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LES ÉTATS PHYSIQUES DE LA MATIÈRE PLAN

LES ÉTATS PHYSIQUES DE LA MATIÈRE PLAN.  GENERALITES  F ORCES INTERMOL É CULAIRES  F orces d'attraction intermol é culaire  interactions dues aux dipôles et liaisons hydrog è ne  F orces de r é pulsion intermol é culaire  A GITATION MOL É CULAIRE ET MOUVEMENT BROWNIEN

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LES ÉTATS PHYSIQUES DE LA MATIÈRE PLAN

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Presentation Transcript

  1. LES ÉTATS PHYSIQUES DE LA MATIÈRE PLAN GENERALITES FORCES INTERMOLÉCULAIRES Forces d'attraction intermoléculaire interactions dues aux dipôles et liaisons hydrogène Forces de répulsion intermoléculaire AGITATION MOLÉCULAIRE ET MOUVEMENT BROWNIEN ÉNERGIE TOTALE D'UNE MOLÉCULE ET ÉTATS PHYSIQUES DE LA MATIÈRE : GAZEUX, LIQUIDE, SOLIDE

  2. LES ÉTATS PHYSIQUES DE LA MATIÈRE CORPS PUR : assemblage d'un très grand nombre de molécules identiques QUANTITÉ D'UN CORPS PUR  compter le nombre de molécules qui le composent  "mole": Nmolécules, avec N nombre d'Avogadro (N = 6,02.1023) abréviation = mol (mmol, mol, ...)  "masse molaire" = masse de 1 mole d'un corps pur, exprimée en daltons (1/12 de la masse de l'atome de C12) DIFFÉRENTS ÉTATS CONTIENNENT LES MÊMES MOLÉCULES La différence de "comportement" est due aux différences de liaisons intermoléculaires.

  3. Les molécules sont soumises à deux tendances opposées : Tendance au rassemblement : forces d'attraction intermoléculaire (forces de Van der Waals) : . essentiellement électrostatiques . dues à la présence de charges (ionisation) ou de dipôles forces de répulsion intermoléculaire (forces de Born ou de Pauli) : . enchevêtrement des nuages électroniques résultante de ces forces : forces de liaison Tendance à la dispersion : Phénomène d'agitation "thermique", désordonnée (mouvement brownien) énergie cinétique moyenne est proportionnelle à la température absolue (la constante de proportionnalité est la constante de Boltzmann k = 1,38 10-23)

  4. ENERGIE DE LIAISON Energie qu'il faut fournir pour séparer deux molécules, pour les amener de leur distance actuelle (r0, rayon de Van der Waals) à l'infini (eVà l'échelle moléculaire etkJ.mol-1à l'échelle macroscopique). L'énergie de liaison dépend de la somme des forces d'attraction (qui diminuent en 1/r7) et des forces de répulsion (qui diminuent en 1/r13) r0  : distance inter-moléculaire

  5. FORCES D'ATTRACTION INTER-MOLÉCULAIRES forces de liaison physique (Van der Waals),de "faible énergie" (0,5 à 20 kJ.mol-1), d'interactions réversibles par opposition aux forces de liaison chimique (covalente ou ionique), de "forte énergie" (400 - 800 kJ.mol-1), d'interactions intra-moléculaires, "figeant" l'édifice moléculaire.

  6. CH 3 CH CH 3 3 OH N CH Acétylcholine 2 15 kJ/mole CH 2 O électrostatique O C NH CH 3 HF O CH O 3 OH F P O CH Di-isopropyl-Fluoro-Phosphate CH O 3 300 kJ/mole CH 3 CH liaison covalente CH 3 NH Acétylcholinestérase

  7. - + q q d q.d LES DIPÔLES ÉLECTRIQUES Moléculesélectriquement neutresmais dissymétrie de la répartition des charges positive et négative sur des groupes d'atomes constitutifs d'une molécule Moment dipolaire: grandeur vectorielle, orientée de la charge négative (q-) vers la charge positive (q+), espacées d'une distance d, de module q.d (Coulomb.mètre; C.m) 3 catégories de dipôles: permanents induits instantanés

