Forces Intermoléculaires et Intramoléculaires en Chimie 4U 2023

2.9 Forces intramoléculaires Rappel 11e année : ΔEN > 1,7 = liaison ionique ΔEN < 1,7 = liaison covalente polaire ΔEN < 0,4 = liaison covalente non-polaire Il existe 3 types de liaisons chimiques : a) Métallique b) Ionique c) Covalent  a) Solides métalliques...

2.9 Forces intramoléculaires Rappel 11e année : ΔEN > 1,7 = liaison ionique ΔEN < 1,7 = liaison covalente polaire ΔEN < 0,4 = liaison covalente non-polaire Il existe 3 types de liaisons chimiques : a) Métallique b) Ionique c) Covalent  a) Solides métalliques Approximativement 80% des éléments sont des métaux, leurs propriétés individuelles varient beaucoup et ils servent à de nombreuses tâches.  Propriétés: 1) Lustre et réflectivité : La plupart des métaux polis sont de bons réflecteurs de lumière, ils reflètent toutes les fréquences de lumière visible et apparaissent blanc-argent à la lumière blanche. 2) Haute conductivité électrique : Quand un voltage est appliqué à un métal, un grand courant d’électrons passe à travers lui. Ce courant ne change pas la composition du métal. 3) Haute conductivité thermique 4) Travaillables : La plupart des métaux peuvent être aplatis en feuilles (malléable) ou tirées en longs fils (ductiles). 5) Émission d’électrons causée par la chaleur ou la lumière : – Si on chauffe un métal ou on expose sa surface à la lumière de courte longueur d’onde, ils émettent des électrons. Applications : tubes à vide (TV) et cellules photo-électriques. Tous les métaux ont deux propriétés spéciales : a) Un nombre d’orbitales vacantes b) Une énergie d’ionisation faible (énergie pour enlever un électron) Les métaux n’ont pas assez d’électrons pour faire des liens covalents entre eux. Les électrons de leur dernière couche sont faiblement liés au noyau atomique. Chaque atome contribue ses électrons périphériques à l’océan d’électrons, qui sont distribués uniformément dans cristal. Cette contribution laisse un ion métallique positif. Dessin:  Dans l’attraction électrostatique entre les électrons mobiles et les ions métalliques donne ce qu’on appelle lien métallique. https://www.youtube.com/watch?v=-msBD CC2LMA Nature des solides métalliques : 1) Un ensemble d’ions métalliques très empaquetés d’une mer d’électrons mobiles. 2) Les électrons peuvent bouger dans le cristal comme un « gaz », mais ils sont retenus dans le cristal par l’attraction des ions métalliques positifs.  Les ions métalliques retiennent leur structure à cause de l’attraction électrostatique entre les ions et les électrons. La force du lien métallique dépend de la charge nucléaire et du # d’électrons dans les dernières couches. Quand ce # est grand, la force du lien augmente.  Points de fusion et d’ébullition : En regardant dans le tableau périodique, on voit des tendances : - Dans les groupes 1, 2, 3, 12 et 13, les points de fusion et d’ébullition diminuent en descendant le groupe tandis que - Dans les groupes 4 à 10, les points de fusion et d’ébullition augmentent en descendant le groupe. - De gauche à droite dans les périodes 2, 3, et 4 (excluant les gaz rares) les points de fusion et d’ébullition augmentent.  b) Solides ioniques Les solides ioniques possèdent les propriétés suivantes : 1.Conduisent mal l’électricité sous forme solide. 2.Liquides, ils conduisent bien l’électricité, mais moins que les métaux. 3. Ont des points de fusion et d’ébullition très élevés et une grande variété dans leurs propriétés. ex : KI Tf = 686oC Te = 1330oC MgO Tf = 2800oC Te = 3600oC 4. Peu volatils à la température de la pièce. 5. Fragiles (cassables facilement). 6. Solubles dans l’eau, forment de bons électrolytes, solubilité varie beaucoup. ex : à 25oC dans 1 kg d’eau : NaNO3 0,92 kg/kg d’eau BaSO4 2 x 10-6 kg/kg d’eau  Le tableau périodique et les solides ioniques Les forces d’attraction entre les ions positifs et négatifs dans un cristal ionique constituent la liaison ionique. Ces forces sont responsables de la stabilité de ces cristaux. Donc les liens ioniques sont formés en réponse aux forces d’attraction entre les ions plutôt qu’une tendance à former un octet ou structure de gaz inerte, même si cette dernière est souvent atteinte.  