Chapitre 3 1. Les forces de liaison 1.1 Généralités 1.2 Structure de l atome 1.3 Forces entre les atomes et les molécules dans l édifice moléculaire 1.3.1 Forces répulsives 1.3.2 Forces attractives de forte énergie 1.3.3 Forces attractives de faible énergie 2. L eau; Structure et propriétés 2.1 Structure dipolaire. Prop.solubilisante 2.2 L eau liée 1
Physico-Chimie 1 ére Partie Chapitre 3 1. Les forces de liaisons 2. Structure de l eau. Propriétés particulières 2
Chapitre 3 1. Les forces de liaison 2. Structure de l eau Propriétés particulières 1. Les forces de liaison 1.1 Généralités En dehors des gaz parfaits l agitation moléculaire est modifiée par les forces de liaison intermoléculaire L importance relative des 2 phénomènes conditionne l état de la matière 3
1.3 Forces entre les atomes et les molécules dans l édifice moléculaire Matière : agrégats d atomes retenus à courtes distances les uns des autres par des forces électriques» Répulsives = équilibre» Attractives Sur un plan énergétique Si les électrons ou les noyaux ont une énergie inférieure dans la molécule à celle des atomes neutres séparés, alors la molécule est stable Arrangement énergie la plus basse la plus grande énergie de cohésion 4
1.3.1 Forces répulsives Empêchent la condensation de la matière 2 types Forces répulsives dues aux noyaux chargés positivement Forces répulsives dues à l impossibilité d interpénétration profonde des nuages électriques en vertu du Principe de Pauli F = K 1 13 r 5
1.3.2 Forces attractives de forte énergie Échange ou mise en commun d électrons pour saturer la dernière couche électronique Liaison ionique Liaison atomique { covalence - Coordinence Liaison métallique Liaison ionique Electrovalence Force électrostatique entre ions Perte ou gain d électron pour saturer la dernière couche en s unissant Na Na + + e Cl + e Cl 6
Electrovalence nombre de charges 0 > ou 0 < qu il y a en excédent Cl - Ca ++ S0 4 2- Force F = 1 4πε qq' r 2 qq = charge; r = distance ε = constance diélectrique du milieu Liaison électrostatique F= K 1 r 2 7
Caractéristiques a- Grande portée (les 2 couronnes e - restent extérieures l'une à l'autre) b- les forces électrostatiques ont une symétrie sphérique (liaison non dirigée) c- Pas de caractère de saturation (le nb d'ions qu'elle unit n'est pas limité) forme des cristaux (pas des molécules) dépend du milieu ε ε = 1 dans l air si ε = 80 dans l eau Les cristaux se dissolvent dans un solvant en se dissociant en ions. 8
Liaison atomique Covalence Coordinence Mise en commun d un certain nombre d électrons Mise en commun de 2 e - Création d un doublet électronique Covalence Chacun des 2 atomes participant à la liaison apporte un e - au doublet 9
Liaison monovalente Cl + Cl Cl Cl Liaison bivalente 0 + 0 0 = 0 10
Coordinence Les deux e- du doublet proviennent du même atome (donneur) accepteur 2e Caractères de la liaison atomique a- Courte distance (interpénétration des nuages e-) b- Saturée (ne peut plus contracter d'autres liaisons) c- Liaison orientée (direction déterminée par la forme des orbitales e-) d- Forte 11
Liaison métallique Métaux : solides cristallins formés d ions positifs (répulsion). Mais Cohésion assurée par des électrons fournis par les atomes et mis en commun Ressemble à la liaison covalente Mise en commun d électrons comme dans la L.C. les électrons sont très peu liés aux ions qui les ont libérés. Mise en mouvement sous l effet d un champ électrique. Les électrons libres sont très mobiles conductibilité thermique Electrique 12
1.3.3 Forces attractives de faible énergie Forces électrostatiques s exerçant entre dipôles Dipôle M - q + q l Moment dipolaire m = origine M orienté - + module q l Toute molécule peut-être assimilée à un dipôle électrique Dipôle permanent Dipôle induit Dipôle instantané 13
Dipôle permanent Résulte de la dissymétrie de la distribution spatiale des charges Exemple : eau H H 0 -q +q m H 14
Molécules CO, H 2 O, NH 3, ClH certains groupes atomiques R-NH 2 (groupe amine) R-COOH (groupe acide) R-COH3 (groupe alcool) Dipôle induit Une molécule non dipolaire (ex: H 2 ) dans un champ électrique (dipôle) déséquilibre de la distribution des charges dipôle induit Dipôle instantané À un instant donné entre molécules non dipolaires, il existe toujours un déséquilibre des charges (rotation e - ) les é. sont perpétuellement en mvt. sur les orbitales dipôle instantané 15
Forces de Van der Waals La nature est électrostatique même si les molécules sont neutres électriquement (le centre de gravité ne coïncide pas). Interaction électrostatique entre dipôles (ordonnancement spontané) Très faible portée Très sensible à la T Orientation des dipôles quelconque Etat F=K r 1 7 solide liquide gaz 16
Force entre charge et dipôle Dipôle permanent Dipôle induit F=K 1 r 4 Liaison hydrogène Les groupements contenant un atome d hydrogène Se comportent comme des dipôles permanents de moment très élevé Liaison forte avec atomes très électronégatifs O, N, F 17