Fiche 6 FS - Les Interactions de Faible Énergie - PDF

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De l’atome aux molécules 6 LES INTERACTIONS DE FAIBLE ÉNERGIE, ÉTATS FS PHYSIQUES DE LA MATIÈRE Semaine et jour : S1 le 11/09/23 RB : Ayesha Israr Muhammad Professeur : Mme Gazeau CM : Maelis Coutant et Sayahi Selvaratnam Plan du cours I. INTRODUCTION................................................................................................................... 2 II. ETAT PHYSIQUE DE LA MATIERE..................................................................................... 3 III. FORCES DE VAN DER WAALS........................................................................................... 4 IV. LA POLARITE D’UNE MOLÉCULE...................................................................................... 5 V. DISTINCTION ENTRE LONDON ET KEESOM.................................................................... 6 VI. CONSÉQUENCES DES INTERACTIONS............................................................................ 8 ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°6 – Ce document n’est pas le support officiel Page 1 sur 9  I. INTRODUCTION A. FORCES INTERMOLECULAIRES Interactions entre les molécules : interactions de faible énergie. Interactions entre les atomes : liaisons covalentes de forte énergie (kJ), forment des molécules. Selon l’énergie de liaison, les forces intermoléculaires sont différentes et impactent la température, les changements d’état et donc la matière. Processus endothermique = a besoin de la chaleur pour avoir un changement d’état. 1. Fusion (solide➔liquide). 2. Sublimation (solide➔gaz). 3. Vaporisation (liquide➔gaz). Processus exothermique = création de chaleur lors d’un changement d’état. 1. Liquéfaction (gaz➔liquide). 2. Solidification (liquide➔solide). 3. Condensation (gaz➔solide). B. L’EXEMPLE DE L’EAU 1. Description macroscopique de l’eau NB : Il ne faut pas confondre vapeur d’eau (invisible) et le brouillard qui est en réalité un nuage de gouttelettes d’eau liquide dû à la condensation de la vapeur d’eau dans l’air qui n’est pas à 100°C. a. Loi de conservation des masses Lors d’une transformation d’un état, il y a une conservation de la masse mais pas du volume. b. Caractéristiques des états de l’eau État liquide État solide État gazeux Pas de forme propre (surface Forme propre. Pas de forme propre (occupe plane et horizontale). Masse et volume bien tout l’espace). Masse et volume bien déterminés. Expansible ou compressible. déterminés. ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°6 – Ce document n’est pas le support officiel Page 2 sur 9  c. Températures de changement d’état Les températures de changement d’état dépendent de la température d’ébullition et de la pression. 2. Description microscopique de l’eau État solide Fusion État liquide Vaporisation État gazeux Nécessite que toute Réseau compacte Interactions de plus Les molécules l’eau liquide soit et géométrique : en plus faibles : Les molécules se s’agitent et devenue vapeur solide de type mélange de solide et déplacent librement. s’écartent. pour que la T cristallin. de liquide. augmente. II. ETAT PHYSIQUE DE LA MATIERE Si la matière ne se décompose pas, tous les changements d’état sont des processus physiques : de ce fait, ils sont tous réversibles. L’état physique de la matière dépend de : La température, La pression. Les états de la matière sont corrélés à leur structure microscopique, et sont classés selon l’ordre des particules, l’espacement entre elles et leur mobilité. A. FORCES D’ATTRACTION DES PARTICULES Ce sont les forces d’attraction existant entre les particules qui sont responsables de la cohésion des liquides et des solides. Température (P constante) augmente : diminution des forces d’attraction entre les particules. Température (P constante) diminue : augmentation des forces d’attraction entre les particules. ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°6 – Ce document n’est pas le support officiel Page 3 sur 9  III. FORCES DE VAN DER WAALS A. FORCES ASSOCIEES A L’ATTRACTION DES PARTICULES 1. Les différents types Forces de London. Forces de Keesom. Liaisons (ou ponts) hydrogène. 2. La polarité d’une liaison Un dipôle : structure électriquement neutre, associant deux pôles portant chacun des charges électriques opposées. Ces charges sont : En valeur absolue. De signes différents. Sigma représente le caractère ionique partiel de la liaison compris entre 0 et 1. Si une liaison covalente associe des atomes d’électronégativité différente, c’est le plus électronégatif qui attire le doublet liant. 3. Nature de la liaison La différence d’électronégativité de deux éléments permet de prévoir la nature de la liaison entre les atomes de ces deux éléments. Si delta (δ) E : Inférieur à 1,7 Supérieur à 1,7 Nulle ou faible Covalente polaire Liaison ionique Covalente pure (non polaire) (Partage inégal des électrons) (Transfert d’électrons) (Partage « parfait » des électrons) L’excès d’électrons vers l’atome le plus électronégatif est associé à une charge partielle négative notée delta moins. Le défaut d’électrons au niveau de l’atome le moins électronégatif est associé à une charge partielle positive notée delta plus. Une différence d’électronégativité entre 0,4 et 1,7 est une liaison polarisée. 4. Moment dipolaire d’une liaison polaire Les caractéristiques du vecteur du moment dipolaire : Direction : joignant les deux atomes liés. Sens : de la charge partielle positive vers la charge partielle négative. Valeur : exprimée en (coulomb x mètre) et en valeur absolue. NB : La valeur du moment dipolaire est cependant exprimée en Debye car e et d sont très faibles. 1D = 3, 33 x 10-30 C.m ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°6 – Ce document n’est pas le support officiel Page 4 sur 9  IV. LA POLARITE D’UNE MOLÉCULE A. MOLECULES DIATOMIQUES B. MOLECULES POLYATOMIQUES La polarité d’une molécule polyatomique est dépendante de son moment dipolaire total. Les moments dipolaires s’additionnent vectoriellement. Approximativement, il est égal à la somme vectorielle des moments dipolaires de ses liaisons. Le moment résultant est fonction de la géométrie de la molécule. 1. Exemple du CO2 La molécule de CO2 est apolaire. Selon sa représentation et la théorie VSEPR : l’atome de carbone central est AX2 => figure de répulsion = géométrie de la molécule = LINÉAIRE. L’oxygène est plus électronégatif que le carbone, chacune des liaisons C=O est polarisée et possède un moment dipolaire orienté dans la direction de la liaison, du pôle + vers le pôle -. 2. Exemple de H2O La molécule H2O est polaire. Selon sa représentation et la théorie VSEPR : l’atome d’oxygène central est AX2E2 => figure de répulsion tétraédrique mais géométrie : COUDÉE. La somme vectorielle des deux moments dipolaires n’est pas nulle. ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°6 – Ce document n’est pas le support officiel Page 5 sur 9 V. DISTINCTION ENTRE LONDON ET KEESOM Leur distinction repose sur les interactions entre les dipôles constitués par les particules constitutives de la matière. A. FORCES DE KEESOM (FORCES D’ORIENTATION) Elles s’établissent entre les molécules polaires (dipôles permanents). Plus les molécules ont une polarité importante plus les forces de Keesom seront importantes. 1. Exemple du CH2Cl2 2. Système à plusieurs molécules polarisées  Positionnement aléatoire.  Progressivement les dipôles s’orientent de façon à maximiser les forces d’attraction +/- et à minimiser les forces de répulsion +/+ et -/-.  Tendance à s’aligner. B. FORCES DE LONDON (FORCES DE DISPERSION) 1. Définition Se manifestent entre tous les atomes (force universelle). Induites par des fluctuations de la densité d’électrons dans deux espèces apolaires. Lorsqu’un dipôle instantané s’approche d’une molécule apolaire, elle peut devenir polaire (=dipôle instantané induit) subissant une attraction réciproque. 