Chapitre 11 : (Cours) Cohésion de la matière à l’état solide

Introduction

L’interaction électrostatique, étudiée au chapitre 9, explique la structure des atomes et molécules. Regardons en
détail comment est assurée la cohésion de tels édifices, et par quels mécanismes cela est possible.

I. Polarité d’une liaison

I.1. Electronégativité d’un élément chimique

L'électronégativité d'un élément est la tendance d'un élément à attirer le doublet d'une liaison covalente dans
laquelle il est engagé.

D'une façon générale,
 L'électronégativité des éléments augmente lorsqu'on se déplace
de gauche à droite dans une période (ligne). Electronégativité dans le tableau
périodique
 L'électronégativité des éléments augmente lorsqu'on se déplace
de bas en haut dans une famille (colonne).

Les alcalins ont tendance à perdre des électrons (donc peu électronégatifs), alors que les halogènes ont tendance à
gagner des électrons (donc très électronégatifs). Ainsi, ils peuvent acquérir chacun la structure des gaz nobles.

I.2. Polarité d’une liaison

Lorsqu’une liaison covalente implique deux atomes d’électronégativités différentes, les électrons mis en commun
dans la liaison sont attirés par l’atome le plus électronégatif. La liaison est alors dite polarisée.
Tout se passe comme si chaque atome était porteur d’une charge électrique partielle, négative (notée δ -) pour
l’atome le plus électronégatif, positive (notée δ+) pour l’atome le moins électronégatif.

Exemple le fluorure d’h drog ne F

La zone rouge (autour de l’atome de fluor) représente la région chargée
H F
partiellement de façon négative.
La zone bleue (autour de l’atome d’hydrogène) représente la région chargée
partiellement de façon positive.

I.3. Molécules polaires et apolaires

 Cas d’une molécule diatomique

Une molécule diatomique constituée de deux atomes identiques est apolaire. Plus la différence
d’électronégativité est importante, plus la liaison est polarisée.
Une molécule diatomique constituée de deux atomes différents est généralement polaire.

 Cas d’une molécule polyatomique

Une molécule est polaire si elle possède au moins une liaison polarisée et si le barycentre G + (moyenne
géométrique) des charges partielles positives est différent du barycentre G- des charges partielles négatives.

(1) Le dioxyde de carbone CO2

Les deux liaisons covalentes C = O sont polarisées mais comme cette molécule est
linéaire, le dipôle résultant est nul. Celle molécule est donc apolaire.

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(2) Cas de la molécule d’eau H2O

Les deux liaisons covalentes O-H sont polarisées. Comme cette molécule est coudée,
le barycentre des charges positives (G+) et le barycentre des charges négatives (G-) ne
coïncident pas : la molécule est polaire (ou polarisée).


II. Cohésion des solides ioniques

II.1. Le solide ionique

Un solide (ou cristal) ionique est un assemblage compact et ordonné d’anions et de cations assimilables à des
sphères dures. Un solide ionique est électriquement neutre.

Ex : le chlorure de sodium
Le chlorure de sodium est constitué d ‘un assemblage compact et ordonné d’ions
sodium et d’ions chlorure.
La formule statistique du cristal est NaCl.
Le cristal est électriquement neutre il contient autant d’ions sodium Na + (qui
chacun porte une charge « +e ») que d’ions chlorure Cl – (qui chacun porte une
charge « -e »).

Ex : le fluorure de calcium (cristaux de fluorine)
Dans le fluorure de calcium, électriquement neutre, un ion calcium Ca 2+ (qui
chacun porte deux charges « +2e ») est accompagné de deux ions fluorure F – (qui
chacun porte une charge « -e »).
La formule statistique du cristal est donc CaF2.

La formule statistique indique la nature et la proportion des ions présents dans le cristal sans mentionner les
charges.


II.2. Interprétation de la cohésion du solide ionique

Dans un cristal ionique, chaque ion s’entoure d’ions de charges opposées.

L’interaction électrostatique (interaction de Coulomb) existant entre ces ions de charges contraires assure la
cohésion du solide ionique.

Les forces d’attraction électriques entre les ions de signes opposés l’emportent sur les
forces de répulsion entre les ions de même signe.
Ces forces qui agissent à l’échelle microscopique assurent la cohésion de la maille
élémentaire (voir ci-dessus) à l’échelle microscopique, mais aussi du cristal (maille qui se
reproduit à 3D) à l’échelle macroscopique.
La position des ions est fixe dans la structure cristalline. Ils ne font que vibrer autour de
leur position d’équilibre.


III. Cohésion des solides moléculaires

III.1. Les solides moléculaires

Un solide (ou cristal) moléculaire est un assemblage compact et ordonné de molécules. La cohésion des solides
moléculaires est assurée par deux t pes d’interactions moléculaires
- l’interaction de Van Der Waals
- les liaisons hydrogène (dans certains cas)

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La cohésion des solides moléculaires due essentiellement à l’interaction de Van Der Waals est nettement moins
forte que la cohésion des solides ioniques due à l’interaction électrostatique.
En effet, il suffit de comparer les températures de fusion de solides ioniques et de solides moléculaires pour mettre
en évidence cette différence. Par exemple, à pression atmosphérique, Tfusion eau = 0 °C alors que Tfusion NaCl = 801 °C.


