Cohésion des Solides

1. Cohésion des Solides Gonzalez B. | Lycée Emile LOUBET | 1°S

2. Les états de la Matière • La matière peut se présenter sous 4 états : • Les solides (S) • Les liquides (L) • Les gaz (G) • Le plasma (P)

3. Les états de la Matière • La matière est constituée d’entités : atomes, molécules ou ions, maintenus par des interactions de cohésion. • Ces entités, sont soumises en permanence à une agitation thermique mesurée par la température. • C’est l’importance relative de ces deux facteurs (interaction et agitation) qui permet aux entités de se regrouper (phases condensées liquides et solides) ou de rester isolées (gaz).

4. Les interactions • Il existe plusieurs types d’interactions de cohésion : • La liaison covalente • La liaison ionique • La liaison métallique • La liaison hydrogène • La liaison de Van der Waals

5. Les interactions • La liaison covalente (I) • Elle résulte de la mise en commun d’électrons par les deux atomes concernés. • Cette mise en commun minimise l’énergie du système • Chaque atome cherche à obtenir la configuration électronique la plus stable (règle de l’octet)

6. Les interactions • La liaison covalente (II) • Cette liaison est très solide, donc l’énergie pour les rompre est très grande. • La conséquence est une température de fusion importante. • Ex : le diamant (3500K)

7. Les interactions • La liaison métallique : • Dans un métal, certains électrons sont délocalisés et n’appartiennent à aucun atome. • Les conséquences sont : • Une grande cohésion, donc température de fusion élevée • Une bonne conductivité thermique et électrique

8. Les interactions • La liaison ionique (I) : • Lorsque deux atomes liés ont des électronégativités très différentes, la liaison covalente est totalement dissymétrique. • L’un des atomes transfère son (ses) électron (s) à l’autre et chacun des atomes devient un ion.

9. Les interactions • La liaison ionique (II) : • Les ions formés se rassemblent en structures géométriques (cristaux) correspondant à l’empilement maximum. • Les interactions entre ions dans un solide sont très fortes : elles obéissent à la loi de Coulomb en 1/r² et sont de longue portée. Un ion n’interagit donc pas seulement avec ses plus proches voisins mais au-delà

10. Les interactions • La liaison ionique (III) : • L’interaction augmente avec la valeur de la charge électrique et diminue avec la taille des ions, qui conditionne la distance entre eux. • La température de fusion de NaCl est 800°C. Celle de MgO est 2800°C.

11. Fe Fe Fe Cl Br Fe Fe Fe Cl Br mer d’électrons Les interactions • Les 3 types de liaisons fortes :

12. Les interactions • La liaison de Van der Waals : • Ce sont des interactions de type électrostatique entre deux dipôles. • Ces dipôles peuvent être permanents (molécules polaires) ou temporaires (molécules apolaires)

13. Les interactions • La liaison Hydrogène : • Ce sont des interactions de type électrostatique entre un atome hydrogène et un atome possédant un doublet électronique non liant. • Il faut que l’atome d’hydrogène soit lié à un atome suffisamment électronégatif (O, N, halogène) • Cette liaison joue un grand rôle dans le cas de l’eau.

14. Polarité des molécules • Une molécule est polaire si le barycentre des charges positives ne coïncide pas avec celui des charges négatives. • Les atomes de grande électronégativité portent les charges négatives.

15. Polarité des molécules • Moment dipolaire : • Grandeur vectorielle définie par : μ = q.d • q : charge électrique (partielle) • d : distance entre les charges • Le vecteur est orienté de la charge – vers + • L’unité est le Debye (D)

16. Electronégativité • C’est une grandeur qui traduit l’aptitude d’un atome d’attirer à lui le doublet d’électrons d’une liaison covalente. • Plus l’électronégativité est grande, plus les électrons sont proches. • Elle augmente de gauche à droite et de bas en haut dans la classification périodique.

17. Eléctronégativité

18. Du solide au liquide • Dans un solide les entités qui le constituent : • Atomes (métaux) • Ions (halogénures métalliques) • Molécules (composés organiques, diiode) sont liés entre elles par des interactions de type métallique, ionique, de Van der Waals ou liaison Hydrogène. • Pour passer du solide au liquide, il existe 2 méthodes : • la fusion • la dissolution

19. Du solide au liquide • La Fusion (I) : • L’apport d’énergie thermique, sous forme de chaleur, augmente l’agitation thermique des entités. • Les vibrations augmentent et peu à peu les liaisons se rompent, c’est la fusion. • Le liquide n’a plus de forme propre.

20. Du solide au liquide • La Fusion (II) : • Pendant la fusion d’un corps pur, toute l’énergie fournie est utilisée pour détruire les liaisons, l’agitation n’augmente pas et la température est constante. • L’énergie qu’il faut fournir pour provoquer la fusion d’une mole de solide s’appelle la chaleur latente. • Plus les liaisons sont fortes, plus la chaleur latente est importante.

21. Du solide au liquide. • La dissolution (I) : • Il faut distinguer 2 cas : • Solvant polaire (eau, alcool) • Solvant apolaire (cyclohexane) • Un solvant polaire ne dissout que les solides ioniques ou moléculaires polaires • Un solvant apolaire dissout les solutés apolaires.

22. Du solide au liquide. • La dissolution d’un cristal ionique dans un solvant polaire : • L’action du solvant se résume à 3 étapes : Animation • Destruction des liaisons entre entités du solide • Solvatation (Hydratation) des ions. • Dispersion des ions • L’équation doit respecter la conservation des éléments et des charges électriques.

23. Du solide au liquide. • La dissolution d’un soluté polaire dans un solvant polaire • Le solvant va rompre les liaisons de type Van der Waals ou hydrogène. • La solubilité augmente si le soluté est capable de faire des liaisons hydrogène (saccharose) • Si les interactions soluté-solvant sont très fortes, il peut y avoir rupture de liaisons covalente du soluté (ex : dissolution de l’acide sulfurique).

24. Du solide au liquide.