Facteurs qui affectent la force des liaisons ioniques: Le rayon des ions La charge des ions ****N.B. Plus grande est l’attraction, plus la liaison est forte et plus le cristal est stable Rappel (physique)- électrostatique : F = Kq1q2 r2 r= somme des rayons des ions q= charge K= constante F= force  En chimie, les charges(q) sont très petites (à cause d’une différence d’un électron, par exemple), donc n’ont pas d’effets (ou presque) sur la force. Donc, le rayon est un facteur très important dans la stabilité des cristaux ioniques. ***Voir rayon covalent sur le tableau périodique  Ex. CaCl2 vs NaCl À faire sur le tableau Puisque NaCl a un plus petit rayon, la force du lien est plus grande. Son point de fusion sera probablement plus élevé. Il sera donc probablement aussi moins soluble. Solide ionique Tf (°C) Solubilité (g/mol à 100°C) CaCl2 782 159 NaCl 801 39.12  Note : Les tendances des points de fusion et d’ébullition sont pareils, tandis que la solubilité est le contraire. Donc si le point de fusion est haut, le point d’ébullition est haut aussi, mais la solubilité est basse.  Exercice : Laquelle des substances suivantes possède la; a) Tf la plus élevée? Pourquoi? b) La solubilité la plus élevée? Pourquoi? i) BeO ii) BaO iii) KCl3 Devoir: feuille-force du lien ionique  c) Solides covalents/moléculaires Plusieurs substances communes, comme H2O, CH4, Cl2, etc., sont des molécules à liens covalents. Sous la forme solide, on les surnomme cristaux moléculaires. Leurs propriétés sont attribuées à la nature (polarité), la forme et l’arrangement des structures de base (molécules) qui composent le solide.  Propriétés : 1. Ni le liquide ni le solide conduisent l’électricité. 2. Beaucoup sont des gaz à la To de la pièce et plusieurs solides et liquides sont relativement volatils. 3. Tf et Te sont basses. 4. Les solides sont généralement mous et ont une consistance cireuse. 5. Un grand montant d’énergie est souvent requis afin de décomposer ces substances chimiquement en substances plus simples (atomes).  La première propriété suggère que les extrémités de ces cristaux sont occupées par des molécules neutre et non par des ions. Si les extrémités sont occupées par des molécules polaires, le solide est un cristal moléculaire polaire. Si les molécules sont non-polaires, on a un cristal moléculaire non-polaire. Ex : iode solide non-polaire  Les trois prochaines propriétés suggèrent que les forces intermoléculaires (entre les molécules) sont relativement faibles si on les compare aux forces entre les ions dans un solide ionique. La dernière propriété indique que les forces intramoléculaires (dans la molécule : liens covalents) sont beaucoup plus grandes que les forces intermoléculaires. – Ex : à 101,3 kPa, l’eau se change en vapeur à 100oC mais l’eau ne se change pas beaucoup en H2 et O2 même à 2000oC!  Il y a aussi une grande variation des propriétés entre les différents solides. Par exemple, un cristal moléculaire polaire comme l’ammoniaque devrait être moins volatil et avoir une Tf plus grande qu’un cristal moléculaire non-polaire comme le méthane. Ex.NH3 vs CH4 Dessinez la molécule 3D et déterminez la polarité  Donc si NH3 est polaire et CH4 est non polaire, lequel aura une température de fusion plus élevé? Pourquoi?  Ex : Tf (NH3) = -77oC Tf (CH4) = -182oC Donc, le NH3 a une température de fusion plus élevée qui signifie qu’il est plus difficile de défaire (plus d’énergie) la force entre les molécules pour rendre la substance liquide.  On peut donc dire que les molécules polaires ont des points de fusion et d’ébullition plus hautes que les molécules non-polaires. Effet de la structure moléculaire sur les propriété des solides moléculaires ll y a 3 facteurs importants qui influencent les propriétés des solides moléculaires: 1) la forme 2) les forces (entre les molécules) 3) la masse  Dans le cas des cristaux et des liquides moléculaires non-polaires, la structure (forme) des molécules est très importante pour déterminer les propriétés des substances.  