  8. CO HCl NH3 H2O 0,12 1,03 1,50 1,84 Moment Dipolaire (10-30 C.m) DIPÔLES PERMANENTS (ex. : molécules polaires) Lorsqu'un atome hydrogène, lié à un atome électronégatif et de petite taille (O-H, N-H), se trouve à proximité d'un autre atome électronégatif, il se forme une liaison électrostatique, plus forte que celle des autres interactions dipôle - dipôle, appelée "Liaison hydrogène". Les atomes de N, O et F sont respectivement porteurs de 1, 2 et 3 doublets non liants, préférentiellement localisés dans certaines directions. La liaison hydrogène est donc orientée.

  9. H H O 2 (+) (-) 104°28 (+) H +d -d Un cas particulier, l'eau les doublets électroniques des deux liaisons O-H sont beaucoup plus attirés par l'oxygène que par les atomes d'hydrogène. Les deux dipôles ainsi créés se composent en un dipôle résultant. O

  10. SCHEMA DE LA MOLECULE POLAIRE H2O Les régions hachurées représentent les domaines de localisation des deux électrons p de l’oxygène et des deux électrons s des atomes hydrogène

  11. STRUCTURE TETRAEDRIQUE DE LA GLACE Les liaisons hydrogène sont figurées par des croix hydrogène oxygène

  12. Quelques conséquences des liaisons hydrogène Températures de fusion et d’ébullition élevées Viscosité élévée (le glycérol possède 3 groupes OH dans sa molécule) Solubilité mutuelle des composés polaires (alcool et eau) Dureté (le saccharose présente 8 groupes OH dans sa molécule) Chélation (liaison hydrogène entre 2 parties de la même molécule)

  13. EAU MOLECULE DE DNA H H Pyrimidines Purines - d O O + d H H H H H H H O O H N N O H C H C C C C C H H N C C H N H N H C N N C + d H O O H - H d H O Thymine Adénine H H N H O N H CHELATION C C C C C H N C C H N H N C C N N C O O H N H O H Cytosine Guanine Aldéhyde salicyclique EXEMPLES DE LIAISONS HYDROGÈNE

  14. DIPÔLES INDUITS (ex : mélanges de gaz ou solutions) Molécule dont la répartition spatiale des électrons devient dissymétrique sous l'action du champ électrique d'un dipôle permanent (ou d'un ion) attraction des électrons répulsion des électrons dipôle induit dipôle permanent dipôle induit (inducteur) L'intensité du dipole dépend de l'intensité du champ et de le polarisabilité de la molécule

  15. LIGNES DE FORCE DU CHAMP ELECTRIQUE CRÉÉ PAR UNE MOLECULE DIPOLE ET PAR UN ION

  16. . . e - e - - . . noyau noyau DIPÔLES INSTANTANÉS (ex  : gaz rares) La répartition du nuage électronique n'est symétrique qu'en moyenne dans le temps et des dissymétries "instantanées", dues aux mouvements des électrons à l'intérieur de la molécule, durant un temps très court, peuvent induire des "dipôles instantanés". Les mouvements d'électrons sont assimilables à de petits dipoles. Les forces attractives (forces de London) sont "électrodynamiques", le dipôle moyen est nul. Dipôle instantané : l'électron négatif et le noyau positif forment un dipôle dont l'orientation varie dans le temps.

  17. dipôle Hydrogène 51 % 43 % 0 % dipôle Induit 42 % 14 % 0 % dipôle Instantané 7 % 43 % 100 % Eau (H2O) CH3-COOH R-(CH2)-CH3 Contribution partielle des liaisons à l’état liquide

  18. LES FORCES DE RÉPULSION INTERMOLÉCULAIRES Les forces d'attraction entre dipôles n'agissent qu'à très courte distance (3 à 4 diamètres moléculaires) et décroissent en 1/r7.  Les molécules ne peuvent cependant se rapprocher indéfiniment en raison de l'interpénétration des nuages électroniques et de la répulsion des noyaux entre eux. • Les forces de répulsion (dites Born ou de Pauli) décroissent encore plus vite avec la distance (variation en 1/r13) que les forces d'attraction et sont négligeables au delà d'une distance égale à environ 1,25 diamètre moléculaire

