Transcript Cohésion de la matière solide

COHESION DE LA MATIERE SOLIDE
Activité documentaire 1 : Propriétés électriques des molécules
I- Interaction entre un objet électrisé et un liquide
A. Expériences
Expérience 1 :
- Faire couler un mince filet d’eau du robinet.
- Electriser un objet en plastique (règle, etc...) en
plastique.
- Approcher l’objet électrisé du filet d’eau.
 Noter vos observations
Expérience 2 :
On réalise la même expérience avec le cyclohexane.
 Noter vos observations
B. Interprétation : notions d’électronégativité et de polarité
Document 1 : Introduction
Le fait que les molécules ne se déplacent pas toujours librement comme elles le font à l'état gazeux mais qu'elles forment aussi
des liquides et des solides, signifie qu'il existe des interactions entre elles. Ainsi, le fait que l'eau soit liquide à la température
ambiante est la manifestation que les molécules d'eau adhèrent les unes aux autres. Pour faire bouillir l'eau nous devons
apporter suffisamment d'énergie pour écarter les molécules les unes des autres. Les forces responsables de l'adhérence des
molécules sont appelées forces de Van der Waals en référence au scientifique hollandais du dix-neuvième siècle qui les étudia
pour la première fois.
« Le parfum de la fraise », Peter Atkins, Dunod
Document 2 : Electronégativité d’un atome
L’électronégativité d’un élément chimique est sa capacité à attirer les électrons partagés de la liaison covalente avec un autre
élément. Elle est désignée par la lettre grecque khi 
H
2,1
Li
1,0
Na
0,9
Be
1,5
Mg
1,2
B
2,0
Al
1,5
C
2,5
Si
1,8
N
3,0
P
2,1
O
3,5
S
2,5
F
4,0
Cl
3,0
He
0
Ne
0
Ar
0
Echelle d'électronégativité de PAULING pour quelques éléments chimiques
Document 3 : Polarité d’une liaison ou d’une molécule
Si deux atomes impliqués dans une liaison de covalence sont d’électronégativités différentes, la répartition des charges est
dissymétrique : les électrons de la liaison sont délocalisés vers l’atome le plus électronégatif, qui porte alors une charge
partielle négative notée δ-. L’autre atome de la liaison porte, quant à lui, une charge partielle positive notée δ +.
Plus les charges sont réparties de façon asymétrique, plus une liaison ou molécule sera polaire (elle peut être assimilée à un
dipôle électrostatique), et à contrario, si les charges sont réparties de façon totalement symétrique, elle sera apolaire, c'est-àdire non polaire.
La polarité des molécules influe sur un certain nombre de caractéristiques physiques (températures de fusion et d'ébullition,
solubilité, tension superficielle) ou chimiques (réactivité).
Lorsqu’une liaison covalente s’établit entre deux atomes dont la différence d’électronégativité Δ est telle que : 0,4 < Δ< 1,7,
on dit que la liaison est polarisée.
Si 0 < Δ  0,4 : la covalente est « parfaite ».
Si 1,7 < Δ  4,0 : la liaison est ionique.
1. Relever dans le tableau du document 2, les électronégativités des éléments suivants : carbone, hydrogène, oxygène, chlore.
2. La liaison H – H est-elle polarisée ? Pourquoi ?
Quand une liaison chimique est polarisée, on dit que :
- L’atome le plus électronégatif porte une charge électrique partielle négative notée : δ- L’atome le moins électronégatif porte une charge électrique partielle positive notée : δ+
- On dit qu’une molécule est polaire quand le centre géométrique des charges partielles positives n’est pas confondu
avec le centre géométrique des charges partielles négatives. S’ils sont confondus, la molécule est apolaire.
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Remarques :* le terme « centre géométrique est appelé isobarycentre en mathématiques. En chimie, on l’utilise pour
désigner : le milieu d’un segment ; le centre de gravité d’un triangle ; le centre d’un carré ou d’un tétraèdre régulier.
* lorsque les différences d’électronégativité sont faibles, la liaison est considérée comme apolaire (exemple la liaison C-H).
3. Les molécules CO2, O2 , NH3 sont-elles polaires ? L’expliquer en indiquant où se situe le barycentre
(« Centre géométrique ») des charges partielles positives et négatives.
Les molécules mises en jeu dans les expériences :
 L’eau
4. Donner la formule de Lewis de l’eau. (Z(O) = 8 ; Z(H)= 1)
5. Combien y-a-t-il de doublets non liants dans cette molécule ?
6. Rappeler la géométrie de la molécule d’eau.
7. La liaison H – O est-elle polarisée ? Si oui, la recopier et l’annoter en respectant les règles de notation ci-dessus.
8. Dans la molécule d’eau ci-contre, combien y a-t-il de liaisons polarisées ?
9. Annoter-la en ajoutant les charges partielles des atomes (δ- + δ- se note 2 δ-).
10. La molécule d’eau est-elle polaire ?
Compléter le schéma ci-contre en représentant les
molécules d’eau correctement positionnées dans le
filet d’eau dévié.
