Chapitre 7 : Activité documentaire : A la découverte des interactions intermoléculaires. Document 1 : Existence de forces intermoléculaires

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1 Chapitre 7 : Activité documentaire : A la découverte des interactions intermoléculaires Document 1 : Existence de forces intermoléculaires La formation de molécules, d'oxydes métalliques ou encore de sels s'expliquent très aisément par la formation de liaisons covalentes, métalliques ou ioniques. Ce sont des interactions fortes, d'une énergie de l'ordre de 200 à 800 kj.mol -1. Mais comment expliquer l'existence de phases condensées de la matière? Il existe par exemple des cristaux moléculaires de dihydrogène H 2(s), le changement d'état H 2(s) H 2(g) est très peu coûteux en énergie (1,2 kj.mol -1 ) Comment expliquer l'existence de composés que tels les hydrates de certains gaz rares (H 2 O ; Kr) ou encore Hg-Kr? Comment expliquer que l'évolution des températures de fusion des composés hydrogénés dans une même colonne? (voir document 7 ). Document 2 : Les interactions de Van der Waals (notées VdW) La cohésion de la matière repose sur des interactions intermoléculaires, nommées interactions de Van der Waals du nom du physicien Néerlandais, prix Nobel de physique en 1910 pour son interprétation des interactions dans les fluides. Interaction de Keesom En l'absence d'autres forces extérieures, deux dipôles libres de moments dipolaires permanents μ 1 et μ 2 se comportent comme deux aimants : il s'attirent et s'alignent. L'énergie potentielle d'interaction entre les deux molécules séparées d'une distance d est donnée par : 2 μ 2 2 μ E K = λ 1 K (avec λ d 6 K constante positive dépend de T) Par exemple, l'énergie d'interaction entre deux molécules de moment dipolaire 1D, à 25 C et pour une distance de 0,3nm est de -0,7 kj.mol -1. Interaction de Debye C'est une interaction entre un édifice porteur d'un moment dipolaire permanent ( μ )et un édifice porteur d'un moment dipolaire induit (polarisabilité α ) : αμ 2 E D = λ D d 6 (avec λ D constante positive) Dans le cas d'une molécule polaire pour laquelle μ=1d (comme HCL) à proximité d'une molécule de volume de polarisabilité α'=10 29 m 3 pour une séparation de 0,3nm, l'énergie d'interaction est de -0,8kJ.mol -1. Interaction de London (interaction de dispersion) interaction entre le moment dipolaire instantané d'un molécule de polarisabilité α 1 et le moment dipolaire induit d'une molécule de polarisabilité α 2. E L = λ L α 1 α 2 d 6 (avec λ L constante positive) Dans le cas de deux molécules de méthane séparées de 0,3 nm, l'énergie d'interaction est de l'ordre de -5kJ.mol -1. Bilan : la résultante énergétique de l'ensemble des interactions de Van der Waals s'écrit : E VdW (d )= C K C D d 6 d C L 6 d = C 6 d 6

2 Document 3 : Moment dipolaire Moment dipolaire permanent : description vectorielle de la répartition des charges dans une structure où le barycentre des charges négatives n'est pas confondu au barycentre des charges positives. (noté μ ou p ). Moment dipolaire induit : Sous l'effet d'un champ électrique extérieur, le nuage électronique peut être déformé ce qui provoque l'apparition d'un moment dipolaire induit μ. La molécule apolaire qui voit sa distribution électronique perturbée est dite polarisable, on note α la polarisabilité de la molécule. μ =α E On parle parfois de volume de polarisabilité, α'= α, cette grandeur est homogène à (4 π ϵ 0 ) un volume et est du même ordre de grandeur que le volume de la molécule. Document 4 : Contribution relative des interactions de Van der Waals % Keesom %Debye % London Ne HCl HI 0,1 0,5 99,4 NH H 2 O Document 5 : Température de fusion et d'ébullition des gaz rares Gaz He Ne Ar Kr Xe T f (K) T eb (K) Document 7 : Evolution des températures d'évolution des composés hydrogénés Moment dipolaire instantané : Pour une molécule apolaire, à un instant précis, les électrons ne sont pas répartis uniformément. Il existe un dipôle instantané. Le dipôle instantané est en mesure d'induire l'apparition d'un moment dipolaire induit à son voisinage. Document 6 : Les autres interactions Interaction répulsive Le volume propre d'une entité chimique, le principe de Pauli ou encore les fondements même des interactions électromagnétiques imposent d'introduire un terme de répulsion de type électrostatique. Le modèle le plus utilisé est le modèle de Lennard-Jones : E rep = A d 12 Liaisons hydrogènes On appelle liaison hydrogène (ou liaison H) l'interaction qui se développe entre les espèces A-H et B, où A et B sont des éléments fortement électronégatifs et où B possède un doublet d'électrons non liants. Quelques valeurs : dans NH 3 : 5 kj.mol -1, dans H 2 O 25 kj.mol -1, dans HF : 29 kj.mol -1.

