Cours Cohésion de la Matière PDF

Chap I : Cohésion de la matière I. Atomes, molécules, ions Ressource : https://www.elementschimiques.fr/?fr Toute la matière contenue dans l’Univers est un assemblage d’un nombre fini d’atomes. Un atome (10-10 m) est composé d’un noyau électriquement positif (10 -15 m,) autour duquel se trouvent...

Chap I : Cohésion de la matière I. Atomes, molécules, ions Ressource : https://www.elementschimiques.fr/?fr Toute la matière contenue dans l’Univers est un assemblage d’un nombre fini d’atomes. Un atome (10-10 m) est composé d’un noyau électriquement positif (10 -15 m,) autour duquel se trouvent des électrons (de charge électrique négative. Il est caractérisé par la composition de son noyau. Le numéro atomique Z est le nombre de protons (chargés positivement) présents dans le noyau d’un atome ou d’un ion monoatomique. Le nombre de masse atomique A est le nombre de protons et de neutrons (électriquement neutre) présents dans le noyau d’un atome ou d’un ion monoatomique. Le symbole chimique d’un élément est une lettre majuscule, parfois suivie d’une minuscule permettant de le désigner. Par exemple C représente l’élément carbone dont Z = 6, Na représente l’élément sodium où Z = 11. L’écriture conventionnelle d’un noyau permet d’indiquer son symbole X, son numéro atomique Z A et son nombre de masse A : Z X 14 Exemples : 6 C est un atome de carbone C qui possède Z = 6 protons et donc N = A- Z = 14 - 6 = 8 neutrons. 14 7N est un atome d’azote N qui possède Z = 7 protons et donc N = A- Z = 14 - 7 = 7 neutrons. Deux isotopes ont le même numéro atomique, mais un nombre de neutrons différents. Les électrons d’un atome sont répartis dans des couches électroniques numérotées 1, 2, 3… Chaque couche possède des sous-couches dont le nombre d’électrons maximum est connu. Le Les sous couches sont représentées par une lettre : s (2), p (6), d (10), f (14), entre parenthèses figure le nombre d’électrons maximal. Les électrons occupent les couches dans un ordre donné : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p … : c’est la configuration électronique. Formations des ions : règle de l’octet. Les éléments s’organisent toujours pour avoir leur dernière couche électronique (couche de valence) saturée. Pour cela ils peuvent perdre ou gagner des électrons. 7 35 16 24 Exemples: Li Le lithium, le chlore 3 Cl , l’oxygène 17 O , le magnésium 8 Mg … 12 Toute matière est électriquement neutre : les ion positifs (cations) sont toujours liés à des ions négatifs (anions) en proportion exactes pour que la charge électrique soit nulle. Exemples de solides ioniques : NaCl, MgO, Li2O... Formation des molécules : Les éléments peuvent mettre en commun des électrons pour saturer leur couche de valence et satisfaire la règle de l’octet. Exemple : H2 La connaissance du nombre d’électrons de valence permet, par application de la règle de l’octet de déterminer le nombre de liaisons formées par un atome, ainsi que le nombre de doublets d’électrons non liants. 12 16 Exemples : 6C, O 8 II. CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS Rayon atomique : Globalement, le rayon atomique des éléments est de plus en plus grand : - si on descend le long d’une colonne (famille) - si on se déplace de la droite vers la gauche sur une ligne (période) Électronégativité : L’électronégativité d’un atome est sa capacité à attirer vers lui les électrons quand cet atome engage une liaison chimique avec un autre atome. On observe que : - l’électronégativité augmente si on se déplace de gauche à droite sur une ligne - l’électronégativité augmente quand on monte dans une colonne. On remarque que pour la dernière colonne (gaz nobles), l’électronégativité n’est pas définie car ces gaz ne forment pas de liaisons chimiques, ils sont inertes chimiquement. Remarque : Place des métaux dans la classification : Définition Les métaux se caractérisent par certaines propriétés physiques et chimiques : - bon conducteur de l’électricité - bon conducteur de la chaleur - malléable et ductile, un métal se déforme facilement sans