Chapitre 9

1. Chapitre 9 Les états de la matière et les forces intermoléculaires

2. Changements de phase • Solide liquide Fusion • Liquide solide Solidification • Liquide gaz Vaporisation • Gaz liquide Liquéfaction • Solide gaz Sublimation • Gaz solide Cristallisation

3. 9.2 La vaporisation et la pression de vapeur • Pression de vapeur : pression exercée par des molécules de liquide devenues gazeuses, au-dessus du liquide, à l'équilibre (tableau 9.2). • À l’équilibre, vitesse d’évaporation = vitesse de condensation. • Pression de vapeur: PH2O à l’équilibre • Température d’ébullition: température à laquelle Pvap = Patm

4. Enthalpie (chaleur) de vaporisation • Enthalpie de vaporisation (DHvap): énergie nécessaire pour faire évaporer 1 mol de liquide. • Plus elle est petite, plus la vaporisation est facile.

5. 9.4 Le diagramme de phases • Diagramme de phases : graphique montrant l'état physique d’une substance selon T et P. D FSC C B A

6. Diagramme de phases • A-B: courbe de sublimation (s + g) • B-C: courbe de pression de vapeur (l + g) • B-D: courbe de fusion (s + l) • B: point triple (s + l + g) • C: point critique • FSC: fluide supercritique • Polymorphisme: solide qui existe sous plusieurs formes. • Ex: iodure de mercure (HgI2) a et b (page 390).

7. Diagramme de phases de l’eau • Le diagramme de phases de l’eau présente une particularité qui découle de la structure de la glace (fig. 9.21 a, p. 401) : H2O (s) occupe une plus grand volume que H2O (l). • La droite qui marque la transition entre solide et liquide est inclinée vers la gauche

8. 9.5 Les forces de Van der Waals • Les particules dans les liquides et les solides sont retenues proches les unes des autres par des forces d’attraction de divers types. • Dans les liquides et les solides covalents, ces forces sont appelées forces intermoléculaires. • Ces forces influencent : • Les points de fusion et d’ébullition • La structure 3D de grosses molécules (ADN, protéines) • La solubilité des gaz, liquides et solides dans différents solvants

9. Interaction dipôle – dipôle, ou de Keesom • Keesom: attraction entre dipôles permanents, i.e. entre molécules polaires. • Ex: H Cl ------ H Cl d+d-d+d- FK • Cl est plus électronégatif que H ; • Les molécules orientent leurs pôles et s’attirent entre elles.

10. Interaction dipôle – dipôle induit, ou de Debye • Debye: attraction entre un dipôle permanent et un dipôle induit, i.e. entre une molécule polaire et une molécule non polaire. • Ex: H-Cl et Cl-Cl H Cl ------ Cl Cl d+d-d+d- Induction d’un dipôle (FD) • Cl2 est plus près de Cld- que de Hd+; • Les e- de Cl2 sont repoussés par Cld- plus fortement qu’ils ne sont attirés par Hd+. • Le nuage électronique de Cl2 s’éloigne de HCl. • Il y a apparition d’un dipôle induit.

11. 18+ Forces de dispersion, ou de London • London: attraction entre dipôle instantané et dipôle induit. • Dipôle instantané? • En moyenne les e- sont répartis symétriquement autour du noyau. • À un instant donné (clic photo!!) : • Les charges ne sont pas réparties symétriquement (momentanément); • Formation d’un dipôle instantané par surplus de charges d’un coté. • Les molécules (ou atomes) voisins subissent l’action de se dipôle; il s’ensuit un dipôle induit. • Les forces de London sont souvent prédominantes entre les molécules.

12. Polarisabilité • Polarisabilité: facilité avec laquelle le nuage électronique peut être déformé; • Dépend surtout du nombre d’électrons. • Reflète la facilité avec laquelle un dipôle est induit dans un atome ou une molécule. • Ex: He Ne Ar Kr Xe Rn nb d’e- : 2 10 18 36 54 86 • le nombre d’électrons ↑ de He à Rn • la polarisabilité ↑ " " " " • le moment dipolaire ↑ " " " " • l’intensité des FLondon↑ " " " " • il est plus difficile de séparer des atomes de Rn que des atomes de He • Tf et Téb↑ de He à Rn

13. Polarisabilité et point d’ébullition • Plus la polarisabilité est grande, plus le point d’ébullition (et de fusion) va être élevé. • Ex: He Ne Ar Kr Xe Rn Téb : -269 -246 -186 -152 -107 -62 °C • On peut faire le même raisonnement avec les molécules F2, Cl2, Br2 et I2. • Donc, plus la polarisabilité des atomes / molécules est grande, plus les forces intermoléculaires entre eux / elles sont grandes.