Ex: 2 isomères du C5H12 pentane 2,2-biméthylpropane Modèle silhouette: Forme: allongée sphérique VS  Sous forme solide Les molécules ayant une forme sphérique, s’organisent mieux (meilleur empaquetage) que la forme allongée. Alors, les forces intermoléculaires ont plus de chance à faire effet. Si on a plus d’attraction entre les molécules, on a besoin plus d’énergie pour défaire cette force d’attraction. Donc, une molécule sphérique aura un point de fusion plus élevé qu’une molécule allongée.  Sous forme liquide Sous forme liquide, les molécules sont libres à bouger, donc elles peuvent avoir des collisions entre-elles. Ici la forme affecte le mouvement des molécules. Il y aura plus de friction entre les molécules allongées lorsqu'elles vont se rencontrer. Les molécules sphériques vont plutôt rebondir (comme des balles de billards). Alors, l’ajout de la force de friction, demande davantage d’énergie à séparer les molécules, donc une plus haute Té. On peut aussi l’expliquer avec la surface de contacte : Commencer à 5:37 min : https://www.youtube.com/watch?v=-vdlthsR a1w Nom Structure Surface de Empactage des Tf (°C) Te (°C) contact cristaux dans dans le le solide liquide Pentane zigzag grande non-compact -130 36 enchainé instable Néopentane compact petite compact -20 9 symétrique plus stable Tétraédrale  Le pentane ne peut former un cristal solide très stable et compact à cause de sa forme allongée. C’est pourquoi sa Tf est plus petite que celle du néopentane. Le néopentane sous forme liquide possède une très petite surface de contact intermoléculaire donnant une force d’attraction intermoléculaire plus petite que celle du pentane. Donc, le néopentane possède une Té plus petite que celle du pentane  En résumé Polaire vs Non-polaire : polaire a points de fusion et d’ébullition plus haut Balle vs allongée : balle point de fusion plus haut et allongée a point d’ébullition plus haut Léger vs pesant : pesant a points de fusion et d’ébullition plus haut Solide covalent avec C et/ou Si :  a) Solide covalent à réseau tridimensionnel Les substances pures comme le diamant (C), le quartz (SiO2) et le carbure de silicium (SiC) sont très stables, très dures, pauvres conducteurs et insolubles dans la plupart des solvants. Ils possèdent aussi des Te et Tf très élevées.  Ex. Le diamant Tf = 3550 °C Té = 4827 °C Masse volumique = 3500 kg/cm3 C’est la substance la plus dure connue!  Ces propriétés suggèrent que les atomes dans ces cristaux sont liés par des liens très forts (liens covalents) et sont orientés pour donner une structure très rigide. Il faut briser beaucoup de ces liens forts pour faire fondre ces substances, d’où viennent leurs hauts points de fusion.  Structure du diamant La structure de base est tétraédrique Structure du Carbure de silicium La structure de base d’une molécule est tétraédrique. Structure du quartz  b) Solide à réseau bi- dimensionnel Le graphite, une autre forme du carbone pur, a des propriétés entièrement différentes du diamant. Le graphite a de hautes Te et Tf mais il est mou et conduit l’électricité. Ceci suggère qu’il y a plus d’une sorte de liens dans le cristal.  Le haut point de fusion est dû aux liaisons covalentes entre les atomes. Le graphite est mou car il est fait de plaques retenues ensemble par des forces faibles entres celles-ci. La propriété de ces plaques de pouvoir glisser l’une sur l’autre font du graphite un excellent lubrifiant sec peu réactif. Le graphite  c) Solide covalent à une dimension Des minéraux du type de l'amiante (asbestos) sont faits de longues chaînes d’atomes liés ensemble par des liens covalents forts. Les forces entre les chaînes sont faibles, d’où vient leur fragilité et le fait qu’ils se défont en fibres. La structure de l’Asbestos  2.10 Forces d’attraction intermoléculaires Ces forces agissent entre les molécules polaires ou non polaires. Elles affectent Tf et Te , la viscosité, la masse volumique et autres propriétés. On les nomme communément les forces de van der Waals. Forces de van der Waals Johannes Diderik van der Waals On les classifie en quatre grandes catégories (placées en ordre du plus fort au plus faible) : Liaison hydrogène Force dipolaire Forces induites Force de London ou de dispersion  On retrouve les forces dipolaires et les liaisons hydrogène dans les cristaux moléculaires polaires tandis que les forces de London sont dans les cristaux moléculaires non-polaires.  