rompre, on peut fabriquer des fils et des tôles ou des feuilles - les métaux réfléchissent la lumière (miroir) III. COHESION DE LA MATIERE 1. Cohésion des solides moléculaires Géométrie des molécules : la géométrie des molécules est donnée par la répulsion des doublets électroniques. Un atome entouré de 4 doublets simples (liants ou non-liants) a une structure tétraédrique. https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes/latest/molecule-shapes_fr.html Exemple des molécules d’eau, de dioxyde de carbone, ammoniac, méthane Polarité d’une liaison : une liaison entre deux atomes d’électronégativité différente est polarisée. L’atome le plus électronégatif porte une charge δ-, l’atome le moins électronégatif une charge δ+. https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-polarity/latest/molecule-polarity_fr.html Une molécule est «polaire» si elle contient une ou plusieurs liaisons polarisées qui ne se compensent pas. La molécule se comporte comme un dipôle électrique, globalement neutre, mais ayant une extrémité positive, l’autre négative. Cela va influencer des propriétés macroscopiques comme les températures de changement d’état, la solubilité et la réactivité chimique de ces espèces, car les interactions entre molécules sont plus importantes. La cohésion d’un solide moléculaire est basée sur la polarité des molécules. Entre les molécules polarisées, il existe des interactions électrostatiques attractives, faibles et à courte portée, qui expliquent la cohésion du solide moléculaire. Ces interactions sont appelées interactions de van der Waals, elles sont de 3 types : Type Représentation Energie d’interaction Dipôle permanent – dipôle De 0,5 à 3 kJ/mol permanent (Keesom) Dipôle permanent – dipôle induit De 0,5 à 3 kJ/mol (Debye) Dipôle induit – dipôle induit De 0,5 à 30 kJ/mol (London) Source : http://culturesciences.chimie.ens.fr/content/les-forces-de-van-der-waals-et-le-gecko Par comparaison, l’énergie d’une liaison covalente est supérieure à 100 kJ/mol. Cas particulier de la liaison hydrogène : C’est la plus forte des interactions intermoléculaires. Une liaison hydrogène se forme entre un atome très électronégatif et porteur d’un doublet non liant avec un atome d’hydrogène lié avec un atome très électronégatif. L’énergie est 10 fois plus faible qu’une liaison covalente : supérieure à 10 kJ/mol. Exemple de l’eau : Source :http://uel.unisciel.fr/chimie/strucmic/struc mic_ch09/co/apprendre_ch09_2_05.html Ci-contre, les températures de fusion et de vaporisation pour les éléments de la colonne de l’oxygène, formants des molécules du type H2X. On observe que l’eau est une anomalie, à cause de la présence de fortes interactions entre molécules, dues aux liaisons hydrogène. Les liaisons hydrogène (de l’ordre de 0,2 nm) sont plus longues que les liaisons covalentes (de l’ordre de 0,1 nm) mais plus courtes que les liaisons de Van der Waals (supérieure à 0,2 nm) 2. Cohésion des solides ioniques Un solide ionique est un arrangement très régulier d’anions et de cations, il est électriquement neutre. Sa formule statistique indique la nature et la proportion d’anions et de cations présents dans le cristal. La cohésion d’un cristal ionique est assurée par les forces d’interactions électrostatiques entre les cations et les anions. La structure du cristal ionique dépend aussi de la taille des différents ions. Ces forces de cohésions sont intenses, et l’énergie nécessaire pour les vaincre est importante, de l’ordre de 400 à 4000 kJ/mol. Par exemple, la température de fusion du sel (chlorure de sodium) est supérieure à 800°C. 3. Cohésion des métaux Un solide métallique est un arrangement très régulier de cations entourés d’un nuage d’électrons. Les électrons sont libres de se déplacer dans le cristal, ce qui explique la conduction du courant électrique par les métaux. La distance interatomique est de l’ordre de 0,1 nm. L’électron libre : https://www.youtube.com/watch?v=EWLgeBVY-08 4. Solides covalents Un solide est covalent lorsque tous les atomes sont liés entre eux par des liaisons covalentes.