-  La boule A agit sur la boule B par l’intermédiaire d’une force notée :

-  Réciproquement la boule B agit sur la boule A par l’intermédiaire d’une force notée :

-  Caractéristiques de chacune des forces :

-  Et

-  Premier cas : on considère que : q_A . q_B > 0

-  Deuxième cas : on considère que : q_A . q_B < 0

-  Constante

-  Au niveau de la première S : k = 9,0 × 10 ⁹ S.I.

►  Application : Comparaison avec l’interaction gravitationnelle.

-  Dans l’atome d’hydrogène, comparer les valeurs des forces gravitationnelle et électrique s’exerçant entre le noyau et l’électron. Conclure.

-  On donne : masse du proton : m_P = 1,67 × 10^{– 27} kg : masse de l’électron : m_e = 9,11 × 10^{– 31} kg :

-  Charge élémentaire : e = 1,6 × 10^{– 19} C : Constante de gravitation : G = 6,67 × 10 ^{– 11} S.I

-  Constante k : k = 9,0 × 10 ⁹ S.I.

-  Distance moyenne entre le noyau et l’électron : d ≈ 53 pm. 

-  Solution :

-  Expression de la force gravitationnelle :

-  Valeur : F_g ≈ 3,6 × 10 ^{– 47} N

-  Expression de la force électrique :

-  Valeur : F_e ≈ 8,2 × 10^–8 N

-  Comparaison : on fait le rapport des deux forces :

-   

-  Application numérique :

-   

-  Conclusion : au niveau atomique, la force de gravitation est négligeable devant la force électrique.

3)- Le solide ionique.

-  Un solide ou cristal ionique est un assemblage compact et ordonné d’anions et de cations assimilables à des sphères dures.

-  Un solide ionique est électriquement neutre

-  Exemple : le chlorure de sodium.

-  Le chlorure de sodium est constitué d'un assemblage compact et ordonné d’ions sodium et d’ions chlorure.

-  La formule statistique du cristal est : NaCl.

-  Le cristal est électriquement neutre.

-  Il contient autant d’ions sodium Na ⁺ que d’ions chlorure Cl^–.

-  Cette maille élémentaire se reproduit dans les trois directions de l’espace.

-  Chaque ion se trouve en contact avec des ions de signes contraires.

-  Il en résulte une structure régulière dans laquelle un motif se répète à des millions d’exemplaires.

-  Le motif est appelé maille élémentaire.

-  On obtient un cristal à l’échelle macroscopique.

  Cohésion du cristal ionique :

-  La cohésion du cristal ionique est due aux forces d’interactions électriques :

-  Les forces d’attraction électriques entre les ions de signes opposés l’emportent sur les forces de répulsion entre les ions de même signe.

►  Application : la fluorine est un cristal ionique constitué d’un empilement compact et ordonné d’ions calcium et d’ions fluorure F^–.

Les ions calcium proviennent d’un atome de calcium ayant perdu deux électrons.

  Écrire la formule de l’ion calcium et en déduire la formule statistique et le nom de la fluorine.

-  Réponse :

-  L’ion calcium porte une charge électrique positive : Ca²⁺

-  Le cristal est électriquement neutre, il faut un ion calcium pour deux ions fluorure.

-  La formule statistique est la suivante : CaF₂,

-  Le nom : Le fluorure de calcium.

-  Dans l’écriture de la formule d’un solide ionique, les charges ne figurent pas.

-  Par convention, on choisit les plus petits indices qui assurent l’électroneutralité du cristal.

-  La formule statistique indique la nature et la proportion des ions présents dans le cristal sans mentionner les charges.

II- La molécule polaire. (une autre approche)

1)- Électronégativité.

-  L’électronégativité d’un élément traduit la tendance d’un atome de cet élément à attirer le doublet d’électrons d’une liaison covalent qu’il forme avec un autre atome.