3 Questions S'approprier : Comprendre la nécessité de l'introduction de forces intermoléculaires : 1- Expliquer pourquoi le modèle de la liaison étudié en Chimie jusqu'à présent ne permet pas de rendre compte les observations présentées dans le document Quel type d'interaction existe-t-il entre deux ions, permettant d'expliquer la cohésion de solides ioniques tels que NaCl par exemple? Cette interaction permet-elle d'expliquer les observations du document 1? Analyser : Comprendre les documents : 3- Polarisabilité : a- Intuitivement, à quelle condition sur les atomes qui la compose, une molécule est-elle très polarisable? b- Schématiser la molécule de diiode à l'état gazeuse (isolée), puis à proximité d'un dipôle. 4- Interactions de Van der Waals : a- Parmi les quatre types d'interactions fondamentales vues en 1èreS, à quelle catégorie les interactions de VdW appartiennent-elles? b- Sans se soucier de la valeur de C, représenter l'allure de E vdw en fonction de la distance. Quelle est la nature de l'interaction? c- On définie la résultante des forces de Van de Waals F VdW comme la dérivée de l'énergie d'interaction en fonction de la distance. Montrer que F VdW 1 d n. Que pouvez-vous dire de la portée de cette force (en vous appuyant sur une donnée chiffrée). 5- Interaction répulsive : a- Expliquer la nécessité d'introduire une interaction répulsive. b- Que pouvez-vous dire de la portée de cette force (en vous appuyant sur une donnée chiffrée)? c- Sans se soucier de la valeur de C, représenter l'allure de E VdW en fonction de la distance. 6-Liaisons hydrogènes : Représenter schématiquement une liaison hydrogène entre deux molécules d'eau puis entre une molécule d'eau et une molécule d'ammoniac NH 3. Valider : Expliquer des résultats expérimentaux 7- Expliquer l'existence d'hydrate de gaz rares tels que (H 2 O ; Kr). 8- Expliquer l'évolution des températures d'ébullition dans une même colonne du tableau périodique. 9- D'après le document 7, quelle devrait être la température d'ébullition de l'eau? Comment expliquer l'anomalie observée? 10- Expliquer la différence d'énergie de la liaison hydrogène entre des molécules NH 3, des molécules d'eau et des molécules HF. 11- L'acide maléique et l'acide fumarique sont deux diastéréoisomères aux propriétés suivantes : Acide maléique Acide fumarique Molécule Solubilité dans l'eau (g/l) 780 6,3 Température de fusion( C) Expliquer ces différences de propriétés entre les deux diastéréoisomères. Bilan Dresser un tableau bilan sur les interactions à l'échelle moléculaire (Nom, type d'interaction, schéma, formule, entités chimiques concernées, ordre de grandeur... )