2. Système à plusieurs atomes ou molécules Répartition des nuages électroniques uniformément. Apparition d’un dipôle instantané. Apparition de dipôles induits et donc de forces de London. Disparition des dipôles. Apparition d’un nouveau dipôle instantané. Apparition nouveaux dipôles induits et donc de nouvelles forces de London. ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°6 – Ce document n’est pas le support officiel Page 6 sur 9  3. Intensité L’intensité de la force de London dépend de : La polarisabilité des espèces en interaction (=facilité avec laquelle un nuage électronique peut se déformer). L’atome : plus il y a d’électrons et plus la taille du nuage électronique est importante donc une plus grande force de dispersion. La molécule : plus la taille de la molécule et sa masse molaire sont importantes, plus la force de London est intense. 4. Importance des différentes énergies des interactions de Van der Waals Interactions de Van der Waals < 50 kJ.mol^1. Énergies de liaisons covalentes > 100 kJ.mol^1. C. LIAISON OU PONT HYDROGENE Intervient entre les molécules polaires contenant un ou plusieurs atomes d’hydrogène liés à un atome électronégatif et de petite taille. Les plus efficaces sont : N (azote), O (oxygène), F (fluor). L’hydrogène porte le caractère positif ce qui créé une liaison fortement polarisée, forte attraction. Il doit y avoir un doublet libre sur N, O ou F. NB : il est possible pour une molécule de former des liaisons intramoléculaires, cela entraînera des conséquences sur les températures de changement d’état. 1. Importance dans le système biologique Les liaisons hydrogène sont responsables de la structure en double hélice de l’ADN (association des bases nucléiques). ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°6 – Ce document n’est pas le support officiel Page 7 sur 9  2. Structure de la glace Les molécules d’eau forment une structure cristalline suivant un réseau hexagonal et la stabilité est assurée par des liaisons hydrogène. NB : le terme « liaison hydrogène » est un abus de langage car il s’agit bien d’une interaction mais il s’explique par le fait que l’interaction est si forte qu’elle atteint presque la force d’une liaison de covalence. VI. CONSÉQUENCES DES INTERACTIONS Les forces intermoléculaires permettent d’expliquer la cohésion des liquides et des solides. A. SOLIDES MOLECULAIRES B. TEMPERATURES DE CHANGEMENT D’ÉTAT 1. Le cas de l’eau Glace Liquide Gazeux Puissantes interactions Molécules en contact étroit. Il n’y a plus d’interactions. intermoléculaires de Van der Énergie thermique qui affaiblit Les molécules se déplacent Waals (London, Keesom, LH). les forces intermoléculaires librement. Molécules immobilisées. ce qui leur permet de se Apport suffisant d’énergie déplacer. pour s’affranchir des forces. ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°6 – Ce document n’est pas le support officiel Page 8 sur 9  2. Les règles qui régissent les températures de changement d’état a. « Règle » n°1 : influence de la masse molaire Globalement, dans une même série de composés (c’est-à-dire possédant des propriétés chimiques proches : alcanes, alcools…), la température de fusion ou d’ébullition augmente avec la masse molaire (c’est une conséquence de l’existence des forces de London). b. « Règle » n°2 : influence de la polarité L’existence d’interactions de Keesom (dipôle-dipôle) ou de liaisons H intermoléculaires augmente les températures de changement d’état (nécessité de rompre ces interactions en plus de celles de London). Exemple : Si un alcool et un alcane possèdent des poids moléculaires voisins alors les températures de fusion et d’ébullition de l’alcool seront plus élevées grâce à la présence de liaisons H. c. Liaisons hydrogène intramoléculaires L’existence de liaisons hydrogène intramoléculaires diminue les températures de changement d’état. En effet, cela permet de diminuer le nombre de liaisons hydrogène intermoléculaires. Pour toute erreur retrouvée, merci d’envoyer un mail à l’adresse suivante : [email protected] ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°6 – Ce document n’est pas le support officiel Page 9 sur 9