  19. F ( 1/r13) Force de répulsion 1,25 Ø moléculaire O r r m Résultante ( 1/r7) Force d'attraction Variation des forces d'interaction intermoléculaire avec la distance r. E r r m Energie de dissociation Variation de l'énergie potentielle avec la distance intermoléculaire r. E m r = distance d'équilibre E = énergie de liaison m m F, force de liaison intermoléculaire E, énergie potentielle du système F = - d E / d r

  20. o Atome rayon de Van der Waals (A) H N O P S 1,2 1,5 1,4 1,9 2,85 Forces de liaison intermoléculaire Les forces attractives et répulsives s'équilibrent pour une distance donnée (rayon de Van der Waals). Il s'agit d'une position moyenne, car les molécules se déplacent en permanence. L'énergie potentielle du système est alors à son minimum.

  21. Expression macroscopique de l'agitation moléculaire (A. Einstein, J. Perrin): • Le libre parcours moyen (distance fixe par unité de temps) témoigne d'une énergie cinétique moyenne directement proportionnelle à la température absolue.   La constante de proportionnalité fait intervenir la constante de Boltzmann (k = 1,38.10-23 Joule par degré ou J.K-1) TENDANCE A LA DISPERSION : AGITATION MOLÉCULAIRE Mouvement brownien :  Agitation incessante, désordonnée des grains de poussière dans le rayon de soleil éclairant une pièce sombre  "Danse" de particules microscopiques (des milliards d'atomes) en suspension dans un liquide

  22. MOUVEMENT BROWNIEN Chaque segment de droite correspond au libre parcours entre 2 chocs particulaires t = 0 d t d, distance parcourue au bout du temps t d = D, coefficient de diffusion (m2/s)

  23. solide liquide gaz

  24. ÉNERGIE TOTALE D'UNE MOLÉCULE ET = EL + ETRANS + EROT + EVIB  Agitation moléculaire ne cesse qu'au zéro absolu (base de la théorie cinétique des gaz: notions de pression, diffusion, conduction de la chaleur,...) Comportement macroscopique d'une population de molécules dépend essentiellement de l'importance respective des énergies de liaison (EL) et de translation (ETRANS) Suivant la tendance prédominante, on distingue trois états physiques fondamentaux de la matière : solide, liquide, gazeux

  25. ÉTAT SOLIDE : EL >> ETRANS Les molécules ne peuvent se séparer les unes des autres L'énergie cinétique d'agitation thermique ne se traduit que par des rotations et des vibrations autour d'une position moyenne fixe. C'est un état condensé (cohérent), ordonné (cristallin) ou désordonné (amorphe), ayant une forme propre.

  26. ÉTAT GAZEUX : ETRANS >> EL Les molécules sont très indépendantes les unes des autres gaz parfait : molécules, faiblement concentrées (pression faible), ont des volumes faibles par rapport au volume offert (molécules "ponctuelles", sans interaction entre elles) EROT et EVIB sont négligeables devant ETRANS gaz réel : molécules plus concentrées (pression forte), voire plus grosses, occupant une partie non négligeable du volume offert (interactions possibles)  C'est un état non condensé (non cohérent ou dispersé), totalement désordonné, sans forme propre (fluide)

  27. ÉTAT LIQUIDE : ETRANS et EL du même ordre de grandeur Les molécules sont au contact les unes des autres mais, si elles sont capables de quitter l'interaction de leur voisine, elles retombent cependant immédiatement sous l'emprise d'une molécule proche (pas d'arrachement)  C'est un état condensé (cohérent) avec un certain ordre à courte distance, mais désordonné (à grande distance), sans forme propre (fluide)  Glissement des molécules entre elles, mais état incompressible.