-  Plus un élément est électronégatif, plus il attire à lui le doublet d’électrons de la liaison covalent.

-  L’électronégativité varie selon la place de l’élément dans la classification périodique, ceci à l’exception des gaz nobles.

-  Cette propriété est liée à la règle du duet et de l’octet.

-  Sur une même ligne, l’électronégativité augmente de gauche à droite.

-  Dans une même colonne, elle augmente de bas en haut.

-  Les alcalins ont tendance à perdre des électrons, alors que les halogènes ont tendance à gagner des électrons.

-  Ainsi, ils peuvent acquérir la structure des gaz nobles.

2)- Polarité d’une liaison covalente et moment dipolaire.

►  Exemple : La molécule de chlorure d’hydrogène.

-  Le chlorure d’hydrogène est constitué de molécules HCl dans lesquelles l’atome d’hydrogène est lié à l’atome de chlore par une liaison covalente.

-  Le chlore est beaucoup plus électronégatif que l’hydrogène.

-  Il attire vers lui le doublet de liaison : on dit que la liaison H – Cl est polarisée.

-  Cette polarisation fait apparaître :

-  Un excédent de charge négative, noté – q, sur l’atome de chlore (q représente une charge partielle).

-  Un excédent de charge positive, noté + q, sur l’atome d’hydrogène.

-  La molécule de chlorure d’hydrogène a un caractère dipolaire : elle constitue un dipôle électrique.

-  Elle peut être représentée par un dipôle portant les charges – q et + q

-  Un dipôle électrique : ADDITIF

-  Un dipôle électrique est l’ensemble constitué par 2 charges électriques opposées – q et + q séparées par la distance d.

-  Un dipôle électrique possède un moment dipolaire , colinéaire à la liaison et orienté du pôle – vers le pôle + du dipôle.

-  Le moment dipolaire s’exprime en debye symbole D :

-  Exemple pour la molécule de chlorure d’hydrogène : p (H – Cl) = 1,1 D.

-  Conclusion : Une liaison covalente est polarisée lorsque les deux atomes liés ont des électronégativités différentes.

3)- Polarité d’une molécule.

a)-  Molécules diatomiques :

-  Une molécule, constituée de deux atomes A et B, est polarisée si ces deux atomes ont des électronégativités différentes.

-  Plus la différence d’électronégativité est importante :

-  Plus la liaison est polarisée

-  Et plus le moment dipolaire p (A – B) est grand.

-  Une molécule diatomique constituée de deux atomes identiques est apolaire.

-  Une molécule diatomique constituée de deux atomes différents est généralement polaire.

b)-  Molécules polyatomiques possédant plus de deux atomes.

►  Cas de la molécule d’eau : H₂O (voir l’expérience 2)

-  L’oxygène est plus électronégatif que l’hydrogène.

-  Les deux liaisons covalentes O – H d’une molécule d’eau sont polarisées.

-  Le moment dipolaire de la liaison O – H est tel que p (H – O) = 1,5 D

-  Le moment dipolaire résultant est égal à la somme vectorielle des moments dipolaires des deux liaisons O – H.

►  Cas du dioxyde de carbone :

-  La molécule de dioxyde de carbone est-elle polaire ou apolaire ? Justifier.

-  On donne une indication :

-  L’atome d’oxygène est plus électronégatif que l’atome de carbone.

-  Le moment dipolaire de la liaison C = O est tel que p (C = O) = 2,3 D

-  L’oxygène est plus électronégatif que le carbone.

-  Les deux liaisons covalentes O = C d’une molécule de dioxyde de carbone sont polarisées.

-  Il en résulte l’apparition de charges partielles - q sur chaque atome d’oxygène et d’une charge partielle 2 (+ q) sur l’atome de carbone.

-  Mais la molécule de dioxyde de carbone est une molécule linéaire.

  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.

III- Cohésion des solides moléculaires.

1)- Les solides moléculaires.