a) Liaison hydrogène : Les températures hautes des points d’ébullition de NH3, H2O et HF démontrent qu’il se passe quelque chose que les autres molécules n’ont pas. Cette force additionnelle est expliquée par l’attraction entre une paire d'électrons libre de l’atome central et l’atome d’hydrogène d’une molécule voisine.  Note : La liaison hydrogène n’est pas covalente ni ionique car il n’y a pas de partage d’électrons ni d’ions présents. Il y a seulement attraction entre les charges opposées. L’eau est un excellent solvant grâce à sa polarité et ces liens hydrogènes.  En général, une liaison hydrogène est environ 10 fois plus forte qu’une force van der Waals et environ 1/10 d’une covalente ou une ionique.  b) Forces dipolaires Certaines molécules forment des dipôles où il y a un centre + et un -. Quand 2 molécules s’approchent l’une de l’autre, les charges opposées s’attirent. Ceci est la force dipolaire. Dans les cristaux moléculaires polaires et dans les liquides moléculaires polaires, les dipôles s’alignent de façon à placer les dipôles opposés près l’un de l’autre.  Rappel: Si une molécule est polaire, c’est parce que les charges électrostatiques ne s’annulent pas. Donc on a une charge négative partielle et une charge positive partielle dans la molécule. ex H20  Ex: HCl  Encercle la molécule polaire. Étiquette les parties δ+ et δ- Cl δ δ − O − N Al H H H Cl Cl H δ H + Cl δ δ O C O Cl C Cl + − S H H Cl δ +  La force dipolaire a 1/100 de la force d’un lien covalent. Très faible comparée à l’attraction des ions entre eux dans un solide ionique. Ex : PCl3 un cristal moléculaire polaire Tf = -112oC NaCl un cristal ionique Tf = 801oC  c) Forces induites Par un ion Une force moléculaire induite par un ion se produit quand un ion cause une redistribution inégale des charges dans une molécule non polaire voisine. La molécule est alors polarisée pour un moment ce qui crée une attraction temporaire entre l’ion et la molécule.  Ex. : O2(g) dans le sang. L’oxygène est non polaire et est attirée par cette force par l’hémoglobine du sang qui contient un ion Fe2+. Ceci permet le transport de l’oxygène aux parties du corps.  Par un dipôle : Une force moléculaire induite par un dipôle se produit quand une molécule polaire cause une redistribution inégale des charges dans une molécule non polaire voisine. La molécule est alors polarisée pour un moment ce qui crée une attraction temporaire entre le dipôle et la molécule.  Exemple - e- e - e- - e- e- e- δ H Cl δ δee- - ee-eAr e- e- e- e- e- e e - - δ + − + − Un Dipôle Dipôle non-polaire (il est polaire) induit Dipôle – Dipôle Induit (Faible et de courte durée)  Ex. : O2(g) dans l’eau. L’oxygène (et l’azote) sont dissous dans l’eau par ce processus  d) Forces de London ou de dispersion Les forces de London sont retrouvées dans les cristaux moléculaires non- polaires. Les forces intramoléculaires (lien covalent) entre les atomes sont plus grandes que les forces intermoléculaires (London) entre les molécules, donnant des cristaux fragiles.  Elles sont causées par des déplacements temporaires des électrons dans la molécule causant ainsi un léger dipôle temporaire. Si deux molécules voisines ont ce comportement, elles s’attirent brièvement - c’est la force de London. C’est la plus faible des forces intermoléculaires. C’est l’allemand Fritz London qui l’a découverte. Ex :  Ex. Cl2, forces de dispersion e - e- e e e - e- - - - - - - - e- e e- e - - - e Cl-Cl e Cl-Cl - δe- - e- - - δ e- e e e eδe e ee- e- e- e- e e e - - δ e e e- e- e- e- - - + − + − Dipôle Dipôle non-polaire non-polaire temporaire induit Dispersion (La plus faible et de très courte durée)  Puisque l’espace entre les molécules (~180 pm) est beaucoup plus grand que le rayon de lien covalent (~99 pm), on en déduit que la force de London est beaucoup plus faible que le lien covalent.  Cette force est affectée par le # d’é, la grosseur et la structure de la molécule. Plus le # d’é est grand et plus grosse est la molécule, plus le nuage électronique peut être déformé (dispersé) facilement ce qui donne une plus grande force de London. Formule # d’électrons Te (ºC) CH4 10 -161 SiH4 18 -112 GeH4 36 -90 SnH4 54 -52  Les Gecko-force de London https://www.youtube.com/watch?v=YeSuQ m7KfaE