Cours Cohésion des solides ioniques et moléculaires

Cours
Blocs : Comprendre
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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