La liaison métallique

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1 La liaison métallique Les métaux Le modèle des sphères dures et du gaz d électron Les propriétés générales des métaux Caractéristiques mécaniques et physiques : ductilité, malléabilité les métaux peuvent être «travaillés» Propriétés électriques : bons conducteurs de l électricité. Application : Cu, Ag et Au utilisés comme conducteurs du courant Propriétés optiques : bons réflecteurs de la lumière (la lumière ne pénètre pas le matériau) Application : Argenture des miroirs, bijoux Propriétés thermiques : bons conducteurs de la chaleur Application : Casseroles en Cu, Na refroidisseur de centrales nucléaires, K dans les queues des soupapes de moteur F1 La liaison métallique les cristaux métalliques Le modèle des sphères dures Les atomes métalliques sont assimilables à des sphères dures de rayon r. r - Les sphères se rangent de manière ordonnée selon des couches. - Les couches se superposent les unes sur les autres. Elles peuvent glisser les unes par rapport aux autres (malléabilité et ductilité des métaux). - Les forces de cohésion s exercent uniformément dans toutes les directions ce qui permet d obtenir des structures de forte compacité. - Les atomes métalliques possèdent sur leur couche externe un ou plusieurs électrons de valence peu liés au noyau (électrons aussi appelés électrons «libres»). Ces électrons libres sont les électrons de conduction thermique et électrique du métal. 1

2 La liaison métallique les cristaux métalliques Une approche quantique de la liaison métallique - notion de bandes d énergie n peut appliquer aux métaux la théorie des.m. n considère le cristal métallique comme une seule molécule formée à l aide de N atomes. Exemple : le cuivre, configuration électronique [Ar] 3d 10 4s 1 En se recouvrant les N.A. 4s 1 des N atomes de cuivre conduisent à N.M. Ces N.M. contiennent alors N niveaux d énergie, énergies comprises entre celles du niveau inférieur totalement liant et celles du niveau supérieur totalement antiliant. Lorsque N on obtient ainsi des bandes d énergie. Dans la bande s on trouvera donc N niveaux, dans la bande p 3N niveaux. em : ces bandes peuvent éventuellement se chevaucher. 3N.A. p N.A. s Niveaux d énergie dans le cristal 3 N niveaux: Bande p ecouvrement possible N niveaux: Bande s La théorie des bandes permet d expliquer les propriétés électriques des métaux La liaison ionique les cristaux ioniques La liaison ionique Quand la différence d électronégativité Δχ entre 2 atomes associés augmente apparition de charges partielles ( δ et + δ) sur les atomes de plus en plus grandes. Si Δχ > 2 on a séparation de charge δ= e Ex : NaCl Δχ = 2,1 il y a quasi transfert d un électron de l atome de Na vers l atome de Cl (vérifié expérimentalement). n peut affirmer l existence d ions Na + et d ions Cl - et définir des rayons r + et r - pour les 2 ions. Le composé est alors formé d une paire d ions s attirant par forces électrostatiques. Il s agit à présent de liaison ionique. Il n y a pas de mise en commun d électron Ce n est pas une liaison covalente. La liaison n est plus localisée ni dirigée L écriture NaCl qui correspond à la stoechiométrie du cristal ionique traduit l électroneutralité du composé ionique (la notion de molécule n a plus de sens). La liaison ionique est comme la liaison de covalence une liaison forte. Elle se manifeste par des températures de fusion élevées. 2

3 La liaison ionique les cristaux ioniques Étude énergétique énergie réticulaire Expression de l énergie de cohésion du cristal ionique L énergie de cohésion est la résultante d une énergie d attraction E 1 et d une énergie de répulsion E 2. a) E 1 est l énergie associée aux forces électrostatiques : forces d attraction entre les charges de signes contraires et forces de répulsion entre les charges de même signe. Aq q E = πε o 1 r r la distance la plus courte entre les 2 charges q 1 et q 2 de signes opposés, A la constante dite de Madelung qui tient compte de la géométrie du cristal ionique. L énergie E 1 est négative, elle correspond à une énergie stabilisante. Chap. VI : La liaison ionique les cristaux ioniques b) E 2 est une énergie de répulsion déstabilisante qui provient de la non interpénétration des nuages d électrons elle augmente très vite quand r diminue. E B E2 = n r terme répulsif r 0 r Aq1 q2 1 1 résultante Etot qd r = r o = 1 4πε r n terme attractif Energie réticulaire em : Pour exprimer cette énergie en mol -1 de composé ionique il suffit de multiplier cette énergie par le nombre d Avogadro N. Def : l énergie réticulaire E r c est l énergie qu il faut apporter au cristal ionique pour le casser et le transformer en 2 ions gazeux infiniment éloignés. Energie réticulaire E r = - E tot. du cristal ionique quand r = r o. o o 3