  28. 1. En assimilant à un cube le volume moyen alloué à une molécule de gaz parfait, dans les conditions normales de température et de pression, on peut estimer la distance entre deux molécules à 30 Å environ. 2. Les molécules d'un gaz à la pression normale, situées en moyenne à 30 Å l'une de l'autre, sont très espacées: la densité est faible 3. Les molécules de liquide, situées en moyenne à 3 Å l'une de l'autre, sont tassées les unes contre les autres: la densité est élevée

  29. non fluide fluide Cohérent SOLIDE LIQUIDE Non cohérent GAZ LES ÉTATS PHYSIQUES DE LA MATIÈRE

  30. T ETAT GAZEUX vaporisation condensation ETAT sublimation condensation LIQUIDE fusion solidification ETAT SOLIDE CHANGEMENTS D'ÉTAT Si on chauffe un solide (EL >> ETRANS), on augmente progressivement ETRANS qui devient du même ordre de grandeur que EL avec passage à l'état liquide, puis si on chauffe encore on passe à l'état gazeux (ETRANS >> EL)

  31. q D L B S+L C qF = qS S A surfusion, lors du refroidissement temps TRANSFORMATIONS RÉCIPROQUES LIQUIDE-SOLIDE BC : la constance de la température signifie que les calories ne servent plus à échauffer le solide mais sont utilisées pour le faire fondre qF, température de fusion du solide est aussi la température de solidificationqSdu liquide correspondant Chaleur latente de fusion LF: nombre de calories pour transformer 1 g de solide en liquide à la température de fusion (ex : LF = 80 cal.g-1 pour la glace)

  32. P S S + L L q F INFLUENCE DE LA PRESSION SUR LA TEMPÉRATURE DE FUSION qF  Tout le long de la courbe, il y a équilibre entre le solide et le liquide  Pour chaque couple Pression-Température, le plan définit les conditions dans lesquelles un corps donné est à l'état solide ou liquide, ou présent dans les deux états (le long de la courbe)  De manière générale,Faugmente avec P

  33. TRANSFORMATIONS RÉCIPROQUES LIQUIDE-GAZ Liquide  gaz = VAPORISATION - EVAPORATION : vaporisation en atmosphère gazeuse ou dans le vide - ÉBULLITION : vaporisation avec formation de bulles dans le liquide  vaporisation rapide  Patm = Pgaz Gaz  liquide = LIQUÉFACTION

  34. TRANSFORMATIONS RÉCIPROQUES LIQUIDE-GAZ : 1. ÉVAPORATION  Vaporisation en atmosphère gazeuse ou dans le vide : Les molécules de liquide quittent sa surface jusqu'à ce que la pression partielle de "sa" vapeur dans l'atmosphère qui surmonte le liquide soit égale à la pression (« tension ») saturante de vapeur, (f).  f est la pression maximale de vapeur pour une température donnée. Au-delà de cette pression, certaines molécules sont également sous forme liquide, et pas uniquement gazeuse  Si l’atmosphère est illimitée, l’évaporation est totale. Chaleur latente de vaporisation (LV) ou de condensation (gaz  liquide): nombre de calories nécessaires pour transformer 1 g de liquide en vapeur à la température de vaporisation (ex : LV = 537 cal.g-1 à 37°C pour l'eau)

  35. VAPORISATION L'éther, instantanément vaporisé à température ambiante, provoque une baisse du niveau de mercure (pression) A- Si tout est vaporisé : "vapeur sèche" B- Si tout n'est pas vaporisé (une nouvelle goutte introduite reste liquide):le niveau ne baisse plus, la vapeur est en contact avec son liquide, on a atteint la "vapeur saturante" à la température considérée

  36. INFLUENCE DE LA TEMPÉRATURE SUR LA PRESSION DE VAPEUR SATURANTE (température en degrés Celsius) 0 20 37 50 80 100 f (pression de valeur saturante en mm de Hg)) 4,6 17,5 47 92 535 750 EAU Influence de la température (q) surla pression de vapeur saturante (f)

  37. q V B qE L+V C L A temps TRANSFORMATIONS RÉCIPROQUES LIQUIDE-GAZ : 2. EBULLITION Ébullition : - vaporisation par formation de bulles à l’intérieur du liquide - la pression gazeuse dans les bulles est égale à la pression atmosphérique au-dessus du liquide (pression de vapeur saturante à la température d'ébullition E) La température d’ébullition (E) est la température de la vapeur auvoisinage du liquide: elle diminue quand la pression au-dessus du liquide baisse et inversement

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