Cours Blocs : Comprendre Ref : Cohésion_des_solides.docx Cohésion des solides ioniques et moléculaires 1S ………..- Chap …8….. NOM : …………………………. …………… I. Cohésion des solides ioniques. .................................................................................................................................2 Activité 1 (maison) .........................................................................................................................................2 Interactions électrostatiques ...................................................................................................................2 Formule d'un composé ionique ....................................................................................................................2 Exercice n°10 p 164 résolu…………………………………………………………………………………………………………………………………… ..2 Protocoles de dissolution et de dilution (TP) ...........................................................................................2 Rappel concentrations massique et molaire / lien ..................................................................................2 Concentration du soluté lors d'une dissolution ou d'une dilution ......................................................2 Concentrations des ions dans une solution ionique ................................................................................3 Exercices n°16- 19- 20- 21 p181 -182…………………………………………………………………………………………………………… ……3 II. Molécules polaires et apolaires. ............................................................................................................................3 1 Electronégativité d'un élément ....................................................................................................3 2 Polarité d'une liaison et moment dipolaire ................................................................................4 3 Polarité d'une molécule ..................................................................................................................4 cas d'une molécule diatomique ....................................................................................................................4 cas d'une molécule polyatomique (eau et gaz carbonique) ....................................................................4 Exercices n°13-14 p164 résolus………………………………………………………………………………………………………………………… …..4 III. Cohésion des solides moléculaires. .....................................................................................................................5 1 Les solides moléculaires. ................................................................................................................5 2 Les interactions de Van der Waals. ............................................................................................6 3 La liaison hydrogène .......................................................................................................................7 Exercices n°15 résolu- 16- 21 p165 -166………………………………………………………………………………………………………….…7 CONCLUSION .................................................................................................................................................................7 Cohésion et transformations de la matière Recueillir et exploiter des informations sur les applications de la structure de certaines molecules (super absorbants, tensioactifs, alginates, etc.). Solide ionique. Interaction electrostatique ; loi de Coulomb. Solide moleculaire. Interaction de Van der Waals, liaison hydrogene. Electronegativite. Effet du caractere polaire d’un solvant lors d’une dissolution. Conservation de la matiere lors d’une dissolution. Prevoir si un solvant est polaire. Ecrire l’equation de la reaction associee a la dissolution dans l’eau d’un solide ionique. Savoir qu’une solution est electriquement neutre. Elaborer et realiser un protocole de preparation d’une solution ionique de concentration donnee en ions. Mettre en œuvre un protocole pour extraire une espece chimique d’un solvant. 1 I. Cohésion des solides ioniques. Activité 1 (poly annexe à effectuer) Toutes les notions de cours liées à ce paragraphe ont été déjà vues en seconde ou en 1S, plus particulièrement sous forme de tp Doc de présentation : « structure du chlorure de sodium.ppt » Un solide ou ………………………………………………… est constitué d'anions et de cations, assimilés à des sphères dures, régulièrement espacées dans l'espace. Un solide ionique est électriquement ……………………………. Dans un tel cristal, chaque ion s'entoure d'ions de signes ………………………………. L'interaction …………………………………… existant entre ces ions de charges contraires assure la cohésion du solide ionique. La formule d'un solide ionique comporte le nombre minimal de cations et d'anions permettant la neutralité électrique du cristal