4 CORRECTION S'approprier : Comprendre la nécessité de l'introduction de forces intermoléculaires : 1- Expliquer pourquoi le modèle de la liaison étudié en Chimie jusqu'à présent ne permettent pas de rendre compte les observations présentées dans le document 1. Le modèle de la liaison covalente repose sur la non saturation des couches de valences des atomes mis en jeu. Or lorsque l'on passe d'une phase gazeuse à une phase liquide pour des molécules (par exemple O2), les molécules ne peuvent pas mettre en commun des électrons car les couches sont saturées, donc ce ne sont pas des liaisons de type covalentes qui se forme à l'état liquide. De la même manière, les gaz rares ont une couche de valence saturée, ils ne peuvent s'associer à d'autres entités chimiques. 2- Quel type d'interaction existe-t-il entre deux ions, permettant d'expliquer la cohésion de solides ioniques tels que NaCl par exemple? Cette interaction permet-elle d'expliquer les observations du document 1? Interaction électrostatique entre deux charges : E P,el = 1 q 1 q 2 4π ϵ 0 r Si les deux charges sont de signes opposées alors elles s'attirent (Ep <0). Ce type d'interaction ne peut s'appliquer dans notre étude car les molécules ne sont pas chargées. Analyser : Comprendre les documents : 3- Polarisabilité : a- Intuitivement, à quelle condition sur les atomes qui la compose, une molécule est-elle très polarisable? Plus un atome est volumineux (nuage électronique diffus) plus il est polarisable car les électrons sont moins liés au noyau, ils sont donc plus influencés par un champ extérieur. b- Schématiser la molécule de diiode à l'état gazeuse (isolée), puis à proximité d'un dipôle. 4- Interactions de Van der Waals : a- Parmi les quatre types d'interactions fondamentales vues en 1èreS, à quelle catégorie les interactions de VdW appartiennent-elles? électrostatique b- On définie la résultante des forces de Van de Waals F VdW comme la dérivée de l'énergie d'interaction en fonction de la distance. Montrer que F VdW 1 d n. Que pouvez-vous dire de la portée de cette force (en vous appuyant sur une donnée chiffrée). Si on dérive E vdw on obtient F VdW 1 d 7. C'est une force à courte portée, en effet si on multiplie la distance par 2, la force est divisée par 2 7 =128. c- Sans se soucier de la valeur de C, représenter l'allure de E VdW en fonction de la distance. London domine pour la plupart des molécules. Seul dans le cas où les atomes sont de petites tailles (peu polarisables) et que la molaire à un moment dipolaire important Keesom domine. 5- Interaction répulsive : a- Expliquer la nécessité d'introduire une interaction répulsive. Si il n'y pas d'interaction répulsive, d'après le graphe tracé, les molécules devraient d'approcher jusqu'à une distance nulle, or cela entraînera l inter-pénétrabilité des nuages électroniques, en donc des électrons qui seront dans les mêmes orbitales et qui auraient les mêmes nombres quantiques ce qui viole le principe de Pauli. De plus d'après les lois de l'électrostatique, les noyaux de mêmes charges se repoussent. Il y a donc forcément un terme répulsif à très courte distance. b- Représenter sur le graphique précédemment tracé cette interaction. Montrer en additionnant les deux courbes que l'on retrouve une courbe similaire à la courbe d'énergie potentielle d'une molécule diatomique. c- A quoi correspondant la distance du minimum d'énergie potentielle? distance moyenne entre 2 molécules en phase condensée. d- Que pouvez-vous dire de la portée de cette interaction? Très courte distance. 6-Liaisons hydrogènes : Représenter schématiquement une liaison hydrogène entre deux molécules d'eau puis entre une molécule d'eau et une molécule d'ammoniac NH 3. Valider : Expliquer des résultats expérimentaux 7- Expliquer l'existence d'hydrate de gaz rares tels que (H 2 O ; Kr). Kr très polarisable car atome volumineux, H 2 O molécule très polaire Debye (+ London) 8- Expliquer l'évolution des températures d'ébullition dans une même colonne du tableau périodique. Plus on

5 descend, plus les atomes sont polarisables donc plus les interactions sont fortes, par conséquent il faudra apporter plus d'énergie pour briser ces interactions. 9- D'après le document 7, quelle devrait être la température d'ébullition de l'eau? Comment expliquer l'anomalie observée? Environ -100 C. Elle est plus élevée à cause des liaisons H à briser. 10- Expliquer la différence d'énergie de la liaison hydrogène entre des molécules NH 3, des molécules d'eau et des molécules HF. Plus les atomes porteurs de doublets non liants sont électronégatifs, plus les liaisons hydrogènes sont fortes. 11- L'acide maléique et l'acide fumarique sont deux diastéréoisomères aux propriétés suivantes : Acide maléique Acide fumarique Molécule Solubilité dans l'eau (g/l) 780 6,3 Température de fusion( C) Expliquer ces différences de propriétés entre les deux diastéréoisomères. Acide maléique : polaire plus soluble dans l'eau qui est polaire. (Acide fumarique : apolaire) Acide maléique : liaisons hydrogènes intra, fumarique : uniquement des liaisons H inter, plus difficile à briser donc la T f est plus élevée. Bilan Dresser une tableau bilan sur les interactions à l'échelle moléculaire (Nom, type d'interaction, formule, entités chimiques concernées, ordre de grandeur... )

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