Cours Cohésion des solides ioniques et moléculaires

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Cohésion_des_solides_eleves.docx
Cohésion des solides ioniques et
moléculaires
1S ………..- Chap …10…..
NOM : ………………………….
……………
I. Cohésion des solides ioniques. .................................................................................................................................2
Interactions électrostatiques et cohésion .............................................................................................. 2
Formule d'un composé solide ionique ........................................................................................................2
Dissolution / Titre massique et concentration molaire du soluté ......................................................2
Protocoles de dissolution et de dilution (TP) ...........................................................................................2
Rappel concentrations massique et molaire / lien ..................................................................................2
Concentration du soluté lors d'une dissolution ou d'une dilution ......................................................2
Concentrations des ions dans une solution ionique ................................................................................3
Exercices ……………………………………………….…………………………………………………………………………………………………………… ……3
II. Molécules polaires et apolaires. ............................................................................................................................3
1 Electronégativité d'un élément ....................................................................................................3
2 Polarité d'une liaison et moment dipolaire ................................................................................4
3 Polarité d'une molécule ..................................................................................................................4
cas d'une molécule diatomique ....................................................................................................................4
cas d'une molécule polyatomique (eau et gaz carbonique) ....................................................................4
Exercices …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….4
III. Cohésion des solides moléculaires. .....................................................................................................................5
1 Les solides moléculaires. ................................................................................................................5
2 Les interactions de Van der Waals. ............................................................................................6
3 La liaison hydrogène .......................................................................................................................7
Exercices ……………………………………………………..………………………………………………………………………………………………………….…7
CONCLUSION .................................................................................................................................................................7
Cohésion et transformations de la matière
Recueillir et exploiter des informations sur les applications de
la structure de certaines molécules (super absorbants,
tensioactifs, alginates, etc.).
Solide ionique. Interaction électrostatique ; loi de Coulomb.
Solide moléculaire. Interaction de Van der Waals, liaison
hydrogène.
Électronégativité.
Effet du caractère polaire d’un solvant lors d’une dissolution.
Conservation de la matière lors d’une dissolution.
Prévoir si un solvant est polaire.
Écrire l’équation de la réaction associée à la dissolution dans
l’eau d’un solide ionique.
Savoir qu’une solution est électriquement neutre.
Élaborer et réaliser un protocole de préparation d’une solution
ionique de concentration donnée en ions.
Mettre en œuvre un protocole pour extraire une espèce
chimique d’un solvant.
1
I.
Cohésion des solides ioniques.
Doc de présentation : « structure du chlorure de sodium.ppt »
Un solide ou ……………………. ionique est constitué d'anions et de cations, assimilés à des sphères dures,
régulièrement espacées dans l'espace.
Un solide ionique est électriquement ……………………………….
Dans un tel cristal, chaque ion s'entoure d'ions de …………………………………………………….. L'interaction électrostatique
………………………………………. existant entre ces ions de charges contraires assure la cohésion du solide ionique.
La formule d'un solide ionique comporte le nombre minimal de cations et d'anions permettant la neutralité
électrique du cristal ionique. Elle commence toujours par la formule du …………………………..
Le nom du solide commence par celui de l'……………………….., suivi de celui du cation.
Tableau des ions les plus courants
(voir fiche récapitulative)
Exemple d’écriture :
 L'oxyde d'aluminium est constitué d'ions oxyde O2- et d'ions aluminium Al3+, a pour formule statistique Al2O3 .
Le cation est l’ion Al3+, et l’anion l’ion O2
Le sulfate d’aluminium est constitué d’ions sulfate SO42- et d’ions aluminium Al3+ ; il s’écrira sous forme solide
Al2(SO4)3

