Les cristaux moléculaires

1. Les cristaux moléculaires

2. Les forces de Van der Waals : manifestations Etude des gaz • le gaz parfait : molécules sans interaction entre elles P.V=R.T (1 mole) • le gaz réel : molécules avec interaction entre elles Terme répulsif à très courte distance Terme attractif à courte distance

3. Les forces de Van der Waals : manifestations Etude des gaz • le gaz parfait : molécules sans interaction entre elles P.V=R.T (1 mole) • le gaz réel : molécules avec interaction entre elles

4. Les forces de Van der Waals : manifestations Etude des gaz • le gaz parfait : molécules sans interaction entre elles P.V=R.T (1 mole) • le gaz réel : molécules avec interaction entre elles Terme répulsif à très courte distance Terme attractif à courte distance

5. Les forces de Van der Waals : manifestations Etude des solides Existence de cristaux formés de la juxtaposition tridimensionnelle de molécules : • faible température de fusion : H2 (s) : Tfus = - 259 °C • facilité de sublimation : I2 (s) Il existe des forces de faible intensité entre les molécules, à l’état gazeux ou condensé Ce sont les interactions de Van der Waals entre les molécules

6. Les forces de Van der Waals : manifestations Etude des solides Existence de cristaux formés de la juxtaposition tridimensionnelle de molécules : • faible température de fusion : H2 (s) : Tfus = - 259 °C • facilité de sublimation : I2 (s) Il existe des forces de faible intensité entre les molécules, à l’état gazeux ou condensé Ce sont les interactions de Van der Waals entre les molécules

7. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle permanent / dipôle permanent (Keesom) Energie potentielle d’interaction moyennée : (électrostatique + agitation thermique) Terme attractif ou répulsif ?

8. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle permanent / dipôle permanent (Keesom) Energie potentielle d’interaction moyennée : (électrostatique + agitation thermique) Terme attractif ou répulsif ?

9. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle permanent / dipôle permanent (Keesom) Energie potentielle d’interaction moyennée : (électrostatique + agitation thermique) Terme attractif ou répulsif ?

10. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle permanent / dipôle permanent (Keesom) Energie potentielle d’interaction moyennée : (électrostatique + agitation thermique) Terme attractif

11. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle permanent / dipôle induit (Debye)

12. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle permanent / dipôle induit (Debye)

13. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle permanent / dipôle induit (Debye)

14. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle permanent / dipôle induit (Debye)

15. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle permanent / dipôle induit (Debye) Energie potentielle d’interaction moyennée : (électrostatique + agitation thermique) Terme attractif

16. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle instantané / dipôle instantané (London) Deux molécules sans dipôle permanent peuvent interagir grâce à leurs moments dipolaires instantanés Energie potentielle d’interaction moyennée : (électrostatique + agitation thermique) Terme attractif

17. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle instantané / dipôle instantané (London) Deux molécules sans dipôle permanent peuvent interagir grâce à leurs moments dipolaires instantanés Energie potentielle d’interaction moyennée : (électrostatique + agitation thermique) Terme attractif

18. Les forces de Van der Waals : nature Interaction dipôle instantané / dipôle instantané (London) Deux molécules sans dipôle permanent peuvent interagir grâce à leurs moments dipolaires instantanés Energie potentielle d’interaction moyennée : (électrostatique + agitation thermique) Terme attractif

19. Les forces de Van der Waals : comparaison Sauf pour les molécules très polaires (ex : H2O), le terme d'attraction de London est prépondérant

20. Les forces de Van der Waals : comparaison Sauf pour les molécules très polaires (ex : H2O), le terme d'attraction de London est prépondérant

21. Liaison de Van der Waals On modélise la répulsion entre les nuages électroniques externes des différentes entités par un terme répulsif : On rassemble les termes de Keesom, Debye et London en un terme attractif : Energie potentielle d’interaction totale prédomine à grande distance prédomine à courte distance

22. Liaison de Van der Waals On modélise la répulsion entre les nuages électroniques externes des différentes entités par un terme répulsif : On rassemble les termes de Keesom, Debye et London en un terme attractif : Energie potentielle d’interaction totale prédomine à grande distance prédomine à courte distance

23. Liaison de Van der Waals On modélise la répulsion entre les nuages électroniques externes des différentes entités par un terme répulsif : On rassemble les termes de Keesom, Debye et London en un terme attractif : Energie potentielle d’interaction totale Quel terme prédomine à courte distance ?

