COMPRENDRE
Séquence 2
Cohésion de la matière
en chimie
Plan de la séquence 2
1. Solide ionique.a. Description
b. Cohésion du cristal ionique
2. Solide moléculaire.a. Electronégativité
b. Polarité d’une molécule
c. Interaction de Vander Waals
d. Liaison hydrogène.
3. Conservation de la matière lors d'une dissolution.a. Polarité d’un solvant
b. Dissolution d’un solide ionique
c. Dissolution d’un solide moléculaire
d. Concentration d’un ion en solution
4. Transformation physique d'un système par transfert thermique.
1. Solide ionique
a. Description
Un cristal est une structure ordonnée.
Les solides ioniques sont constitués de
cristaux dans lesquels les ions sont agencés
suivant des structures bien identifiées.
Exemples : le chlorure de césium cristallise
dans la structure cubique centrée, le
chlorure de sodium possède une structure
cubique face centrée.
Structure cubique centrée
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Rubidium-chloride-CsCl-
structure-3D-ionic.png
http://www.pearson-
studium.de/books/3827370597/cd01/Gallery/Images/Crysta
l/F38b.gif
Structure cubique face centrée
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/b/b6/Sodi
um-chloride-3D-vdW.png
http://www.chemhume.co.uk/ASCHEM/Unit%201/Ch3IM
F/Chemical%20Struct.htm
Le solide ionique est constitué de cations et
d’anions. Il est électriquement neutre.
On appelle maille le motif le plus petit
représentatif du cristal.
Dans une maille de chlorure de césium, l’ion
Cs+ intervient totalement alors que les 8 ions
Cl- ne participent que pour 1/8ème.
Ce qui explique la formule statistique de ce
solide : CsCl.
Même raisonnement pour le fluorure de
calcium constitué des ions Ca 2+ et F- . Tout
cristal doit être électriquement neutre sa
formule statistique CaF2 .
Modèles éclatés
NaClhttp://musingsofanaspiringpolymath.blogspot.com/2010/07
/on-general-uselessness-of-anecdotal.html
CsClhttp://cnx.org/content/m15058/latest/
b. Cohésion dans le cristal ionique
La cohésion est assurée par les interactions
électrostatiques entre les ions.
Chaque ion est soumis aux forces
coulombiennes exercées par les ions voisins.
Il s’agit de liaisons ioniques.
Les cations Na + , Ca 2+ , Al 3+ ont pour
charges respectives : e, 2e et 3e.
Les anions F - , O 2- ont pour charges
respectives : - e et -2e.
2. Solide moléculaire
a. ElectronégativitéL’électronégativité est une grandeur relative et positive qui traduit l’aptitude d’un atome à attirer les électrons qui l’associent à d’autres par liaison covalente.Linus Pauling (1932) a établit une échelle d’électronégativité des atomes des éléments chimiques.
http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/general/shapes/00_lewis.htm
http://faculty.njcu.edu/tpamer/gilbert-lessons/lesson5/gilbert6-5.htm
Une liaison entre deux atomes est polarisée
si leurs électronégativités sont différentes.
Dans ce cas les charges portées par les
atomes sont partielles on les note :
- portée par l’atome le plus
électronégatif,
+ portée par l’atome le moins
électronégatif.
b. Polarité d’une molécule
Un dipôle électrique est
constitué de deux charges
électriques ponctuelles, +q
et –q, séparées d’une
distance d.
F2 : apolaire
LiF : plus polaire que HF
c. Interaction de Vander Waals
La cohésion dans les solides moléculaires peut être assurée par les interactions entre des dipôles électriques permanents ou instantanés. Il s’agit d’interactions entre les nuages électroniques : interactions de Vander Waals.
Ces interactions peuvent également intervenir dans les liquides, plus rarement à l’état gazeux, car les molécules sont trop éloignées.