Donnez les formules des solides ioniques suivants : fluorure de calcium
……………………………………………..
nitrate de fer (III)
………………………………………………
hydroxyde de cuivre (II) ………………………………………
Exercices sur site prof
Protocole de dissolution et de dilution (voir fiche distribuée en tp)
Rappels titre massique et concentration molaire du solide S dissout (le soluté)
Comprenons bien : on dissout un soluté dans un solvant pour obtenir une solution de ce soluté.
 Titre massique en soluté (en g.L-1):

𝒕(𝑺) =
Concentration molaire en soluté (en mol.L-1) :
𝒎(𝑺)
𝑽(𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒊𝒐𝒏)
𝑪(𝑺) =
𝒏(𝑺)
𝑽(𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒊𝒐𝒏)
Docs de présentation : [Dissolution_du_sel.swf ]
[Dissolution_du_sel.flv]
Il y a 3 phases dans la dissolution d’un solide ionique dans l’eau :
Le solide ionique (ou cristal ionique) se dissocie car les cations du cristal sont attirés par les atomes d'oxygène des
molécules d'eau et les anions du cristal sont attirés par les atomes d'hydrogène des molécules d'eau : ………………………….
Puis les ions sont entourés de molécules d'eau : …………………………………..
Enfin, à cause de l'agitation thermique, les ions hydratés s'éloignent du cristal : …………………………………..
AN :
a) Quelle masse de fluorure de calcium faut-il dissoudre dans 25,0 mL d’eau pour obtenir une solution de titre on
5,0.10-2 g.L-1 en fluorure de calcium
b) Déterminer la concentration molaire en chlorure de sodium apporté d’une solution préparée par dissolution de
5,85 g de sel dans 200cm3 d’eau :
2
Lien entre la concentration molaire en soluté apporté et la concentration effective des ions
dans la solution :
Exemple du sulfate d’aluminium solide, que l’on suppose intégralement dissout dans l’eau :
Avancement
Donc
EI
0
En cours
x
EF
xmax
nS
xmax = …………………..
La dissolution est une réaction chimique car l’état final (des ions) est différent de l’état initial (un solide et de l’eau); donc on aura :
Al2(SO4)3
𝑪( 𝑨𝒍𝟐 (𝑺𝑶𝟒 )𝟑 ) =
2 Al3+

(s)
𝒏𝑺
𝑽(𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒊𝒐𝒏)
[𝑨𝒍𝟑+ ] =
(aq)
+
𝟐 . 𝒏𝑺
=𝟐𝑪
𝑽(𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒊𝒐𝒏)
Concentration molaire du soluté apporté
3SO42-
[𝑺𝑶𝟐−
𝟒 ] =
(aq)
𝟑 . 𝒏𝑺
=𝟑𝑪
𝑽(𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒊𝒐𝒏)
Concentrations molaires effectives des ions
Exercices p174 n° 11 – 15 – 17 - 18
II. Molécules polaires et apolaires.
1
Électronégativité d'un élément chimique.
Doc de présentation : [ Electronegativite ds Tab_periodique.ppt ]
Lorsque deux atomes liés par une …………………………………………… sont identiques, la paire d'électrons formant la liaison est
répartie de manière …………………………………………………… entre les deux atomes.
Cependant certains atomes ont plus ou moins tendance à attirer les électrons de la liaison covalente à eux.
Un atome A est plus ……………………………………………… qu'un atome B s'il a tendance à attirer à lui les électrons (le
doublet) de la liaison covalente qui le lie à B.
Electronégativité
Ressource image : électronégativité dans tableau périodique.ppt
3
L'électronégativité des atomes évolue selon leur position dans la classification périodique :
▪
▪
elle augmente de gauche à droite sur une même ligne (…………………………………….),
elle augmente de bas en haut dans une même colonne (………………………………………..).
Les alcalins (col I) ont tendance à ……………………………… des électrons (donc sont ……………………… électronégatifs), alors que
les halogènes (col XVII) ont tendance à ……………………………… des électrons (donc sont ……………… électronégatifs).
Doc de présentation : (téléchargement de 10 min) [molecule-polarity_fr.jar]
2