4 Différents états de la matière Etat gazeux : les molécules sont distantes les unes des autres et animées d un mouvement aléatoire désordonné. C est un état désordonné non condensé. Etat liquide : les molécules sont nettement plus proche les unes des autres. L arrangement est désordonné à longue distance mais peut présenter un ordre à courte distance. Cet état condensé posède néanmoins la faculté de couler. Etat solide : L'état solide est un des états de la matière caractérisé par l'absence de liberté entre les molécules ou les ions. Solides cristallins : le cristal correspond à un arrangement ordonné des atomes. Solides non cristallins : les amorphes et les verres Etat plasma : Un plasma est un ensemble de particules chargées et de particules neutres, qui bougent aléatoirement dans toutes les directions, et qui est globalement neutre. n dit parfois qu un plasma est un gaz ionisé Etat de Bose-Einstein les liaisons intermoléculaires les liaisons intermoléculaires Eau Trois états physique différents : La glace, l eau liquide et la vapeur d eau La glace fond : fusion L eau gèle : solidification L eau bout : vaporisation La vapeur d eau se condense : condensation Solide gaz (sublimation) Gaz solide (solidification) 4

5 les liaisons intermoléculaires Lorsque la température s élève le désordre augmente (agitation thermique). Pour obtenir de l ordre, il doit exister un facteur antagoniste de l effet de la température et de la tendance au désordre. Il s agit des forces d attraction qui se manifestent entre les molécules n distingue: Les forces de Van der Waals Les forces dipôles/dipôles permanents (de Keesom) Les forces dipôles permanents /dipôles induits (de Debye) Les forces de dispersion (de London) Les ponts hydrogènes: les forces de van der Waals Des liaisons intermoléculaires apparaissent si les forces attractives dominent les forces répulsives. n distinguera des molécules polaires et des molécules apolaires. 0 0 Les forces dipôles/dipôles de Keesom résultent de l interaction électrostatique stabilisante obtenue par orientation des dipôles -q q +q -q q +q 5

6 Les forces de Van Der Waals Deux molécules polaires : le pôle positifs attire le pôle négatif EXEMPLE : le butane C 3 -C 2 -C 2 -C 3 et l acétone C 3 -C-C 3 Meme masse molaire, points de fusions et d ébullition très différents : Butane : T f = -138 C, T eb = -0,5 C (Pression normale) Acétone : T f = -95 C, T eb = +56 C Ces différences sont dues au fait que le butane est une molécule non polaire, Alors que l acétone est une molécule polaire. les forces de van der Waals Une molécule apolaire peut être polarisable 0 0 +δq -δq et sous l influence d un dipôle, se polariser. Il s agit de dipôles induits -q q +q Les forces dipôles/dipôles induits de Debye proviennent de l interaction électrostatique stabilisante résultante +δq -δq -q q +q Exemple : ydrates de gaz rares comme Ar, n 2 6

7 les forces de van der Waals Des molécules polarisables peuvent interagir via des dipôles instantanés 0 0 +δq -δq +δq -δq Les forces de dispersion de London sont des forces dipôles induits/dipôles induits -δq +δq Elles sont d autant plus grandes que la polarisabilité est grande. n peut expliquer ainsi l augmentation de la température d ébullition des halogènes F C; Cl 2-35 C; Br 2 58 C; I C n peut également expliquer pourquoi les gaz rares deviennent liquides puis solides Les forces de Van Der Waals Les électrons et le noyau forment a chaque instant un dipôle, mais son orientation et sa valeur varient continuellement, en moyenne l atome ou la molécule ne possède pas de moments electronique L absencedemomentdipolairerésulted uneffetdemoyennedansletemps,se réalisant très rapidement, mais à un instant donné la distribution des charges dans l espace est telle qu il existe un dipôle résultants non nuls. Dans ces conditions, si deux atomes de gaz rare, viennent à proximité l un de l autre, le moment instantané de l un crée un moment induit dans l autre et réciproquement. Il s établit ainsi une sorte de correspondance, ou de couplage, entre les mouvements de leurs électrons respectifs. 7

8 8 les ponts ydrogène les ponts ydrogène Lorsque des hydrogènes sont liés à des atomes fortement électronégatifs, la liaison formée est très polarisée (transfert électronique important). Les hydrogènes (δ+) s associent aux atomes (δ-) d une molécule voisine. Cette association constitue un pont ydrogène pont ydrogène. qui mène souvent à des réseaux de molécules. Celle-ci s établit entre et et F,, N F,, N. Par exemple entre et et dans les alcools: les ponts ydrogène les ponts ydrogène Cette liaison intermoléculaire explique le point d ébullition élevé de 2 (100 C) et F (20 C) comparés à 2 S (-60 C) et Cl (-85 C) L eau constitue un autre exemple