14. Forces intermoléculaires et forme de la molécule • Les forces de dispersion (London) sont plus grandes si les molécules ont une grande masse molaire et/ou sont de forme allongée. • Ex: les chaînes de carbone (alcanes) • CH4 (gazeux) • CH3CH3 (gazeux) • CH3CH2CH3 (gazeux) • CH3CH2CH2CH3 (gazeux) • CH3CH2CH2CH2CH3 (liquide) • CH3CH2CH2CH2CH2CH3 (liquide) • Plus la molécule est longue, plus les forces de London sont importantes; on passe de gazeux à liquide. • Les ramifications sur les chaînes ont également un effet sur les forces de London (exemple en classe).

15. Forces intermoléculaires et forme de la molécule • On constate également que les forces intermoléculaires sont généralement plus grande dans une substance polaire que dans une substance non polaire de masse molaire comparable. • Ex: CH3CH3 est gazeux, CH3CH2OH est liquide.

16. Intensité relative des forces intermoléculaires • Attractions entre : molécules polaire et polaire : L, K, D molécules polaire et non polaire : L, D molécules non polaire et non polaire : L • Intensité relative : FL > FK > FD • Ex: Téb (°C) H2 -252,8 Br2 58,78 ICl 97,4 • H2 et Br2: non polaire donc FL seulement • FL de Br2 > FL de H2; Téb de Br2 > Téb de H2. • Br2 et ICl: même nb d’e- donc FL de Br2 = FL de ICl • ICl est polaire: FL + FK + FD • Attractions dans Br2 < attractions dans ICl • Téb de ICl > Téb de Br2.

17. 9.6 Les liaisons hydrogène • Cas spécial des interactions de Keesom. • Requiert la présence de Nd-, Od- ou Fd- sur la molécule. • Demande la présence de N-H, O-H ou F-H sur la molécule. • Intensité relative: liaison H >> FL > FK > FD

18. Hémoglobine Cytochrome c Les liaisons hydrogène • Ces forces expliquent pourquoi l’eau bout à 100°C (présence de liaisons hydrogène) et que le méthane est gazeux (absence de liaisons hydrogène). • Ces interactions jouent un rôle important dans la structure des protéines.

19. 9.7 Tension superficielle et viscosité • Les molécules à l’intérieur d’un liquide sont attirées par un plus grand nombre de molécules que celles en surface;elles subissent donc une plus forte attraction intermoléculaire. • De cette façon, l’aire de la surface exposée est minimale. • La quantité de travail requise pour augmenter la surface d’un liquide s’appelle la tension superficielle.

20. Tension superficielle et ménisque • Un liquide en contact avec un solide peut montrer 2 types de forces: les forces d’adhésion et les forces de cohésion. • Forces d’adhésion : forces intermoléculaires entre molécules différentes (ex: eau avec verre) • Provoque un ménisque concave (eau dans cylindre gradué) si adhésion > cohésion. • Explique la capillarité de l’eau dans un tube étroit. • Forces de cohésion : forces intermoléculaires entre molécules identiques. (ex: mercure) • Provoque un ménisque convexe si cohésion > adhésion (le mercure préfère interagir avec lui-même plutôt qu’avec le verre).

21. Viscosité • Viscosité: résistance d’un liquide à l’écoulement. • Lors de son écoulement, une partie du liquide se déplace par rapport aux parties adjacentes; • Les forces de cohésion qui s’exercent à l’intérieur du liquide créent un « frottement interne » qui réduit le débit. • Plus les forces intermoléculaires sont grandes, plus le liquide est visqueux.

22. 9.8 Les structures de solides covalents cristallins • Solide cristallin : les entités constitutives (molécules) forment des assemblages organisés appelés cristaux (ex: quartz, SiO2). • Par opposition; solide amorphe : amas d’ions ou de molécules sans ordre précis (ex: verre, SiO2). • Exemples de solides covalents cristallins formés de carbone: • Diamant (carbone hybridé sp3) • Graphite (carbone hybridé sp2) • Fullerènes (carbone hybridé sp2) • Ce sont les formes allotropiques du carbone (les formes sous lesquelles on le retrouve dans la nature).

23. Diamant, graphite et fullerène

24. FIN DE LA SESSION!