Chapitre 7 : Cohésion de la matière 1. Les plus petits constituants de la matière 1.1. Particules élémentaires localisation Charge élémentaire Proton Dans le noyau +e Neutron Idem 0 Electron Autour du noyau -e Masse 1,673*10-27 1,673*10-27 9,1*10-30 Q= n*e 1.2. L’atome A Z X A= nombre de masse / nucléons Z= nombre de charge / protons –électriquement neutre donc aussi électrons2. Les interactions de la matière 4 fondamentales noyau forte Assure la cohésion du noyau atomique. noyau faible Responsable de quelques types de radioactivité. Atome, molécule, homme électromagnétique Répulsive ou attractive, agit entre des objets chargés, portée infinie mais qui diminue avec la distance. Système solaire, galaxie gravitationnelle Toujours attractive, agit entre des particules ayant 1 masse, portée infinie qui diminue avec la distance. Elle assure la cohésion d’édifices à l’échelle astronomique Chapitre 8 : Radioactivité et réactions nucléaires 1. Réaction nucléaire 1.1. Réaction nucléaire spontanée Interaction dans le noyau : électromagnétique (répulsive) et forte (attractive)cohésion du noyau = équilibre des interactions -noyau stable -noyau instable : désintégration radioactive = un noyau père peut expulser spontanément 1 particule (électron, position ou noyau d’hélium) (et donc créer un autre noyau fils) et émettre un rayonnement (gamma de grande énergie). Electron 0-1e Rayonnement ß0 Position 1e Rayonnement ß+ Noyau d’hélium 4 24He Rayonnement α Radioactivité naturelle : Activité d’un échantillon= nombre de désintégration par seconde (Bq). (1Bq= 1 désintégration par seconde) 1.2. Réaction nucléaire provoquée Fission de noyaux lourds : un noyau lourd éclate sous l’impact d’un neutron Fusion de noyaux légers : 2 noyaux légers s’associent pour former 1 noyau plus lourd. (Soleil) un rayonnement radioactif gamma est émis, de l’énergie est libérée 2. Equation de réaction nucléaire Nombre de masse conservé Nombre de charge conservé 3. L’énergie liberée Perte de masse lors de la réaction : ∆m : (valeur absolu) mproduits - mréactifs en kg Energie libérée correspondante : E=mc² (Einstein) en Joules. C=299792458m.s-1 1. Chapitre 9: Cohésion des solides ioniques 1.1. Électrisation par frottement Par frottement les électrons sont transférés d’un corps à l’autre (Si les électrons s’en vont d’un corps, celui est alors chargé positivement et l’autre négativement) Deux corps portant des charges de même signe se repoussent (signe différent s’attirent) 1.2. Loi de Coulomb Lors des interactions électrostatiques : Force électrostatique (unité C) qu’exerce un corps A sur B 𝑣𝑎𝑙𝑒𝑢𝑟 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑒: 𝑐ℎ𝑎𝑟𝑔𝑒 𝐴 ∗ 𝑐ℎ𝑎𝑟𝑔𝑒 𝐵 F= k * (d: distance entre A et B; k= 9,0*109 𝑑² F (a/b) & F (b/a) même direction & valeur / entre A et B / répulsive si ^m signe ; attractive si non 1.3. Le solide ionique Constitué d’anions (-) et de cations (+) régulièrement disposé -> électriquement neutre -- Formule statistique (Cl-) Chaque ion s’entoure d’ions de signe opposé Cohésion vient de l’interaction électrostatique entre les charges opposées 2. Molécule polaire 2.1. Polarité et moment dipolaire Dipôle électrique: 2 charges ponctuelles différentes. Il est caractérisé par son moment dipolaire p (vecteur): va de – à + Charge ponctuelle : q+ et q- (avec q- plus avide en électrons ; plus électronégatif) 2.2. Électronégativité Aptitude d’un atome à attirer vers lui le doublet d’électrons dans une liaison covalente. (Élevée = attire +) Une liaison est polaire si l’électronégativité des deux atomes est différente. Le moment dipolaire est d’autant plus élevé que l’électronégativité est différente. 