème 2 - Comprendre Chapitre 3 Forces électriques et cohésion de la matière Forces électriques et cohésion de la matière I- Interaction électrostatique Phénomènes électriques Les charges électriques sont statiques 2 corps chargés qA et qB exercent l’un sur l’autre des forces. FqA/qB FqB/qA Coller le papier distribué 2 corps chargés qA et qB exercent l’un sur l’autre des forces. FqA/qB FqB/qA • droite d’action des forces : droite qui passe par qA et qB • sens des forces : Répulsives Si les charges sont de même signe Attractives Si les charges sont de signes opposés • droite d’action des forces : droite qui passe par qA et qB • sens des forces : Répulsives Si les charges sont de même signe Attractives Si les charges sont de signes opposés • Loi de Coulomb FqA / qB q A.qB d 2 k qA et qB en Coulomb (C) d est la distance entre les charges en m. k 9.0 109 N.C-2.m2 II – Cohésion d’un solide ionique Chlorure de Sodium NaCl Fluorure de Calcium ou Fluorine CaF2 Sulfate de Cuivre CuSO4 II – Cohésion d’un solide ionique Un solide ionique est un cristal composé d’un empilement régulier d’anions et de cations (ex : NaCl, CaF2, …). La cohésion d’un solide ionique est assurée par les forces électriques entre anions et cations. On parle de liaisons ioniques. La formule d’un solide ionique indique la proportion d’anions et de cations qui permet d’assurer l’électroneutralité du cristal. Coller le papier distribué II – Cohésion d’un solide ionique Un solide ionique est un cristal composé d’un empilement régulier d’anions et de cations (ex : NaCl, CaF2, …). La cohésion d’un solide ionique est assurée par les forces électriques entre anions et cations. On parle de liaisons ioniques. La formule d’un solide ionique indique la proportion d’anions et de cations qui permet d’assurer l’électroneutralité du cristal. Ions Na+ Al3+ NaF NO3(ions nitrates) C2O42(ions oxalates) Mg(NO3)2 III - Polarité d’une molécule III-1- Électronégativité III - Polarité d’une molécule III-1- Électronégativité III - Polarité d’une molécule III-1- Électronégativité 2 atomes peuvent mettre en commun chacun 1 e- de leur couche externe pour former une liaison covalente. Un atome A est + électronégatif qu’un atome B s’il a tendance à + attirer à lui les e- de la liaison covalente. Évolution de l’électronégativité dans la classification périodique : Coller le papier distribué L’électronégativité ↗ L’électronégativité ↗ Évolution de l’électronégativité dans la classification périodique : L’électronégativité ↗ L’électronégativité ↗ III-2- Liaison covalente polaire O–H Évolution de l’électronégativité dans la classification périodique : L’électronégativité ↗ L’électronégativité ↗ III-2- Liaison covalente polaire -δ +δ O–H III-2- Liaison covalente polaire Si une liaison covalente lie 2 atomes d’électronégativité ≠ , la liaison est polaire. Si une liaison covalente lie 2 atomes d’électronégativité = , la liaison est apolaire. Coller le papier distribué Ces liaisons sont-elles polaires ? Valeurs d'électronégativité : C : 2,55 H : 2,2 O : 3,44 Cl : 3,16 + δ → Charge partielle positive - δ → Charge partielle négative C-O □ Apolaire □ Polaire H - Cl □ Apolaire □ Polaire C-C □ Apolaire □ Polaire Cl - Cl □ Apolaire □ Polaire C-H □ Apolaire □ Polaire □ Fortement polaire □ Faiblement polaire □ Fortement polaire □ Faiblement polaire □ Fortement polaire □ Faiblement polaire □ Fortement polaire □ Faiblement polaire □ Fortement polaire □ Faiblement polaire III-2- Liaison covalente polaire Si une liaison covalente lie 2 atomes d’électronégativité ≠ , la liaison est polaire. Si une liaison covalente lie 2 atomes d’électronégativité = , la liaison est apolaire. Coller le papier distribué Une liaison ionique peut être vue comme le cas extrême d’une liaison polaire où l’un des atomes a capté le doublet liant. III-3- Polarité d’une molécule III-3- Polarité d’une molécule Évolution de l’électronégativité dans la classification périodique : H 2,2 C 2,5 -2δ +δ +2δ +δ N O 3,4 F Gaz rares III-3- Polarité d’une molécule Évolution de l’électronégativité dans la classification périodique : H 2,2 C 2,5 N O 3,4 F Gaz rares III-3- Polarité d’une molécule Évolution de l’électronégativité dans la classification périodique : H 2,2 C 2,5 -δ +2δ -2δ -δ N O 3,4 F Gaz rares III-3- Polarité d’une molécule Une molécule est polaire si et seulement si : 1. Elle contient 1 ou des liaisons covalentes polarisées 2. Les barycentres des charges excédentaires + et - ne coïncident pas. Coller le papier distribué III-3- Polarité d’une molécule Une molécule est polaire si et seulement si : 1. Elle contient 1 ou des liaisons covalentes polarisées 2. Les barycentres des charges excédentaires + et - ne coïncident pas. Formule brute H2O CO2 C4H10 SH2 NH3 Y a-t-il des liaisons polaires ? Formule de Lewis Géométrie Molécule polaire ou apolaire ? IV- Forces de Van der Waals IV- Forces de Van der Waals 2δ Oxygène δ Hydrogène δ A Hydrogène FB/A δ FA/B B 2δ δ III- Forces de Van der Waals Iode Iode Molécule de I2 Attention, ça n’est pas à l’échelle ! III- Forces de Van der Waals Attention, ça n’est pas à l’échelle ! δ FB/A FA/B A B 2δ Molécule de I2 δ III- Forces de Van der Waals A Molécule de I2 B Molécule de I2 III- Forces de Van der Waals A Molécule de I2 B Molécule de I2 III- Forces de Van der Waals FA/B FB/A A Molécule de I2 B Molécule de I2 « Sugarcubes » par Pallbo — Travail personnel. Sous licence Domaine public via Wikimedia Commons http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sugarcubes.jpg#mediaviewer/File:Sugarcubes.jpg III- Forces de Van der Waals III-1) Des forces électriques intermoléculaires attractives Soient 2 molécules, polaires ou non. Il existe tjs entre ces molécules des forces attractives d’origine électrique: les forces de Van der Waals. Ces forces ont une portée très courte. Les effets de ces forces se font donc sentir lorsque les molécules sont suffisamment proches (≈ qq nm). Ex d’effets de ces forces : adhésion des post-it ou des geckos sur les murs. III-2) Cohésion d’un solide moléculaire Les forces de Van de Waals permettent d’expliquer la cohésion des solides moléculaires (solides formés par un assemblage de molécules, sans liaisons covalentes ou ioniques entre elles), comme par exemple le sucre. IV- Liaisons hydrogènes 2δ Oxygène δ Hydrogène δ A Hydrogène FA/B 2δ δ FB/A B δ IV- Liaisons hydrogènes 2δ Oxygène δ A δ 2δ δ B δ IV- Liaisons hydrogènes Les liaisons hydrogènes s’établissent entre • un H lié à un atome très électronégatif (charge partielle +) • un atome très électronégatif d’une autre molécule porteur d’un doublet non liant (ex : O, N, F…) (charge partielle -) On les représente en pointillés. -2δ +δ +δ +δ -2δ +δ Une liaison H est • bcp moins « solide » qu’une liaison covalente. • + « solide » que les liaisons dues aux forces de Van der Waals. Exemple de liaisons H dans l’ADN : (Coller le papier distribué)
