C.c.3.2.cohésion des solides ioniques et moléculaires

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C.c.3.2.cohésion des solides ioniques et moléculaires

  1. 1. PHYKÊMIA L’ESSENTIEL2 1èreS COHESION DES SOLIDES IONIQUES ET MOLÉCULAIRES
  2. 2. Cristal de sel Morceaux de sucre Comment ça tient ?
  3. 3. Cristal de sel Morceaux de sucre Modèle du solide ionique Modèle du solide moléculaire
  4. 4. Cristal de sel Morceaux de sucre Modèle du solide ionique Modèle du solide moléculaire Liaison ionique Force de Van der Walls
  5. 5. Cristal de sel Morceaux de sucre Modèle du solide ionique Modèle du solide moléculaire Liaison ionique Force de Van der Walls Liaison hydrogène
  6. 6. Cohésion des solides ioniques fluorine Cristal de sel
  7. 7. Cristal de sel Chlorure de sodium Cl − Na +
  8. 8. Cristal de sel Na + Cl − qq' F=k 2 r Cl − Na + Na + Cl −
  9. 9. Cristal de sel Na + Cl − Cl − Na + Na + Cl − qq' F=k 2 r L’interaction coulombienne assure la cohésion des cristaux ioniques
  10. 10. Cristal de sel Cl − Na + Na + Cl − Na + Formule chimique du solide ionique : NaCl Cl − Na + Na + Cl − Na + Cl Cl − Na + − Cl Cl − − Na + Cl − Na + L’interaction coulombienne assure la cohésion des cristaux ioniques
  11. 11. fluorine Fluorure de calcium
  12. 12. fluorine Fluorure de calcium
  13. 13. fluorine Fluorure de calcium F − Ca 2+
  14. 14. fluorine Fluorure de calcium F − Charge électrique nulle Ca 2+
  15. 15. fluorine Fluorure de calcium F − Charge électrique nulle Ca Ca 2+ F − 2+ F −
  16. 16. fluorine Fluorure de calcium F − Charge électrique nulle Ca Ca 2+ F Formule chimique du fluorure de calcium : 2+ F − − CaF2
  17. 17. Cohésion des solides moléculaires
  18. 18. J. Van der Walls 1837-1923 Nobel de chimie 1910
  19. 19. Interactions de Van der Walls
  20. 20. Interactions de Van der Walls
  21. 21. Interactions de Van der Walls Interactions électrostatiques entre nuages électroniques des molécules
  22. 22. Interactions de Van der Walls Molécule 1 Molécule 2 Interactions électrostatiques entre nuages électroniques des molécules Toujours attractives De courte portée (1 nm) Peu intenses -12 Temporaires (10 s) La cohésion des solides moléculaires est modélisée par les interactions de V. der Walls
  23. 23. Ne Néon gazeux Ne Ne
  24. 24. Ne Néon gazeux Ne Gaz rare apolaire Ne
  25. 25. Ne Néon liquide Ne Ne Ne Ne Ne Ne Ne Ne
  26. 26. Ne Néon liquide Ne Ne Ne Ne Ne Ne Ne -246°C Ne
  27. 27. Ne Néon liquide Ne Ne Ne Ne Ne Ne Ne -246°C La cohésion des liquides apolaire (atomiques ou moléculaires) est bien modélisée par les interactions de V. der Walls
  28. 28. Interactions de Van der Walls Liaison hydrogène
  29. 29. Interactions de Van der Walls Liaison hydrogène -12 attractive Temporaires (10 s) De courte portée (1 nm) La plus intense des interactoins de V.d. Walls
  30. 30. Liaison hydrogène −δ +δ A H Liaison covalente −δ B Reste de la molécule
  31. 31. Liaison hydrogène −δ +δ A H −δ B Reste de la molécule Liaison covalente Elle résulte d’une interaction électrostatique entre un atome d’hydrogène lié à un atome très électronégatif (F, O, N) ET un atome très électronégatif portant au moins 1 doublet non liant.
  32. 32. Une molécule d’eau (polarisé de façon permanente) peut engager 4 liaisons hydrogène (au maximum) avec ses voisines
  33. 33. Et l’eau resta liquide (à température ambiante moyenne de 18°C) sur Terre
  34. 34. A très bientôt sur PHYKHÊMIA
  35. 35. Bonus
  36. 36. Interactions de Van der Walls et liquéfaction des gaz apolaires