 Le cyclohexane
On donne la formule développée du cyclohexane ci-contre :
11. Donner sa formule topologique et sa formule semi – développée.
12. La molécule de cyclohexane est-elle polaire ? Justifier.
13. Justifier les observations expérimentales.
II. Interactions entre molécules apolaires
A. Les supports de travail
Document 4 :
[…] Les molécules sont composées d'atomes eux-mêmes constitués d'un minuscule noyau central chargé positivement,
entouré d'un nuage d'électrons chargé négativement. Nous devons nous imaginer que ce nuage n'est pas figé dans le temps. Au
contraire, il est comme un brouillard mouvant, épais à un endroit donné à un certain instant et léger au même endroit l'instant
suivant. Là où brièvement le nuage s'éclaircit, la charge positive du noyau arrive à percer. Là où brièvement le nuage s'épaissit,
la charge négative des électrons surpasse la charge positive du noyau.
Lorsque deux molécules sont proches, les charges résultant des
fluctuations du nuage électronique interagissent ; la charge positive du
noyau qui pointe par endroit est attirée par la charge négative
partiellement accumulée dans la partie dense du nuage électronique. De
ce fait les deux molécules adhèrent. Toutes les molécules interagissent de
cette façon, toutefois la force de l'interaction est plus grande entre les
molécules contenant des atomes possédant beaucoup d'électrons comme
le chlore et le soufre.
« Le parfum de la fraise », Peter Atkins, Dunod
Document 5 : Température d’ébullition des alcanes et masse molaire
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) :
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Alcane
Formule brute
Méthane
CH4
Température
d’ébullition
eb (°C)
- 161,7
Ethane
C2H6
- 88,6
Propane
C3H8
- 42,1
Butane
C4H10
- 0,5
Masse molaire (g.mol-1)
B Les questions
1. D’après le document 4, les molécules apolaires interagissent quand même : pourquoi ?
2. Calculer la différence d’électronégativité entre l’hydrogène et le carbone grâce au tableau de la partie 1. Comparer avec la
différence d’électronégativité entre l’hydrogène et l’oxygène. Les alcanes sont-ils polaires ou apolaires ?
3. Compléter la dernière colonne du tableau du document 2 en calculant les masses molaires des alcanes.
4. Tracer la courbe donnant la température d’ébullition en fonction de la masse molaire. Qu’observez-vous ?
5. Comment expliquer ce constat à l’aide de l’interaction décrite précédemment ?
6. Le décane est un alcane linéaire de formule brute C10H22. A votre avis, quel est son état physique à température ambiante ?
Pourquoi ?
7. 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.
III. La liaison hydrogène
La liaison hydrogène est la plus forte des liaisons intermoléculaires (10 à
235 kJ/mol). C’est un cas particulier des interactions de Van der Waals.
Elle est environ vingt fois moins intense que la liaison covalente, mais
dix fois plus intense que la liaison de Van der Waals.
Elle se manifeste uniquement entre une molécule qui comporte un atome
d’hydrogène lié à un atome A petit et très électronégatif (N, O ou F) et
un autre atome B, possédant un doublet non liant (F, O ou N) :
Cas de l'eau : La température de fusion de l'eau devrait être inférieure à celle du
sulfure d'hydrogène car les liaisons de Van der Waals sont moins fortes lorsque la
molécule est moins volumineuse.
Les questions
8. Représenter les charges partielles sur les molécules ci-dessus.
9. Faire figurer les doublets non liants sur les atomes d’oxygène et d’azote.
10. Enfin, à l’aide de la définition de la liaison hydrogène, la représenter symboliquement par des pointillés entre les atomes
concernés.
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Activité documentaire 2 : Solide ionique et interaction électrique
Certains composés solides présentent des formes régulières tels que le chlorure de sodium ou le sucre.
C'est René-Just Haüy qui fut le premier à penser que la régularité des formes du cristal était la conséquence d'un arrangement
des composants du cristal (atomes, ions ou molécules).
1. Cristal ionique : Un cristal ionique est un assemblage régulier dans l'espace d'anions et de cations. Le solide ionique est
électriquement neutre.
Exemple du chlorure de sodium :
Le chlorure de sodium NaCl (sel de cuisine) est un cristal ionique : c’est un assemblage de cations sodium Na + et d’anions
chlorure Cl-.
Recopier et compléter les phrases ci-dessous en utilisant les mots suivants : opposée, cubes, ordonnée, ion, NaCl.
Le cristal ionique ……… est constitué d’un empilement régulier de ……… élémentaires au sein desquels chaque …… est
entouré d’ions porteurs d’une charge …... .
Les ions sont disposés de façon …………… dans le cristal.
2. Interprétation de la stabilité du cristal
Les schémas ci-dessous, représentent des morceaux du cristal ionique de chlorure de sodium.
2.1. Sur la figure 1, représentez par des vecteurs, les forces exercées
chlorure Cl- central.
2.2. Sur la figure 2, représentez par des vecteurs, les forces exercées
sur le cation sodium Na+ central.
F Na / Cl 
par les cations sodium Na+ sur l’anion
F Cl  / Na par les anions chlorure Cl-
2.3. Expliquer en quoi ces schémas permettent de comprendre l’immobilité des ions dans le cristal ionique.
3. Application de la loi de Coulomb
Calculer la valeur de la force d’interaction électrostatique (ou électrique) qui s’exerce entre :
3.1. Deux ions Cl- les plus proches ;
3.2. Un ion Cl- et un ion Na+ les plus proches.
Données : charge élémentaire : d (Na+-Na+) = d (Cl-- Cl-) = 393 pm ;
d (Na+- Cl-) = 278 pm ; e = 1,6  10-19 C ; k = 9,0  109 S.I
3.3. Comment interpréter la cohésion du cristal ?
Vue de face du cristal
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