Chapitre 13 : Interactions dans les édifices chimiques

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1 Chapitre 13 : Interactions dans les édifices chimiques 1. Les interactions électriques (Voir TP n 14) Définitions : - L électrisation est un transfert d électrons entre deux corps ; - Les corps qui ne possèdent pas d électrons libres ne peuvent pas conduire le courant électrique : ils sont appelés isolants (ou encore diélectriques) ; - Un matériau dans lequel les charges électriques peuvent se déplacer facilement s appelle un conducteur. On peut considérer qu un métal est formé d un réseau d ions positifs rigidement liés les uns aux autres dans lequel des électrons libres, environ un par atome, peuvent se déplacer dans l ensemble du conducteur. La charge électrique globale portée par un conducteur se répartie dans le conducteur. RETENIR : - Un corps qui possède un excès d'électrons est chargé négativement ; - Un corps qui possède un défaut d'électrons est chargé positivement Électrisation par frottement (ou triboélectricité) Lorsqu'on frotte, la baguette sur la laine, il se produit un transfert d'électrons de la laine vers la baguette La laine est chargée positivement (défaut d'électrons), la baguette est chargée négativement (excès d'électrons) Électrisation par contact La baguette possède un excès d'électrons. Elle attire le pendule Électrisation par influence Lors du contact avec le pendule, des électrons passent de la baguette vers le pendule : il y a transfert de charges (répartition sur les deux conducteurs) Le pendule est alors repoussé par la baguette. vant d approcher un corps électrisé l approche d une baguette de PVC (chargée -), les électrons de l atome sont repoussés : l atome se polarise

2 La charge électrique globale portée par un isolant reste localisée. 2. Cohésion des solides ioniques 2.1. La loi de Coulomb Les expériences d électrisation nous montrent qu il n y a que deux espèces de charges électriques : Les charges positives : elles apparaissent sur du plexiglas (ou du verre) frotté avec de la laine ; Les charges négatives : elles apparaissent sur du PVC frotté avec de la laine. Rappel : Loi de Coulomb : Deux charges électriques, q et q, exercent l une sur l autre des forces d interaction électrostatique dont la valeur est proportionnelle à chacune des charges et inversement proportionnelle au carré de la distance d qui les sépare. q et q : charges (en C) Caractéristiques : q q / = / = k d² k = 9 10 N.m.C d distance entre q et q (en m) et : intensités (en N) / / q d q / / Signe des charges q et q Même signe orces Répulsives Même direction Sens contraires Même valeur ( / = / ) q / / d q Signe contraire ttractives Même direction Sens contraires Même valeur ( / = / ) Exercice : interaction entre plusieurs charges Soient trois charges, q, q et q C, situées respectivement aux points,, C alignés. Quelle est la résultante des forces électrostatiques agissant sur q? Données : q = q = q = 1 C q C = q = 1 C = C = d = 25 cm C = 2d Réponse : La charge q est soumise à l action répulsive / de la charge q et à l action attractive C/ de la charge q C. D après la loi de Coulomb, on a : q² q² / k et C/ k d² 4d² Ces forces ont même direction mais des sens contraires. La résultante de ces forces, tend à éloigner la charge q des deux autres charges.

3 = / + C/ = / C/ =.N. : = 108 N 2.2. Structure des solides ioniques q² q² q² q² k k k d² 4d² d² 4d² Un solide ionique (ou cristal ionique) est constitué d un empilement compact et régulier (ou arrangement) de cations et d anions (assimilés à des sphères dures) dans l espace. Un solide ionique est électriquement neutre. Exemple : Noms et formules chimiques de quelques cations Noms et formules chimiques de quelques anions À RETENIR : La formule chimique d un solide ionique (ou formule statistique) comporte le nombre minimal de cations et d anions permettant la neutralité électrique. Elle commence toujours par le symbole du cation ; Si le solide ionique est formé du cation b+ et de l anion a alors la formule ionique a pour formule a b (s) La cohésion d un solide ionique est assurée par des liaisons ioniques : les ions sont soumis à des interactions électrostatiques respectant la loi de Coulomb. Exemples : Nom du solide ionique Cation nion ormule chimique Chlorure de sodium (sel de table) Na + Cl NaCl (s) Oxyde d aluminium (alumine) l 3+ O 2 l 2 O 3

4 Remarques : Il existe plusieurs types d empilements dans les cristaux ioniques ; Les solides ioniques ne conduisent pas l électricité : les ions ne sont pas mobiles. 3. Cohésion des solides moléculaires (Voir TP n 16) 3.1. Électronégativité L'électronégativité d'un élément chimique est une grandeur qui caractérise sa tendance à attirer le doublet d électrons vers lui lors de la formation d'une liaison covalente avec un autre élément. On la note. Les électronégativités dans le tableau périodique : Tableau périodique des éléments (utilisant l'échelle d'électronégativité de Pauling) Remarque : il y existe plusieurs échelles d électronégativité (l'échelle de Pauling (1932), l'échelle de Mulliken (1934), L'échelle de llred et Rochow (1958), ). RETENIR : Plus l électronégativité d un atome est élevée, plus celui-ci attire à lui les électrons d une liaison covalente : (Z = 9) : (K) 2 (L) 7 Les 9 protons du noyau sont «écrantés» par 2 électrons (couche K). Cl (Z = 17) : (K) 2 (L) 8 (M) 7 Les 17 protons du noyau sont «écrantés» par 10 électrons (couches K et L). Plus les électrons de la liaison sont proches du noyau, plus l attraction (entre protons et électrons) est importante et plus la liaison avec un autre atome sera polarisée. Dans le tableau périodique, l électronégativité (selon Pauling) augmente de gauche à droite (pour une période) et de bas en haut (pour une famille) : Variation de l électronégativité dans le tableau périodique selon l échelle de Pauling (1). 1 Linus Carl PULING ( ) est un chimiste et physicien américain, dont les recherches dans le domaine de la structure des molécules permirent de découvrir des notions importantes sur les liaisons

