1° S - Activité de physique n° 2 :

1° S - Comprendre 3 - cours :
Chap IX : Cohésion des solides ioniques et moléculaires
I- Electronégativité d’un élément chimique :
Lorsque les deux atomes liés par une liaison covalente sont identiques, la paire d’électrons formant la liaison est
répartie de manière symétrique entre les deux atomes. Cependant, certains atomes ont plus ou moins tendance à
attirer les électrons de la liaison covalente entre eux.
Un atome A est plus électronégatif qu’un atome B s’il a tendance à attirer à lui les électrons de la liaison
covalente qui le lie à B.
L’électronégativité d’un atome varie selon la place de l’élément correspondant dans la classification périodique :
- elle augmente de gauche à droite dans une ligne du tableau périodique (période) ;
- elle augmente de bas en haut dans une colonne du tableau périodique (famille).
Voir document 9 p 156
II- Les différents types de liaison entre 2 atomes:
1. Liaison covalente polaire :
Lorsqu’une liaison covalente relie un atome A plus électronégatif qu’un atome B, alors la
liaison A – B est dite polaire. Les électrons ne sont alors pas répartis de manière symétrique entre les deux
atomes. Le doublet d’électrons est globalement plus proche de l’atome le plus électronégatif.
On considère que :
- l’atome A porte un excès de charge négative (noté 𝛿-)
- l’atome B porte un défaut de charge négative (noté 𝛿+)
Les charges 𝛿+ et 𝛿- ne sont pas des charges « entières » : ce sont des fractions de la charge élémentaire e.
Ex.
2. Liaison covalente apolaire :
La liaison sera covalente apolaire (ou non polaire), lorsqu’elle relie deux atomes identiques ou des atomes
différents ayant une différence d’électronégativité faible. Le doublet d’électrons est alors équitablement réparti.
Ex. H – H, Cl – Cl ou C – H

3. Liaison ionique :
Dans le cas limite d’une liaison reliant deux atomes ayant une différence d’électronégativité très forte, l’atome le
plus électronégatif a totalement capté le doublet d’électrons de la liaison et les deux atomes sont devenus des ions.
La liaison n’est plus covalente mais ionique. Les ions portent des charges entières, qui sont des multiples de la
charge élémentaire e .
Ex. Dans les solides ioniques NaCl, CaCl2, Al2O3, les liaisons sont ioniques.
Remarque : même si les charges ne sont pas réparties symétriquement, globalement, le solide ionique reste
neutre.
III- Les solides ioniques
1- Structure
Un solide (ou cristal) ionique est constitué d’un empilement compact régulier de cations et d’anions, en nombres
tels que la neutralité électrique du cristal est assurée. Doc 6 p 155
2- Nom et formule
La formule d’un solide ionique (formule statistique) ressemble à celle d’une molécule :
- elle comporte le nombre minimal de cations et d’anions permettant la neutralité électrique,
- elle commence toujours par la formule du cation
Le nom du solide commence par celui de l’anion, suivi de celui du cation. On intercale le déterminant « de » entre
les deux. Ex. L’oxyde d’aluminium (alumine), constitué des ions oxyde O2- et d’ions aluminium Al3+, a pour
formule Al2O3.
Quelques formules à connaître :
cations
anions
formule
nom
nom
formule
Na+
ion sodium
HO-
ion hydroxyde
K+
ion potassium
F-
ion fluorure
Ag+
ion argent
Cl-
ion chlorure
Ca2+
ion calcium
Br-
ion bromure
Fe2+
ion fer (II)
I-
ion iodure
Fe3+
ion fer (III)
𝐒𝐎𝟒
𝟐−
ion sulfate
Cu2+
ion cuivre (II)
𝐌𝐧𝐎𝟒
−
ion permanganate
Zn2+
ion zinc
𝐂𝐎𝟑
𝟐−
ion carbonate
Al3+
ion aluminium
𝐍𝐎𝟑
−
ion nitrate
a. Cohésion
La cohésion des solides ioniques est assurée par les interactions attractives entre un ion et ses plus proches
voisins de charge de signe opposé. Ces liaisons ioniques sont des forces de nature électrostatique respectant la
loi de Coulomb.
IV- Les solides moléculaires
1- Structure
Un solide moléculaire est un empilement régulier de molécules dans l’espace.
2- Cohésion
Les interactions qui assurent la cohésion des solides moléculaires sont de deux types :
a- Les Forces de Van der Waals :
Le nuage électronique d’une molécule est l’ensemble de tous les électrons périphériques des atomes constituant
cette molécule : les électrons des doublets liants et ceux des doublets non liants.
La cohésion entre molécules provient d’interactions électrostatiques entre les nuages électroniques, appelées
interactions de Van der Waals.

b- Les liaisons hydrogène :
Elles s’établissent entre un atome d’hydrogène lié à un atome très électronégatif (oxygène, azote ou fluor) et un
autre atome d’azote, d’oxygène ou de fluor. Cette liaison est notée en pointillée et les trois atomes sont alignés.
Doc.18 p 158
La liaison hydrogène correspond à une interaction électrostatique entre l’atome d’hydrogène, qui porte un excès
de charge positive, et le doublet non liant d’un atome O, N ou F.
Remarques :
- Les interactions qui assurent la cohésion des solides moléculaires sont plus faibles que celles qui assurent
la cohésion des solides ioniques.
- Une liaison covalente est beaucoup plus intense qu’une liaison hydrogène, elle-même plus intense que les
interactions de Van der Waals.
- Plus les interactions sont importantes, plus les températures de changement d’état sont élevées.