ionique. Elle commence toujours par la formule du ……………………….. Le nom du solide commence par celui de l'anion, suivi de celui du cation. Tableau des ions les plus courants (fiche récapitulative distribuée) Exemple :  L'oxyde d'aluminium est constitué d'ions oxyde O2- et d'ions aluminium Al3+, a pour formule statistique Al2O3 . Le cation est l’ion Al3+, et l’anion l’ion O2 Le sulfate d’aluminium est constitué d’ions sulfate SO42- et d’ions aluminium Al3+ ; il s’écrira sous forme solide Al2(SO4)3  Donnez les formules des solides ioniques suivants : nitrate de fer(III) …………………………………………….. hydroxyde de cuivre (II) ……………………………………… Exercices p164 n°10 (ajouter 2 lignes avec l’ion hydroxyde HO- et l’ion sulfate SO42- , au tableau) Protocole de dissolution et de dilution (voir fiche distribuée en tp) Rappels titre massique et concentration molaire du solide S dissout (soluté) Titre massique (en g.L-1): Concentration molaire (en mol.L-1) : Doc de présentation : [Dissolution_du_sel.flv] Il y a 3 phases dans la dissolution d’un cristal ionique dans l’eau : Le cristal se dissocie car les cations du cristal sont attirés par les atomes d'oxygène des molécules d'eau et les anions du cristal sont attirés par les atomes d'hydrogène des molécules d'eau : ………………………………………………... Puis les ions sont entourés de molécules d'eau : ……………………………………………………... Enfin, à cause de l'agitation thermique, les ions hydratés s'éloignent du cristal : ………………………………………………….. Lien entre la concentration molaire en soluté apporté et la concentration effective des ions dans la solution : Exemple du sulfate d’aluminium solide, que l’on suppose intégralement dissout dans l’eau : Avancement Donc EI 0 En cours x EF xmax nS xmax = ………………….. 2 La dissolution est une réaction chimique car l’état final (des ions) est différent de l’état initial (un solide et de l’eau); donc on aura : Al2(SO4)3  (s) 2 Al3+ Concentration molaire du soluté apporté (aq) + 3SO42- (aq) Concentrations molaires effectives des ions Exercices p181-182 n°16 – 19 – 20 - 21 II. Molécules polaires et apolaires. 1 Électronégativité d'un élément chimique. Lorsque deux atomes liés par une ………………………………………………………………….. sont identiques, la paire d'électrons formant la liaison est répartie de manière ……………………………………………………… entre les deux atomes. Cependant certains atomes ont plus ou moins tendance à attirer les électrons de la liaison covalente à eux. Un atome A est plus électronégatif qu'un atome B s'il a tendance à attirer à lui les électrons (le doublet) de la liaison covalente qui le lie à B. Electronégativité Ressource image : électronégativité dans tableau périodique.ppt L'………………………………………………………………………….des atomes évolue selon leur position dans la classification périodique : ▪ elle augmente de gauche à droite sur une même ligne (période), ▪ elle augmente de bas en haut dans une même colonne (famille). Les alcalins ont tendance à …………………………..des électrons (donc ……………….. électronégatifs), alors que les halogènes ont tendance à …………………………………………. des électrons (donc ………………… électronégatifs). Ainsi, ils peuvent acquérir chacun la structure des gaz nobles. 3 2 Polarité d’une liaison et moment dipolaire Exemple : molécule de chlorure d’hydrogène HCl Ces molécules sont constituées d’un atome d’hydrogène lié à un atome de ……………………… par une liaison …………………………... Représentation de Lewis H Caractéristiques géométriques Cl dH-Cl = 127 pm Le chlore est ………………… électronégatif que l’hydrogène. Il …………………………. vers lui le doublet de liaison : on dit que la liaison H – Cl est ………………………………….. Cette polarisation fait apparaître :  un excédent de charge ……………………………………, notée –q , sur l’atome de chlore (q représente la charge partielle)  un excédent de charge positive, notée +q , sur l’atome d’hydrogène. La molécule de chlorure d’hydrogène a un caractère …………………………….. : elle constitue un dipôle électrique (2 pôles). Elle peut être représentée par un dipôle portant les charges –q et +q. Un dipôle électrique est l’ensemble constitué par 2 charges opposées – q et + q séparées par la distance d ; il est caractérisé par son ………………………………… ………………………………………………………….. . Ce moment dipolaire est représenté par un vecteur colinéaire à la liaison et orienté du pôle – vers le pôle + du dipôle. Le moment dipolaire s’exprime en ………………………………. (symbole D) Exemple : pour la molécule de chlorure d’hydrogène : p(H-Cl) = 1,1 D +q d -q Conclusion : Une liaison covalente est polarisée lorsque les deux atomes liés ont des électronégativités différentes. 3  Polarité d’une molécule Cas d’une molécule diatomique Une molécule, entre deux atomes A et B est …………………….. si ces deux atomes ont des électronégativités différentes. Plus la différence d’électronégativité est ………………………………………, plus la liaison est ………………………………………, et plus le moment dipolaire est ……………………………. Une molécule diatomique constituée de deux atomes identiques est ………………………………….. Une molécule diatomique constituée de deux atomes différents est généralement ……………………….  