24. Liaison de Van der Waals On modélise la répulsion entre les nuages électroniques externes des différentes entités par un terme répulsif : On rassemble les termes de Keesom, Debye et London en un terme attractif : Energie potentielle d’interaction totale prédomine à courte distance

25. Liaison de Van der Waals On modélise la répulsion entre les nuages électroniques externes des différentes entités par un terme répulsif : On rassemble les termes de Keesom, Debye et London en un terme attractif : Energie potentielle d’interaction totale prédomine à grande distance prédomine à courte distance

26. Création d’une liaison de Van der Waals

27. de est de l'ordre de 3 à 5 Å (300 à 500 pm), (nettement plus long que la longueur d'une liaison covalente : 140 pm) Puits de stabilisation, , est de l'ordre de 1 à 10 kJ.mol-1. (nettement plus faible que l'énergie de dissociation des liaisons covalentes (≈ 300 kJ.mol-1) On a interprété l'existence d'une liaison de faible énergie entre des molécules ou atomes

28. de est de l'ordre de 3 à 5 Å (300 à 500 pm), (nettement plus long que la longueur d'une liaison covalente : 140 pm) Puits de stabilisation, , est de l'ordre de 1 à 10 kJ.mol-1. (nettement plus faible que l'énergie de dissociation des liaisons covalentes (≈ 300 kJ.mol-1) On a interprété l'existence d'une liaison de faible énergie entre des molécules ou atomes

29. de est de l'ordre de 3 à 5 Å (300 à 500 pm), (nettement plus long que la longueur d'une liaison covalente : 140 pm) Puits de stabilisation, , est de l'ordre de 1 à 10 kJ.mol-1. (nettement plus faible que l'énergie de dissociation des liaisons covalentes (≈ 300 kJ.mol-1) On a interprété l'existence d'une liaison de faible énergie entre des molécules ou atomes

30. La liaison hydrogène Tfus(X2) pour X : F, Cl, Br, I Tfus(H2X) pour X = O, S, Se, Te

31. La liaison hydrogène Tfus(X2) pour X : F, Cl, Br, I Tfus(H2X) pour X = O, S, Se, Te

32. n  polarisabilité de X  terme attractif de London (majoritaire)  Liaisons VdW  Tfus La liaison hydrogène Tfus(X2) pour X : F, Cl, Br, I Tfus(H2X) pour X = O, S, Se, Te

33. La liaison hydrogène Tfus(X2) pour X : F, Cl, Br, I Tfus(H2X) pour X = O, S, Se, Te

34. La liaison hydrogène Tfus(X2) pour X : F, Cl, Br, I Exceptions dues à la liaison hydrogène Tfus(H2X) pour X = O, S, Se, Te

35. La liaison hydrogène On a une liaison hydrogène si un atome d'hydrogène est lié de façon covalente à un atome A très électronégatif, et s'il est à proximité d'un autre atome B électronégatif, porteur de un ou plusieurs doublets non liants, et impliqué dans un moment dipolaire permanent.

36. La liaison hydrogène On a une liaison hydrogène si un atome d'hydrogène est lié de façon covalente à un atome A très électronégatif, et s'il est à proximité d'un autre atome B électronégatif, porteur de un ou plusieurs doublets non liants, et impliqué dans un moment dipolaire permanent.

37. La liaison hydrogène Il s'agit d'une interaction entre deux moments dipolaires permanents élevés ( terme de Keesom prédominant devant le terme de London).

38. Liaison hydrogène = liaison de Van der Waals particulière, et plus forte que les liaisons de Van der Waals habituelles : de ≈ 2 Å  de 10 à 30 kJ.mol-1 La liaison hydrogène Il s'agit d'une interaction entre deux moments dipolaires permanents élevés ( terme de Keesom prédominant devant le terme de London). H étant un petit atome, il peut s'approcher près de B. L'interaction est d'autant plus attractive.

39. Liaison hydrogène = liaison de Van der Waals particulière, et plus forte que les liaisons de Van der Waals habituelles : de ≈ 2 Å  de 10 à 30 kJ.mol-1 La liaison hydrogène Il s'agit d'une interaction entre deux moments dipolaires permanents élevés ( terme de Keesom prédominant devant le terme de London). H étant un petit atome, il peut s'approcher près de B. L'interaction est d'autant plus attractive.

40. Les cristaux moléculaires Par définition, le motif des cristaux moléculaires est formé de molécules simples dans lesquels les atomes sont liés par covalence. La stabilité du cristal, est assurée par des interactions de Van der Waals ou des liaisons hydrogène. ◊ non conducteurs. ◊ faibles températures de fusion. ◊ faibles énergies de sublimation

41. Environnement tétraédrique d’une molécule de H2O AX2E2

42. Environnement tétraédrique d’une molécule de H2O AX2E2

43. Chaque O est au centre d’un tétraèdre généré par 4 autres O

44. Environnement tétraédrique d’une molécule de H2O

45. Environnement tétraédrique d’une molécule de H2O

46. Structure de la glace (III)

47. Structure de la glace (III)

48. Structure de la glace (III)

49. Structure de la glace (III)

50. Environnement de chaque O ?