Cohésion de la matière

Cohésion de la matière
Il existe 3 états de la matière : solide, liquide et gaz.
Un solide ionique est un empilement ordonné et compact
d’un très grand nombre d’ions.
Un solide moléculaire est un empilement ordonné et compact
d’un très grand nombre de molécules.
Quelle est la nature des interactions entre les ions d’un
composé ionique ou les molécules d’un solide moléculaire ?
I. Cohésion de la matière au sein des composés ioniques
1. Définition
Un composé ionique solide est un empilement régulier d’un très grand nombre d’anions et de
cations, l’ensemble étant électriquement neutre.
La formule indique les proportions des ions constituant le composé (formule statistique) ; elle
s’établit en respectant la neutralité électrique.
Exemple :
le carbonate de calcium dont la formule est CaCO3, formé
d’ions Ca2+ (gris) et CO32- (gris clair et rouge), les proportions
étant 1 pour 1
2. Formule d’un composé ionique
Ions présents
Proportions
Formule
Cation
Anion
X cations pour Y anions
Chlorure de sodium
Nitrate d’argent
Sulfate de cuivre II
Hydroxyde de calcium
Chlorure de cuivre II
Sulfate d’aluminium
Sulfate d’ammonium
3. Cohésion d’un cristal ionique solide
Le cristal de chlorure de sodium est constitué d’un empilement ordonné d’ions. Les ions Cl- sont aux
sommets de cubes contigus d’arête a et aux centre de chaque face de ce cube. Les ions Na+ sont
situés au milieu de chaque arête et au centre de chaque cube.
Les anions Cl- forment un sous réseau cubique à faces centrées dans lequel les cations Na+ occupent
tous les sites octaédriques de la maille.
La cohésion du cristal est assurée par les forces de nature électrostatique entre les ions.

a. Exprimer en fonction de a les plus petites distances entre les centres
de :
 deux Cl-
 deux Na+
 un Cl- et un Na+
b. Exprimer en fonction de a et e (quantité d’électricité élémentaire) la force électrique :
 Entre deux Cl- les plus proches
 Entre un ion Cl- et un ion Na+
II. Au sein des solides moléculaires :
La glace est un solide moléculaire dans lequel les molécules d’eau
sont très organisées.
1. Electronégativité des éléments chimiques – polarité de la liaison covalente :
On a définit la liaison covalente comme une mise en commun équitable d’un doublet d’électrons. En
réalité, certains atomes sont plus « avides » d’électrons que d’autres : ils ont davantage tendance à
attirer les électrons. La grandeur physique qui quantifie cette capacité à attirer les électrons est
nommée l’électronégativité.
H
2,2
Electronégativité des éléments chimiques
He
Li
0,98
Be
1,57
B
2,04
C
2,55
N
3,04
O
3,44
F
3,98
Ne
Na
0,93
Mg
1,31
Al
1,61
Si
1,9
P
2,19
S
2,58
Cl
3,16
Ar
K
0,82
Ca
1
Sc
1,36
Ti
1,54
V
1,63
Cr
1,66
Mn
1,55
Fe
1,83
Co
1,88
Ni
1,91
Cu
1,9
Zn
1,65
Ga
1,81
Ge
2,01
As
2,18
Se
2,55
Br
2,96
Kr
Rb
0,82
Sr
0,95
Y
1,22
Zr
1,33
Nb
1,6
Mo
2,16
Tc
2,1
Ru
2,2
Rh
2,28
Pd
2,2
Ag
1,93
Cd
1,69
In
1,78
Sn
1,96
Sb
2,05
Te
2,1
I
2,66
Xe
Cs
0,79
Ba
0,89
*
Hf
1,3
Ta
1,5
W
1,7
Re
1,9
Os
2,2
Ir
2,2
Pt
2,2
Au
2,4
Hg
1,9
Tl
1,8
Pb
1,8
Bi
1,9
Po
2
At
2,2
Rn
Fr
0,7
Ra
0,9
Ainsi, l’atome d’oxygène est plus électronégatif que l’atome d’hydrogène. Il en résulte que les
électrons intervenant dans la liaison entre ces deux atomes se trouvent plus souvent autour du
noyau de l’atome d’oxygène qu’autour du noyau de l’atome d’hydrogène.
L’atome d’hydrogène présente donc un déficit partiel d’électrons, qu’on note δ+ (δ+ < +e)
L’atome d’oxygène, au contraire, présente un excès partiel d’électrons, qu’on note δ- (δ- > -e).
On parle de déficit ou excès partiel parce qu’aucun des atomes n’a totalement perdu ou gagné un
électron !
On schématise la liaison entre les deux atomes de façon suivante :
Na
+
Cl-
Electronégativité croissante
Electronégativité croissante

Une telle liaison est dite polarisée.
A contrario, si les charges sont réparties de façon totalement symétrique, elle sera apolaire, c'est-à-
dire non polaire.
2. L’eau : molécule polaire
Du fait de sa géométrie, l’eau possède un caractère dipolaire : elle se comporte comme un petit
élément à deux pôles électriques de signe opposés :
Molécule d’eau
Comportement dipolaire
Dipôle électrostatique associé
à la molécule
Mise en évidence du caractère dipolaire associé à la molécule : action d’un bâton électrisé sur un
filet d’eau :
3. Molécules polaires ou apolaires :
Méthode :
 Déterminer la structure spatiale de la molécule
 Repérer les répartitions des charges partielles de chaque atome en fonction de la polarité des
liaisons
 Trouver le barycentre (moyenne) des charges partielles positives et négatives ; si les deux
barycentres coïncident, la molécule est apolaire.
tétrachlorure de
carbone CCl4
dioxyde de
carbone CO2
Ammoniac
NH3
Ethanol
CH3CH2OH
Schéma de
Lewis
Représentation
de Cram +
répartition des
charges
partielles
4. Interaction entre molécules : liaisons intermoléculaires
a. Forces de Van der Waals : interactions de courte portée le plus souvent attractives entre molécules.
Elles concernent aussi bien les molécules polaires à travers leurs charges partielles que les molécules
apolaires qui subissent une polarisation temporaire par influence.
O
H
δ+
H
δ+
O
H
H