Polarité d’une molécule
Cas d’une molécule diatomique
Exemple : molécule de chlorure d’hydrogène HCl
Ces molécules sont constituées d’un atome d’hydrogène lié à un atome de chlore par une liaison covalente.
Représentation de Lewis
H
Caractéristiques géométriques
Cl
dH-Cl = 127 pm
Le chlore est …………………….. électronégatif que l’hydrogène. Il …………………………. vers lui le doublet de liaison : on dit que
la liaison H – Cl est ……………………………………..
Cette polarisation fait apparaître :


un excédent de charge négative, notée –q , sur l’atome de chlore (q représente la charge partielle)
un excédent de charge positive, notée +q , sur l’atome d’hydrogène.
La molécule de chlorure d’hydrogène a ainsi un caractère ………………………….. : elle constitue un dipôle électrique. Elle
peut être représentée par un dipôle portant les charges –q et +q.
Plus généralement, un dipôle électrique est l’ensemble constitué par 2 charges opposées – q et + q séparées par la
distance d ; il est caractérisé par son ………………………………………………………… :
Ce moment dipolaire est représenté par un vecteur
le pôle ……………………………………….. du dipôle.
⃗ colinéaire à la liaison et orienté du pôle ……………………………… vers
𝒑
Le moment dipolaire s’exprime en ……………………………….. (symbole D)
Exemple : pour la molécule de chlorure d’hydrogène : p(H-Cl) = 1,1 D
𝑝
+q
d
-q
Conclusion : Une liaison covalente est polarisée lorsque les deux atomes liés ont des électronégativités
différentes.
Une molécule, entre deux atomes A et B est ………………………………….. si ces deux atomes ont des électronégativités
différentes. Plus la différence d’électronégativité est …………………………….., plus la liaison est polarisée, et plus le moment
dipolaire ⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗⃗
𝑝𝐴−𝐵 est …………………………………... Une molécule diatomique constituée de deux atomes identiques est apolaire.
4
Cas d’une molécule polyatomique (possédant plus de deux atomes)
1. Cas de la molécule d’eau H2O
Représentation de Lewis
H
Caractéristiques géométriques
O
dH-O = 96 pm
molécule coudée   105°
H
-2q
𝑝2
⃗⃗⃗⃗
𝑝1
⃗⃗⃗⃗
⃗⃗⃗𝑝 = ⃗⃗⃗⃗⃗
𝑝1 + ⃗⃗⃗⃗⃗
𝑝2  ⃗0
+q
+q
⃗
𝒑
Le moment dipolaire résultant est la somme ……………………………………………. des moments dipolaires des deux liaisons O-H.
La molécule présente un …………………………………………………… { p(H2O) = 1,8 D } : on dit que c’est une molécule ………………….
Mise en évidence de cette propriété : bâton de plexiglas et filet d’eau
2. Cas de la molécule de dioxyde de carbone CO2
Représentation de Lewis
O
C
Caractéristiques géométriques
O
DC=O = 116 pm
molécule linéaire
-q
𝑝 = ⃗⃗⃗⃗⃗
𝑝1 + ⃗⃗⃗⃗
𝑝2 = ⃗0
𝑝1
⃗⃗⃗⃗
+2q
𝑝2
⃗⃗⃗⃗
-q
Le moment dipolaire résultant est ……… car la molécule est linéaire: la molécule de dioxyde de carbone est ………………...
Conclusion :
Pour une molécule polyatomique, le moment dipolaire est la somme géométrique des moments dipolaires
associés à chaque liaison.
 Le moment dipolaire résultant est lié à la géométrie de la molécule.
Exercices : p 157 n° 19 et p 174 n° 9