Cas d’une molécule polyatomique (possédant plus de deux atomes) 1. Cas de la molécule d’eau H2O Représentation de Lewis H O Caractéristiques géométriques dH-O = 96 pm molécule coudée   105° H 4 -2q +q +q Le moment dipolaire résultant est la somme ……………………………………….. des moments dipolaires des deux liaisons O-H. La molécule présente un ……………………………………… { p(H2O) = 1,8 D } : on dit que c’est une molécule ……………………………... Mise en évidence de cette propriété : bâton de plexiglas et filet d’eau 2. Cas de la molécule de dioxyde de carbone CO2 Représentation de Lewis O C Caractéristiques géométriques O DC=O = 116 pm molécule linéaire -q +2q -q Le moment dipolaire résultant est ……… car la molécule est linéaire: la molécule de dioxyde de carbone est ………………... Conclusion : Pour une molécule polyatomique, le moment dipolaire est la somme géométrique des moments dipolaires associés à chaque liaison.  Le moment dipolaire résultant est lié à la géométrie de la molécule. Exercices résolus n° 13 – 14 p164-165  III. Cohésion des solides moléculaires 1) Les solides moléculaires Un solide (ou cristal) moléculaire est un assemblage compact et ordonné de molécules. La cohésion des solides moléculaires est assurée par deux types d’interactions moléculaires : - l’interaction de Van Der Waals - les liaisons hydrogène La cohésion des solides moléculaires est nettement moins forte que la cohésion des solides ioniques. Il suffit de comparer les températures de fusion de solides ioniques et de solides moléculaires pour mettre en évidence cette différence. Par exemple, à pression atmosphérique, T fusion eau = 0 °C alors que Tfusion NaCl = 801 °C. 5 Les interactions de Van Der Waals 2) Les interactions de Van Der Waals résultent des interactions ……………………………………………….dues au caractère polaire de certaines molécules, ou aux dipôles instantanés apparaissant dans les molécules. Elles assurent la cohésion du solide moléculaire et sont beaucoup moins fortes que les liaisons covalentes. Approfondissement (à lire pour compréhension, ne pas retenir)  Cas de molécules polaires (« dipôles permanents ») : C’est le cas du chlorure d’iode ; il est constitué de molécules. Le chlorure d’iode I-Cl se présente, à température ambiante, sous la forme d’un liquide rouge très foncé. Sa température de fusion est 13,9 °C. La liaison I-Cl est polarisée car le chlore est plus électronégatif que l’iode. Dans le cristal moléculaire, les molécules, s’orientent de telle manière que l’atome d’iode (pôle +) soit toujours voisin d’un atome de chlore (pôle -).  Cas de molécules apolaires (« dipôles instantanés ») : C’est le cas du diiode. Le diiode est constitué d’un empilement compact et ordonné de molécules de diiode I-I . Cette molécule est apolaire car elle est constituée de deux atomes identiques. Mais les électrons n’ont pas de position définie. Ils ont une probabilité de présence dans le nuage électronique qui entoure les noyaux. Les électrons s’y déplacent à grande vitesse. A un instant donné, il se peut que les électrons soient plus proches d’un des noyaux. Il apparait alors un dipôle électrique instantané au sein de la molécule. Ce dipôle instantané induit la création d’autres dipôles instantanés et ceci de proche en proche. 6 3) La liaison hydrogène. Partie importante……. La liaison hydrogène est un cas ……………………………………………….. des interactions de Van der Waals. La liaison hydrogène se forme lorsqu’un atome d’hydrogène H, qui est lié à un atome A très électronégatif, interagit avec un atome B, également très électronégatif et porteur d’un ou plusieurs doublets non liants. Elles sont plus 10 fois fortes que les interactions de Van der Waals mais 20 fois plus faibles que les liaisons covalentes. Les atomes A et B qui interviennent généralement sont : l’azote N , l’oxygène O, le fluor F et le chlore Cl. Les trois atomes qui participent à la liaison hydrogène sont généralement ………………………………. Représentation de la liaison hydrogène : ( A : N , O , F , Cl ) ( B : N , O , F , Cl ) Doublet non liant A H Liaison covalente B Liaison hydrogène Exemple : structure de la molécule d’eau à l’état solide Nous constatons ainsi que les molécules d’eau sont liées entre elles, faiblement, mais liées. Exercices : p 165 n° 15 résolu - p165 n° 16 - p166 n° 21 CONCLUSION : L’intensité (l’énergie) de ces différentes liaisons explique la cohésion de la matière. Types de liaisons Liaison ………………………………….. Liaison …………………………………….. Liaison ………………………………………………… Liaison …………………………………………………………………………. Ordre de grandeur des énergies de liaison De 100 à 500 kJ/mol Exemple : NaCl 411 kJ/mol De 1 à 40kJ/mol 1 kJ/mol 7