5 3.2. Polarité d une liaison et moment dipolaire Définitions : Un dipôle électrique (ou électrostatique) est l ensemble constitué de deux charges ponctuelles opposées ( q et + q) séparées par une distance d : p + q d q + Dipôle électrique Modélisation Un dipôle électrique est caractérisé par son moment dipolaire, il se note p (vecteur reliant le barycentre des charges négatives au barycentre des charges positives) et s exprime, dans le système international (SI), en coulomb.mètre (symbole : C.m) : p q d q charge électrique (en C) d distance entre les deux charges (en m) p moment dipolaire ( en C.m) Remarque : usuellement, on exprime le moment dipolaire en Debye (symbole : D). 1 D = 3, C.m Exemple : dans la molécule de HCl, le moment dipolaire est p(h Cl) = 1,1 D. RETENIR : Une liaison entre deux atomes, et, ayant des électronégativités différentes est polarisée : ils forment une liaison covalente polarisée (ou polaire) ; Les électrons ne sont alors pas répartis de manière symétrique entre les deux atomes. On considère alors que : - L atome porte un excès de charge négative (noté ) ; - L atome porte un défaut de charge négative (noté + ). Les symboles δ et δ + représentent des fractions de la charge élémentaire e (e = 1, C) : on parle de charges partielles (négative ou positive) sur la liaison. Exemples : CCl 4 (molécule apolaire) CHCl 3 (molécule polaire) CO 2 (molécule apolaire) NH 3 (molécule polaire) Dans une liaison polaire, le barycentre des charges électriques ( ) n est pas confondu avec celui des charges électriques (+). Plus la différence d électronégativité entre les 2 atomes et est importante, plus la liaison est polarisée et plus le moment dipolaire p( ) est élevé : Liaison covalente pure (molécule neutre) Liaison covalente polarisée (molécule polaire) Liaison ionique (molécule polaire)

6 Exemples : Liaison covalente pure Liaison polarisée Liaison ionique 3.3. Les interactions de Van der Waals Les interactions de Van der Waals sont des interactions, à courte distance, de faibles intensités, le plus souvent attractives, entre dipôles électriques (atomes et molécules ou molécules et cristal). Remarques : Les interactions de Van der Waals concernent les molécules polaires comme les molécules apolaires : - Une molécule polaire possède un moment dipolaire permanent (liaison polarisée) ; - Le nuage électronique des atomes est déformable : une polarisation temporaire peut apparaitre sous l influence d une entité polaire. insi, un moment dipolaire instantané (ou induit) apparait sur les molécules apolaires (polarisée par influence). Les interactions de Van der Waals sont plus faibles que les liaisons électrostatiques des solides ioniques et que les liaisons covalentes que l on trouve dans les molécules Les liaisons hydrogène Une liaison hydrogène est une liaison qui s établit entre un atome d hydrogène lié à un atome très électronégatif (oxygène, azote, chlore ou fluor) et un autre atome également très électronégatif (oxygène, azote, chlore ou fluor) porteur d un doublet non liant : RETENIR : La liaison hydrogène correspond à une interaction électrostatique entre l atome d hydrogène (excès de charge positive) et le doublet non liant d un autre atome (O, N, Cl ou ). Remarque : les trois atomes participant à une liaison hydrogène sont généralement alignés. Exemples : Liaison hydrogène entre des molécules d'eau Liaisons hydrogène entre les molécules d éthanol

7 3.5. Les solides moléculaires Un solide (ou un cristal) moléculaire est constitué d un empilement régulier de molécules dans l espace (arrangement). À RETENIR : La cohésion des solides moléculaires est assurée par deux types d interactions intermoléculaires : Les interactions entre dipôles électriques permanents ou instantanés appelées «interactions de Van der Waals» ; Les liaisons hydrogène. Remarque : ces interactions apparaissent également dans les liquides (voir chapitre suivant). Exemples : «Liaisons» hydrogène Interactions de Van der Waals Structure de la glace (tétraèdres) Dans la glace, chaque molécule d eau forme des liaisons hydrogène avec quatre autres molécules d eau. Structure du chlorure d iode solide (ICl) Les molécules de chlorure d iode forment des dipôles électriques qui sont en interaction (interactions dipôles-dipôles) et sont responsables de la structure du solide.

8 Chapitre 13 : Interactions dans les édifices chimiques Les objectifs de connaissance : - Connaitre les différents modes d électrisation ; - Connaître la structure d un solide ionique ; - Définir l électronégativité et son influence sur une liaison covalente ; - Connaître l équivalence entre dipôle électrique et liaison covalente polarisée ; - Connaître la constitution d un solide moléculaire ; - Connaître les forces intermoléculaires. Les objectifs de savoir-faire : - Prévoir si une molécule est polaire ; - Interpréter la cohésion des solides ioniques et moléculaires. Je dois savoir Oui Non - Définition des mots : solide ionique, électronégativité, dipôle électrique, liaison covalente polarisée, liaison hydrogène, solide moléculaire. - aire la distinction entre électrisation par contact, par influence ou par frottement. (cf. 1) - Expliquer la cohésion des solides ioniques. (cf. 2.2) - Influence de l électronégativité d un élément chimique sur une liaison covalente. (cf. 3.1) - Différencier une liaison covalente pure d une liaison covalente polarisée ou ionique. (cf. 3.2) - Identifier et représenter une liaison hydrogène. (cf. 3.4) - Expliquer la cohésion des solides moléculaires. (cf. 3.5)

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