5
III. Cohésion des solides moléculaires
Les solides moléculaires
1)
Un solide (ou cristal) moléculaire est un assemblage compact et ordonné de ……………………………...
Ex : la glace faite de molécules d’eau ……………… ; le solide diiode constitué de molécules de diiode …………..
La cohésion des solides moléculaires est assurée par deux types d’interactions moléculaires :
- l’interaction de Van Der Waals
- les liaisons hydrogène
La cohésion des solides moléculaires est nettement moins forte que la cohésion des solides ioniques.
Il suffit de comparer les températures de fusion de solides ioniques et de solides moléculaires pour mettre en
évidence cette différence. Par exemple, à pression atmosphérique, T fusion eau = 0 °C alors que Tfusion NaCl = 801 °C.
Les interactions de Van Der Waals
2)
Les interactions de Van Der Waals résultent des …………………………………………………………………………………….…………….. dûes au
caractère polaire permanent ou instantané apparaissant dans les molécules. Elles assurent la cohésion du solide
moléculaire et sont beaucoup moins fortes que les liaisons covalentes.
Approfondissement (à lire pour compréhension, ne pas retenir)

Cas de molécules polaires (« dipôles permanents ») :
C’est le cas du chlorure d’iode ; il est constitué de molécules. Le chlorure d’iode I-Cl se présente, à température
ambiante, sous la forme d’un liquide rouge très foncé. Sa température de fusion est 13,9 °C.
La liaison I-Cl est polarisée car le chlore est plus électronégatif que l’iode. Dans le cristal moléculaire, les molécules,
s’orientent de telle manière que l’atome d’iode (pôle +) soit toujours voisin d’un atome de chlore (pôle -).

Cas de molécules apolaires (« dipôles instantanés ») :
Doc de présentation :
[Van der Waals.swf]
C’est le cas du diiode. Le diiode est constitué d’un empilement compact et ordonné de molécules de diiode I-I . Cette
molécule est apolaire car elle est constituée de deux atomes identiques.
6
Mais les électrons n’ont pas de position définie. Ils ont une probabilité de présence dans le nuage électronique qui
entoure les noyaux. Les électrons s’y déplacent à grande vitesse. A un instant donné, il se peut que les électrons soient
plus proches d’un des noyaux. Il apparait alors un dipôle électrique instantané au sein de la molécule.
Ce dipôle instantané induit la création d’autres dipôles instantanés et ceci de proche en proche. L’interaction de Van
der Waals peut s’établir.
La liaison hydrogène.
Partie importante…….
3)
La ………………………………………………………………………… est un cas particulier des interactions de Van der Waals.
La liaison hydrogène se forme lorsqu’un atome d’hydrogène H, qui est lié à un atome A très électronégatif,
interagit avec un atome B, également très électronégatif et porteur d’un ou plusieurs doublets non liants.
Elles sont plus 10 fois fortes que les interactions de Van der Waals mais 20 fois plus faibles que les liaisons
covalentes.
Les atomes A et B qui interviennent généralement sont : l’azote N , l’oxygène O, le fluor F et le chlore Cl.
Les trois atomes qui participent à la liaison hydrogène sont généralement …………………………………………...
Représentation de la liaison hydrogène :
( A : N , O , F , Cl )
( B : N , O , F , Cl )
Doublet non liant
A
H
B
Liaison covalente
Liaison hydrogène
Exemple : structure de la molécule d’eau à l’état solide
Nous constatons ainsi que les molécules d’eau sont ……………………………………………………………………….., faiblement, mais liées.
Exercices : p 157 n° 21 4)
et
n° 24 résolu
- p175 n° 13 - 19
Conclusion :
L’intensité (l’énergie) de ces différentes liaisons (Van der Waals et liaison hydrogène) dans les solides moléculaires
explique la cohésion de la matière moléculaire.
Bilan plus général
Types de liaisons
Liaison covalente
Liaison ionique
Liaison hydrogène
Liaison de Wan Der Waals
Ordre de grandeur des énergies de liaison
De 100 à 500 kJ/mol
Exemple :
NaCl
411 kJ/mol
De 1 à 40kJ/mol
1 kJ/mol
7