  37. 37. Le méthane est-il une molécule polaire ?
  38. 38. Le méthane est-il une molécule polaire ? Totalement apolaire
  39. 39. Méthane liquide Température de liquéfaction -161,50°C
  40. 40. Butane Totalement apolaire
  41. 41. Butane liquide Température de liquéfaction -0,50°C
  42. 42. Méthane apolaire Liquide en dessous de Butane apolaire -161,5°C Liquide en dessous de -138,3°C Plus les molécules sont volumineuses plus les interactions de V.d.Walls en elles sont importantes
  43. 43. Méthane apolaire Liquide en dessous de Butane apolaire -161,5°C Liquide en dessous de -138,3°C Plus la longueur de la chaine carbonnée des alcanes est longue, plus leur t° liquefaction est élevée
  44. 44. Méthane apolaire Liquide en dessous de -161,5°C Butane apolaire Liquide en dessous de Heptane apolaire -138,3°C Liquide en dessous de -91°C Plus la longueur de la chaine carbonnée des alcanes est longue, plus leur t° liquefaction est élevée
  45. 45. Ces liaisons inter-moléculaires sont plus faibles que les liaisons chimiques à l’intérieur des molécules mais de leur intensité dépendra l’état d’un corps pour des conditions données. Prenons par exemple une série de petites molécules : H2O, NH3, CH4. Dans les conditions de température et de pression usuelles sur Terre, l’eau existe sous forme liquide alors que l’ammoniac ou le méthane n’existent que sous forme gazeuse. C’est parce que l’interaction entre deux molécules d’eau est plus forte que celle entre deux molécules de méthane. D’autre part, lorsqu’on chauffe un liquide, on détruit ces liaisons et on permet aux molécules de la surface du liquide de s’échapper sous forme de vapeur. Ces liaisons existent même entre des atomes ou des molécules inertes (argon, hélium, di-azote…) mais elles sont extrêmement faibles. C’est pourquoi il faut descendre à des températures très basses (où l’agitation de la matière est très réduite) pour les obtenir sous forme liquide. En se basant sur les travaux de van der Waals, Dewar a été le premier à liquéfier l’azote en 1898 et Kamerlingh Onnes l’hélium en 1908. Refroidir la matière pour voir se former des liaisons très faibles qui ne survivraient pas à température ordinaire… une idée qui a fait son chemin ! Les chercheurs s’intéressent aujourd’hui à des objets bien singuliers appelés « agrégats ». Ils contiennent un petit nombre d’atomes ou de molécules (de 2 à quelques centaines) collés entre eux grâce à ces forces de van der Waals. Ce ne sont pas des solides ou des liquides, dans lesquels chaque molécule est anonymement plongée au milieu d'un nombre considérable de ses semblables. Ce ne sont pas des gaz non plus, dans lesquels chaque molécule est isolée sauf au moment des chocs avec ses congénères. Ce sont des agrégats ! On a su les fabriquer à partir des années 70 grâce à une technique appelée jet supersonique qui fonctionne un peu sur le même principe qu’un réfrigérateur. A travers un tout petit trou, un flux de gaz à la pression atmosphérique (ou légèrement comprimé) entre dans une enceinte où règne un vide très poussé. Subissant ainsi une forte chute de pression, sa température chute de façon drastique et les agrégats se forment. Avec une subtile maîtrise des conditions expérimentales (pression, taille du petit trou, mélange des gaz), on sait en fabriquer des tout petits ou des plus gros, des homogènes ou des plus complexes contenant des molécules différentes…

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