-  Un cristal moléculaire est un assemblage compact et ordonnée de molécules.

-  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.

-  L’interaction de Van Der Waals est moins forte que l’interaction électrostatique.

-  Il suffit de comparer les températures de fusion de solides ioniques et de solides moléculaires pour mettre en évidence cette différence.

-  La température de fusion de l’eau est égale à 0 ° C alors que la température de fusion du chlorure de sodium est égale à 801 ° C.

2)- Les interactions de Van Der Waals.

-  L’interaction de Van Der Waals résulte de l’interaction entre dipôles électriques.

►  Cas de molécules polaires :

-   Dans ces molécules, il y a des interactions électrostatiques entre les dipôles qui sont des dipôles permanents.

-  Ce sont ces interactions entre les dipôles permanents qui assurent la cohésion du solide moléculaire.

-  C’est le cas du chlorure d’iode

-  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 : p (I – Cl) = 1,5 D.

-  Le chlore est plus électronégatif que l’iode (le chlore est situé 2 cases au-dessus de l’iode dans la classification périodique).

-  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 –).

-  Schéma :

►  Cas de molécules apolaires :

-  On peut prendre comme exemple de cristal moléculaire, le diiode qui est constitué d’un empilement compact et ordonnée de molécules de diiode I – I.

-  La molécule de diiode est apolaire car elle est constituée de deux atomes identiques.

-  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 se déplacent à grande vitesse et ont un mouvement permanent.

-  À un instant donné, il se peut que les électrons soient plus proches d’un des noyaux.

-  Il apparaît alors un dipôle électrique instantané au sein de la molécule.

-  Ce dipôle instantané engendre la création d’autres dipôles instantanés et ceci de proche en proche.

-  C’est l’interaction électrique entre ces dipôles instantanés qui assurent la cohésion du cristal moléculaire constitué de molécules apolaires.

►  Conclusion :

-  La cohésion d’un cristal moléculaire est assurée par les interactions de Van Der Waals qui découlent de l’interaction entre dipôles permanents ou dipôles instantanés.

3)- La liaison hydrogène.

-  Une 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.

-  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 alignés.

-  Les molécules qui possèdent le groupe – O – H forment des liaisons hydrogènes.

-  C’est le cas des alcools comme l’éthanol, de l’eau dans la glace.

-  Ces liaisons hydrogènes participent à la cohésion du cristal.

-  Dans ce cas, la cohésion du cristal est due aux liaisons hydrogène et aux interactions de Van Der Waals.

-  Représentation de la liaison hydrogène :

-  Structure de la molécule d’eau à l’état solide :

-  Représentation dans un cube :

-  Représentation dans un tétraèdre :

IV- Chauffage d’un solide et changement d’état physique.

1)- Les états de la matière.

a)-  L’état gazeux.

-  L’état gazeux est un état dispersé.

-  Les molécules ou les atomes sont éloignés les uns des autres et se déplacent dans toutes les directions de façon désordonnée.

-  Les interactions entre les entités chimiques sont faibles.

b)-  L’état liquide et l’état solide.

-  L’état liquide comme l’état solide est un état condensé.

-  À l’état liquide, les entités chimiques sont les unes contre les autres et peuvent glisser les unes sur les autres.

-  Les entités chimiques sont en mouvement constant.

-  À l’état solide, les entités chimiques sont en contact les unes avec les autres.

-  On est en présence d’un assemblage compact et ordonné.

-  Les entités chimiques sont en vibration constante autour d’une position d’équilibre.

-  Les particules dans la matière condensée sont soumises à des interactions attractives qui les maintiennent en contact les unes avec les autres, tandis que les interactions répulsives leur imposent des structures d’empilement.

-  Exemples : Chlorure de sodium et glace.

2)- Transferts thermiques.

►  Changements d’état physique :

►  On chauffe un solide moléculaire :

-  Lorsque l’on chauffe un solide moléculaire, la chaleur que reçoit le solide est transformée en énergie cinétique E_c.