F2 : apolaire
LiF plus polaire que HF
d. Liaison hydrogène
http://chem.sci.utsunomiya-u.ac.jp/v13n2/16Vargas-
Gonzalez/Vargas-gonzalez.html
C ’est une interaction entre
un atome d’hydrogène lié à
un atome électronégatif et
un autre atome portant un
doublet non liant, aussi
électronégatif. Exemples :
Formation du dimère de
l’acide (acétique ou)
éthanoïque.
Cohésion de la structure en hélice de l’ADNhttp://courses.biology.utah.edu/horvath/biol.3525/1_DNA/Fig2/Guinness%20Step%2068%20Figure%202
Cohésion de l’eau à l’état liquide ou solide.http://www.lakelandschools.us/lh/lburris/pages/bonds.htm
3. Conservation de la matière lors
d'une dissolution.
a. Polarité d’un
solvant
b. Un solvant constitué
de molécules polaires
est polaire.
c. Exemples : méthanol
:
CH3OH, dichloromét
hane :
CH2Cl2, diméthylsulf
oxyde :
Solvant apolaire
a. Un solvant constitué de molécules apolaires est apolaire.
b. Exemples : tétrachlorométhane : CCl4 ; cyclohexane : C6H12.Remarque : une molécule apolaire peut contenir des liaisons polarisées, CCl4 par exemple.
b. Dissolution d’un solide ionique
La dissolution d’un solide ionique peut se
décomposer en 3 phases.
Dissociation : ruptures des liaisons ioniques
Solvatation : les molécules du solvant
interagissent aves les ions isolés. Si l’eau est
le solvant, il s’agit d’une hydratation.
Dispersion : les ions solvatés se répartissent
dans l’ensemble de la solution par diffusion
ou sous l’effet de l’agitation.
Ecriture de l’équation de dissolution dans l’eau
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-
(aq)
FeCl 3(s) Fe3+(aq) + 3 Cl-
(aq)
(CuSO4, 5H2O)(s) Cu2+
(aq) + SO42-
(aq)
On peut écrire H2O au-dessus de la flèche.
a. Dissolution d’un composé moléculaire
Les espèces chimiques constituées de molécules
polaires sont solubles dans les solvants polaires.
HCl(g) → H+(aq) + Cl-
(aq)
H2SO4 (l) → 2H+(aq) + SO4
2-(aq)
C6H12O6(s) → C6H12O6( aq)
CH3- CH2- OH (l) → CH3- CH2- OH (aq)
On peut écrire H2O au- dessus de la flèche.
Un soluté polaire sera d’autant plus soluble
dans un solvant que la formation de liaisons
hydrogène entre le solvant et le soluté sera
facile.
Les espèces chimiques constituées de
molécules apolaires sont solubles dans les
solvants apolaires.
Exemple de solvants apolaires :
cyclohexane : C6H12 ; hexane : C6H14.
d. Concentration d’un ion en
solution aqueuse
Une solution aqueuse de sulfate de
cuivre, de volume V, est obtenue en
dissolvant n moles de (CuSO4, 5H2O)(s) . On
note c sa concentration molaire.
On considère que le solide a été totalement
dissout à l’état final.
Quelles sont les concentrations molaires de
chacun des constituants du système, à l’état
final ?
H2O
(CuSO4,5H2O)(s) → Cu2+(aq) + SO4
2-(aq)
Quantité de
matière
Etat initial
(mol)
n 0 0
Etat final
(mol)0 n n
On divise la quantité de matière de l’espèce chimique par
le volume de la solution pour obtenir sa concentration,
pour l’état du système choisi.
H2O
(CuSO4,5H2O)(s) → Cu2+(aq) + SO4
2-(aq)
concentration
Etat initial
(mol. L-1)
c = n/V 0 0
Etat final
(mol.L-1)0 c = n/V c = n/V
Concentration apportée La concentration apportée en soluté est
égale à la quantité de matière de soluté
divisée par le volume de solution à l’instant
initial de la dissolution.
Notation
La concentration molaire d’un ion est notée
[ion]. Exemple :
n(SO42-) / V = [SO4
2-]
e. L’extraction
La solubilité d’une espèce chimique dans
une solution correspond à la quantité
maximale de soluté que l’on peut dissoudre
par litre de solution. Elle peut être
exprimée en mol.L-1 ou en g.L-1.