2.3. Polarité d’une molécule - apolaire pour molécule dipolaire d’atomes identique -généralement polaire pour molécule dipolaire d’atomes différents Cas d’une molécule polyatomique : somme géométrique des moments dipolaires (si pvecteur = vecteur nul molécule apolaire) 3. Cohésion de solides moléculaires 3.1. Les solides moléculaires Constitué de molécules régulièrement disposées dans l’espace. Leur cohésion est assurée par des interactions intramoléculaires VdW (Van der Waals) et hydrogène. Elle est beaucoup moins forte que celle des cristaux ioniques 3.2. Les interactions Van der Waals Interactions électrique entre dipôles (VdW : assurent la cohésion du solide). 2 cas : Molécules polaires : dipôles permanent : interactions électrostatiques entre dipôles (de signe opposé) Molécules apolaires : électrons du doublet n’ont pas de position fixe ; dipôles instantanées -> réagissent : leur interaction assure la cohésion du solide 3.3. Liaisons hydrogène Interaction attractive supplémentaire. Atome H (lié à un atome A, très électronégatif) se lie avec B (F, O, N ou Cl) très électronégatif et porteur d’une double liaison. Elle est représentée par des pointillés. 4. Chauffage d’un solide Energie thermique (chaleur) est transformée en énergie cinétique (croissance des agitations des molécules et de la température). Quand elle est suffisante= énergie utilisée pour rompre interaction (agitation ne croit pas, température reste constante) = fusion Solide : entièrement liquide : agitation thermique croit à nouveau, interaction existantes disparaissent : vaporisation à température constante 1. Chapitre 10 : Comment prévoir qu’un solvant est polaire Solution : soluté, solvant. Si elle contient des ions elle est électrolytique : elle conduit le courant et elle est électriquement neutre 1.1. Solvants polaires et apolaires Polaire lorsqu’il est constitué de molécules polaires (-> Chap 9) Apolaire lorsqu’il est constitué de molécules polaires (Solvant avec que C et H : apolaire (car l’électronégativité des 2 atomes est presque identique) 2. Dissolution d’un solide ionique dans un solvant polaire 2.1. Dissolution d’un solide ionique dans l’eau : 3 étapes 1) Dissociation du solide ionique : Cations (+) attirés par les pôles négatifs des molécules ; anions (-) par les pôles positifs des molécules. Les interactions molécule-eau diminuent les forces attractive du solide : les ions se dissocient du solide ionique 2) Hydratation des ions : les ions passent en solution et s’entourent de molécules d’eau 3) Dispersion des ions : Agitation thermique : ions se dispersent dans l’eau 2.2. Équation de réaction de la dissolution Conservation des éléments chimiques et de la charge : exemple 3. Dissolution d’un composé moléculaire dans un solvant polaire Même chose que pour l’eau (eau = polaire) sauf que l’hydratation est appelée solvatation Les solides ioniques sont très soluble dans les solvant polaires. 3.1. Soluté polaire dans solvant polaire Solutés moléculaires polaires : très soluble dans les solvants polaires -> interact° dipôle-dip de type VdW s’établissent entre les moléc. Polaires du soluté et celles du solv. ->parfois aussi + formation liaisons OH : solubilité favorisé 3.2. soluté apolaire dans un solvant apolaire solutés apolaires sont solubles dans les solvants apolaires 4. Concentration d’un ion en solution Concentration molaire en soluté apporté -- Concentration molaire : quantité de matière / Volume sol. C=n/v Concentration molaire des ions en solution Concentration de l’ion Mp+ : [Mp+] = n(Mp+)/Vsol ; Exemple : Ici : C(S) : concentration soluté ; FeCl3 -- [Fe3+]= 1 C(S) --[Cl-]= 3 C(S) En effet, d’après le tableau d’avancement : n(S)-xmax=0 -pour Fe3+ : xmax = n(S) -pour 3Cl- : 3xmax= 3n(S)