-  L’agitation des molécules qui constituent le solide augmente.

-  Quand cette agitation est suffisante, des interactions de Van Der Waals, qui assurent la cohésion du cristal sont rompues et l’édifice cristallin se disloque.

-  Toute l’énergie thermique fournie au cristal est  utilisée pour rompre les interactions intermoléculaires (Van der Waals et liaisons hydrogène), l’agitation des molécules n’augmente pas.

-  Les molécules restent en contact mais se séparent.

-  Il n’y a plus de disposition régulière dans l’espace.   

-  C’est la fusion : on passe de l’état solide à l’état liquide.

-  Au cours de la fusion, l’énergie thermique fournie au cristal est utilisée pour rompre des interactions de Van Der Waals.

-  La température reste constante pendant toute la durée de la fusion.

-  Une fois toute l’espèce moléculaire à l’état liquide, l’agitation thermique augmente à nouveau et la température aussi.

-  Au fur et à mesure que la température augmente, les interactions de Van Der Waals existant entre les molécules sont de moins en moins nombreuses, puis disparaissent totalement :

-  C’est la vaporisation : on passe de l’état liquide à l’état gazeux.

-  Au cours de la vaporisation, l’énergie thermique fournie au cristal est utilisée pour rompre les interactions de Van Der Waals.

-  La température reste constante pendant toute la durée de la vaporisation.

-  Une fois toute l’espèce moléculaire à l’état gazeux, l’agitation thermique augmente à nouveau et la température augmente.

-  Il règne le chaos moléculaire.

-  Ceci est valable pour le diiode I₂, pour l’eau H₂O, …

-  Pour l’eau, en plus des interactions de Van Der Waals, il faut rompre les liaisons hydrogène.

►  Cas de l’eau : On chauffe un morceau de glace pris à - 20 °C,

-  Dans un premier temps, la quantité de chaleur cédée au système (le bloc de glace) permet augmenter la température de la glace.

-  Lorsque la température du bloc de glace est égale à 0 °C (température de fusion de l’eau), la glace fond à température constante.

-  La quantité de chaleur cédée au système transforme la glace (eau à l'état solide) en eau à l'état liquide.

-  Lorsque toute la glace a disparu, la quantité de chaleur cédée au système permet d'augmenter la température de l'eau à l'état liquide.

-  Lorsque la température de l'eau à l'état liquide est égale à 100 °C (température de vaporisation de l’eau sous la pression atmosphérique), elle se transforme en vapeur d'eau à température constante.

-  La quantité de chaleur cédée au système transforme l’eau à l'état liquide en de l’eau à l'état gazeux.

-  Diagramme :

-  un transfert d'énergie sous forme de chaleur modifie l'énergie microscopique du système

3)- Conclusions.

-  L’énergie thermique apportée à un corps pur moléculaire peut :

-  Provoquer une augmentation de la température avec rupture des interactions intermoléculaires et accroissement de l’agitation des molécules

-  Provoquer un changement d’état physique avec seulement rupture d’interactions intermoléculaires, la température restant constante.

V- Applications.

1)- QCM : Pour chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s).

2)- Exercices :  Exercices :    énoncé avec correction

a)-  Exercice 7 page 164. Identifier la nature des charges électriques.

b)-  Exercice 9 page 164. Connaître la loi de Coulomb.

c)-  Exercice 10 page 164. Déterminer la formule de cristaux ioniques.

d)-  Exercice 13 page 164. Rechercher des molécules polaires.

e)-  Exercice 15 page 165. Identifier des interactions de Van Der Waals

f)-  Exercices 16 page 165. Rechercher la présence de liaisons hydrogène.

g)-  Exercice 17 page 165. Interpréter des effets thermiques.

h)-  Exercice 21 page 166. Géométrie des molécules et polarité.

i)-  Exercice 26 page 167. Évolution de température de fusion.