Le choix d’un solvant pour extraire une espèce chimique d’une solution nécessite :
1. Que l’espèce à extraire soit plus soluble dans le solvant choisi que dans celui de la solution initiale
2. Que le solvant choisi ne soit pas miscible avec la solution initiale
○ Voir fiche pratique du livre p. 457
On dit qu’il s’agit d’une extraction liquide-liquide.
a. Transfert thermiqueSi deux corps de températures différentes sont mis en contact, alors le corps froid reçoit l’énergie thermique cédée par le corps chaud, jusqu’à ce que l’équilibre thermique s’établisse. Tant que l’équilibre thermique n’est pas atteint, le transfert thermique se poursuit.
L’énergie thermique du corps le plus chaud diminue et celle du plus froid augmente.
4. Transformation physique d'un
système par transfert thermique
Remarque : on suppose que les systèmes étudiés ne subissent pas de réactions chimiques au cours de ces transferts thermiques.
Notation
La variation d’énergie thermique est souvent notée Q. Elle s’exprime en joule (J).
Si le système reçoit de l’énergie thermique alors Q > 0 J.Si le système perd de l’énergie thermique alors Q < 0 J.
Quelles modifications physiques peut
provoquer un transfert thermique ?
Transfert thermique
Variation de température
Qreçue E = Ef -Ei > 0
Ef > Ei
Augmentation de température
Qperdue E = Ef -Ei < 0
Ef < Ei
Diminution de température
Changement d ’état
suite
Liquide
Solide Gaz
Fusion
Condensation
Vaporisation
b. Etats physiques d’un corps et
changements d’état
E = Ef -Ei > 0= Ef -Ei > 0
E = Ef -Ei < 0
Liquide
Solide Gaz
Solidification
Sublimation
Liquéfaction
Q E = Ef -Ei < 0
Q E = Ef -Ei > 0
Q E = Ef -Ei < 0
A pression constante, quand un corps pur
change d’état physique, sa température ne
varie pas. L’énergie thermique qu’il
échange n’est utilisée que pour le
changement d’état.
La température de fusion et la température
d’ébullition sont des caractéristiques d’un
corps pur.
c. Aspect microscopique
http://www.assignmenthelp.net/assignment_help/states-of-
matter.php
La température est une grandeur macroscopique.
Une augmentation de la température d’un système chimique correspond à une agitation thermique des particules (atomes, ions, molécules) plus importante. Elle s’accompagne d’une augmentation de la vitesse de vibration (dans les solides) ou de déplacement (dans les fluides) des particules.Une augmentation de la température s’accompagne aussi de ruptures d’interactions intermoléculaires : Vander Waals et liaison hydrogène.
d. Energie de changement d’état
On appelle énergie molaire de changement d’état l’énergie reçue ou perdue par mole de corps pur transformée.
Exemple – L’énergie molaire de vaporisation de l’eau est : Lvap = 40,6 kJ.mol-1.
Ainsi l’énergie Q nécessaire pour vaporiser 3,0 moles d’eau est Q = 3,0 x 40,6 soit Q = 121,8 kJ
On donne M(H2O) = 18 g.mol-1, déterminer la valeur de l’énergie massique de vaporisation exprimée en kJ.kg-1.
La chaleur de changement d’état s’appelle aussi chaleur latente de changement d’état.
e. Capacité thermique d’un corps
La capacité thermique d’un corps est notée
c, elle peut être massique ou molaire.
Pour un corps qui échange par transfert
thermique l’énergie Q au cours de son
changement de température T on a les
relations suivantes :
Q = m x c x Tm : la masse du corps en kg
c : capacité thermique massique du corps en J.kg-1.°C-1
T : variation de température en °C
Q = n x c x T
n : quantité de matière du corps en mol
c : capacité thermique molaire du corps en J.mol-1.°C-1
Fin