b. Liaison hydrogène : interaction de nature électrostatique toujours attractive. Elle est la plus forte
des liaisons intermoléculaires. C’est un cas particulier des interactions de Van der Waals.
Elle se manifeste uniquement entre une molécule qui comporte un atome d’hydrogène lié à un
atome X petit et très électronégatif (N, O ou F) et un autre atome, Y, possédant un doublet non liant
(F, O ou N).
Pour que la liaison hydrogène existe, les trois atomes doivent être alignés et la distance entre eux
relativement faible. C’est une interaction à courte portée.
Cas de la glace : indiquer sur les schémas les liaisons hydrogène ; compléter le schéma en dessinant
d’autres molécules d’eau qui montre une organisation en un véritable réseau cristallin.
III. Effet des transferts thermiques sur la cohésion de la matière
Un apport d’énergie thermique (chaleur) à un corps pur formé d’ions ou de molécules peut :
- entraîner une élévation de température : cela traduit l’augmentation de l’agitation des ions ou des
molécules (augmentation de leur énergie cinétique)
Corps pur
Effet d’un transfert thermique reçu
Solide
Augmentation du mouvement de vibration des ions ou molécules
Liquide
Augmentation du mouvement désordonné des ions ou molécules
Gaz
Augmentation de la vitesse des ions ou molécules
- permettre de casser les liaisons qui lient les ions ou les molécules. Il y a alors changement d’état.
La température reste alors constante tout au long du changement d’état ; on l’appelle
« température de changement d’état ». A l’état solide, les interactions électrostatiques entre ions
d’un composé ionique ou molécules d’un solide moléculaire sont plus importantes qu’à l’état
liquide ; elles deviennent très faibles à l’état gazeux.
1. Température d’ébullition et énergie de liaison :
Dans le tableau ci-dessous sont répertoriées pour quelques solides (ioniques ou moléculaires) les
valeurs de leurs températures de fusion et les valeurs de leur énergie de liaison : il s’agit de l’énergie
qu’il faut apporter ces solides pour casser les liaisons qui lient les ions ou molécules de 1kg de corps
pur solide et afin de le rendre liquide.
Composés
θfusion (t°C)
Energie de liaison (kJ/kg)…
…. entre …
NaCl(S)  NaCl(L)
801
7000
H2O(S) H2O(L)
100
334
CH4(S)CH4(L)
-161,7
58
Préciser dans le tableau entre quelles particules la liaison est rompue lors du passage de l’état solide
à l’état liquide.
Quelle relation existe-t-il entre température de fusion et énergie de liaison.

2. Liaisons ioniques
Composés
θfusion (t°C)
Rayon de l’halogénure
(pm)
NaCl
801
100
NaBr
755
115
NaI
651
140
Expliquer l’évolution de la température de fusion des 3 composés ioniques présentés.
3. Température d’ébullition des hydrogénure du groupe 4A
Le groupe 4A définit une famille d’éléments chimiques situés dans une même colonne du tableau
périodique : C, Si, Ge, Sn. Ces éléments ont des propriétés chimiques similaires.
Le tableau suivant donne les températures d’ébullition des molécules de ce groupe.
Espèce chimique
CH4
SiH4
GeH4
SnH4
T° ébullition (°C)
-161,5
-112
-88,5
-52
Quelle hypothèse peut-on suggérer quant à la relation entre les forces de Van der Waals et le
nombre d’électrons que contient la molécule.
4. Les alcanes sont des hydrocarbures (molécules constituées uniquement d’atomes de C et de H) ne
présentant que des liaisons C-C simples. Leur formule brute est CnH2n+2. Voici quelques alcanes
linéaires (alcanes dont la chaîne carbonée ne comporte pas de ramification (chaque atome de C
n’est lié qu’à 2 autres atomes de C) :
Formule brute
Alcane
eb (°C)
Formule brute
Alcane
eb (°C)
CH4
Méthane
- 161,7
C4H10
Butane
- 0,5
C2H6
Ethane
- 88,6
C5H12
Pentane
36,1
C3H8
Propane
- 42,1
C6H14
Hexane
68,7
a. Tracer la courbe donnant la température d’ébullition en fonction du nombre d’atomes de carbone.
Commenter la courbe obtenue et conclure.
b. Quelle hypothèse peut-on suggérer quant à la relation entre intensité des forces de Van der Waals
et taille de la molécule ?
c. Le décane est un alcane linéaire de formule brute C10H22. À votre avis, quel est son état physique à
température ambiante ? Pourquoi ?
d. La paraffine de bougie est constituée de molécules d’alcanes à chaîne linéaire. Que pouvez-vous dire
sur la longueur de la chaîne carbonée de la paraffine de bougie ? Argumenter.
5. Les alcools sont des composés organiques oxygénés (molécules constituées d’atomes de C, H et de
O) comportant une fonction alcool – OH (groupement hydroxyle). Voici les températures d’ébullition
de quelques alcools linéaires
Formule brute
Alcool
eb (°C)
Formule
brute
Alcool
eb (°C)
CH3OH
Méthanol
65
C4H9OH
Butanol
117
C2H5OH
Ethanol
78
C5H22OH
Pentanol
138
C3H7OH
Propanol
97
C6H13OH
Hexanol
157