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(C8) INTERACTIONS ENTRE ESPECES CHIMIQUES
Dans la matière qui nous entoure les espèces chimiques se lient entre elles pour former des solides, des liquides. Dans certains
cas, des solides ou des gaz peuvent se dissoudre dans des liquides, des liquides peuvent se mélanger ensemble ; dans d’autres
cas, ces mélanges ne sont pas possibles. Tout dépend des interactions entre les espèces chimiques . . .
I. Interactions dans les solides ioniques :
Activité 1
Un solide (ou cristal) ionique est un assemblage compact et ordonné d’anions et de cations assimilables à des sphères dures :
L’interaction électrique (loi de Coulomb) existant entre ces ions de charges contraires assure la
cohésion du solide ionique :
Dans un cristal ionique, chaque ion est entouré d’ions de charges opposées disposés de manière à
ce que les forces d’attraction électriques entre les ions de signes opposés l’emportent sur les forces
de répulsion entre les ions de même signe.
Un solide ionique est électriquement neutre :
La formule du solide ionique rend compte de la nature et de la proportion des ions présents dans le cristal sans mentionner les
charges. Exemples :
2+
Le fluorure de calcium est constitué d’un assemblage d’ions calcium Ca et d’ions fluorure F : sa formule est CaF2.
3+
2L’oxyde d’aluminium est constitué d’un assemblage d’ions aluminium Al et d’ions oxygène O : sa formule est Al2O3
Exercices : n° 9,11,12,14 p168
II. Electronégativité des atomes et liaisons polaires :
Activité 1
L’électronégativité d’un atome représente sa capacité à attirer à lui les électrons d’une liaison covalente lorsqu’il est lié avec
un autre atome. (voir tableau des électronégativés, doc1 de l’activité1)
Si deux atomes impliqués dans une liaison de covalence sont d’électronégativités χ suffisamment différentes ( Δχ ≥ 0,5 ), 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 est polaire et se comporte comme un dipôle électrique. Au contraire, si les charges sont réparties
de façon totalement symétrique, la liaison sera apolaire.
Exemples :
- l’électronégativité de l’hydrogène est égale à 2,1 et celle du chlore à 3 donc la liaison H-Cl est polaire
- deux mêmes atomes ont la même électronégativité donc la liaison H-H est apolaire
Remarque : Lorsque les atomes ont des électronégativités trop différentes alors ils n’arrivent plus à partager le doublet
d’électrons de la liaison. L’atome le plus électronégatif se l’approprie complètement et dans ce cas la liaison est dite « ionique ».
III. Interactions dans les solides moléculaires :
Activité 1
Un solide moléculaire est un assemblage compact de molécules. Sa cohésion est assurée par deux types d’interactions : les
interaction de Van Der Waals et les liaisons hydrogène.
III.1. Interactions de Van der Waals
Les interactions de Van der Waals sont des interactions intermoléculaires. Deux cas se présentent selon que les molécules sont
polaires ou apolaires :
- si une molécule ne contient pas des liaisons polaires, alors
- si une molécule contient des liaisons polaires, alors les
c’est la fluctuation du nuage électronique entourant la
interactions électriques entre ces dipôles permanents
molécule qui va engendrer des dipôles instantanés. Ces
assurent la cohésion du solide moléculaire :
interactions électrostatiques changent à tout instant mais leur
effet global est permanent :
liaison apolaire à l’instant t
+
liaison polaire à l’instant t’
III.2. Les liaisons hydrogène
Les liaisons hydrogène sont des liaisons pouvant s’établir entre deux molécules possédant des liaisons polarisées : un atome
d’’hydrogène (site δ+) de l’une se lie à un atome électronégatif (site δ-) de l’autre.
Exemple :
Liaison H entre une molécule 1 contenant une liaison O -- H
et une molécule 2 contenant un atome d’oxygène :
(la liaison peut s’établir avec d’autres éléments électronégatifs comme N, F, Cl, I)
Exercices : n° 1,3 p167 + n°24,30 (photocopie)
IV. La dissolution des solides dans les solvants :
Activité 2
IV.1. Influence de la polarité du solvant
Un solvant est polaire s’il est constitué de molécules polaires (ex : eau, éthanol, acétone . . .). Un solvant est apolaire s’il est
constitué de molécules apolaires (ex : cyclohexane, éther de pétrole, tétrachlorure de carbone . . .).
Une molécule est polaire si elle remplit deux conditions : 1) elle contient ou plusieurs liaisons polaires 2) le barycentre des
charges positives ne coïncide pas avec le barycentre des charges négatives (voir fig.1 et fig.2 p177)
La solubilité d’une espèce chimique dans un solvant résulte des interactions de cette espèce avec le solvant : si elles sont
intenses l’espèce est soluble, sinon l’espèce est insoluble. De manière générale, les espèces polaires ou ioniques sont solubles
dans les solvants polaires ; les espèces apolaires sont solubles dans les solvants apolaires.
IV.2. Les différents modes de dissolution

Dissolution d’un solide ionique dans un solvant polaire : la dissolution d’un solide ionique dans un solvant polaire se
déroule en trois étapes : la dissociation, la solvatation puis la dispersion (voir §1.3 p177 et animation « dissolution de NaCl)).

Dissolution d’un solide moléculaire polaire dans un solvant polaire : les solvants polaires établissent avec les solutés
polaires des liaisons de type Van der Waals ou des liaisons de type hydrogène.

Dissolution d’un solide moléculaire apolaire dans un solvant apolaire : les solvants apolaires établissent avec les solutés
apolaires des liaisons instantanées de type Van der Waals
IV.3. Conservation de la matière lors d’une dissolution
Au cours d’une dissolution, il y a conservation de la matière et des charges électriques.
Dans le cas d’un solide ionique, l’équation de dissolution s’écrit :
Ex : Na2SO4(s) → 2 Na
+
(aq)
+
solide ionique → ions solvatés
2SO4 (aq)
Le solide ionique (ex : Na2SO4) se note l’indice « (s) », les ions en solution aqueuse sont suivi de l’indice « aq » (ex : Na
pour indiquer qu’ils sont solvatés.
+
(aq) )
Il s’en suit que la concentration d’un ion, notée [ ], peut être différente de celle du soluté dont il est issu. Exemple dans le cas de
2+
la dissolution de Na2SO4(s) :
[SO4 ] = C(Na2SO4) mais [Na ] = 2 x C(Na2SO4)
Exercices : n° 10,12,15,16,18,22 p181/184 + n°31,40 (photocopie)
V. Miscibilité de deux solvants :
Activité 3
Deux solvants sont miscibles s’ils peuvent former un mélange homogène.
Ex 1 : L’eau et l’alcool sont miscibles
car leurs molécules établissent des
liaisons H
Ex 2 : L’eau et le nonane sont non
miscibles car les liaisons H entre
molécules d’eau sont beaucoup plus
fortes que les liaisons entre les
molécules d’eau et de nonane