III.2. Les interactions de Van Der Waals

Les interactions de Van Der Waals résultent des interactions entre les nuages électroniques des atomes d’une
molécule. Elles assurent la cohésion du solide moléculaire.

 Cas de molécules polaires (« dipôles permanents ») :

Une liaison est polarisée si un élément est plus électronégatif que l’autre.
(C’est le cas par exemple de la liaison I – Cl du chlorure d’iode, ci-contre, car
le chlore est plus électronégatif que l’iode).
Dans le cristal moléculaire, les molécules s’orientent de telle mani re qu’un
atome « pôle + » soit toujours voisin d’un atome « pôle –».

 Cas de molécules apolaires (« dipôles instantanés ») :

Une molécule est apolaire si elle est constituée de deux atomes identiques ou d’électronégativité tr s proche. Mais
les électrons n’ont pas de position définie. Ils ont une probabilité de présence dans le nuage électronique qui
entoure les noyaux. À un instant donné, il se peut que les électrons soient plus proches d’un des no aux. Il apparaît
alors une répartition non homogène des électrons à un instant au sein de la molécule : on parle de dipôle électrique
instantané.
Ce dipôle instantané engendre la création d’autres dipôles instantanés et ceci de proche en proche, par propagation.
(C’est le cas, par exemple, du diiode qui est constitué d’un empilement compact et ordonné de molécules de diiode
I – I. Cette molécule est apolaire car elle est constituée de deux atomes identiques).


III.3. La liaison hydrogène

Une liaison hydrogène se forme lorsqu’un atome d’h drog ne H, qui est lié à un atome A très électronégatif,
interagit avec un atome B, également tr s électronégatif et porteur d’un ou plusieurs doublets non liants.

Les atomes A et B qui interviennent généralement sont l’azote
N, l’ox g ne O, le fluor F et le chlore Cl.
Les trois atomes qui participent à la liaison hydrogène sont
généralement alignés.
Représentation de la liaison hydrogène :



Ex structure de la molécule d’eau à l’état solide


Sans les liaisons hydrogène, les molécules d’eau seraient gazeuses
vers -162°C comme le méthane.




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Ex.2 : Les polymères absorbants (polyacrylates de sodium)
sont des polymères capables d’absorber plusieurs centaines de
fois leur poids en eau. Ils réalisent énormément de liaisons
hydrogène !
Ils sont utilisés dans les couches pour bébé.




IV. Limite de la cohésion d’un solide : chauffage d’un solide et changement d’état physique

IV.1. Les états de la matière




 L’état gazeux
L’état gazeux un état dispersé. Les molécules et les ions sont éloignés les uns des autres et se déplacent dans
toutes les directions de façon désordonnée. Les interactions entre les entités chimiques sont quasi nulles.

 L’état liquide
L’état liquide (comme l’état solide) est un état condensé.
À l’état liquide, les entités chimiques sont les unes contre les autres et peuvent glisser les unes sur les autres.
Les entités chimiques sont en mouvement constant.

 L’état solide
À l’état solide, les entités chimiques sont en contact les unes avec les autres. On est en présence d’un
assemblage compact et ordonné. Les entités chimiques sont en vibration constante autour d’une position
d’équilibre.


IV.2. Transferts thermiques et changements d’état

Lors d’un chauffage, l’énergie thermique apportée à un corps
pur moléculaire peut :
- Conduire à une élévation de température avec rupture
d’interactions intermoléculaires et accroissement de
l’agitation des molécules
- Provoquer un changement d’état avec seulement
rupture d’interactions intermoléculaires, la
température restant alors constante.

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En recevant de l’énergie par transfert thermique (chaleur), ce corps pur passe à un état moins ordonné (solide →
liquide → gazeux). Dans le cas contraire, ce corps pur c de de l’énergie au milieu extérieur.


IV.3. Chauffage d’un solide moléculaire

Lorsque l’on chauffe un solide moléculaire, la chaleur que reçoit le solide est transformée en énergie cinétique E c.
L’agitation thermique des molécules qui constituent le solide augmente. Quand cette agitation est suffisante, des
interactions de Van Der Waals, qui assurent la cohésion du cristal sont rompues et l’édifice cristallin se disloque.

Les molécules restent en contact mais se séparent. Il n’ a plus de disposition réguli re dans l’espace. C’est la
fusion on passe de l’état solide à l’état liquide.
Au cours de la fusion, l’énergie thermique fournie au cristal est utilisée pour rompre des interactions de Van Der
Waals.

Une fois toute l’esp ce moléculaire à l’état liquide, l’agitation thermique augmente à nouveau et la température
aussi. Au fur et à mesure que la température augmente, les interactions de Van Der Waals existant entre les
molécules sont de moins en moins nombreuses, puis disparaissent totalement c’est la vaporisation on passe de
l’état liquide à l’état gazeux.

Une fois toute l’esp ce moléculaire à l’état gazeux, l’agitation thermique augmente à nouveau et la température
augmente. Il règne le chaos moléculaire.

Remarque : pour l’eau H2O, en plus des interactions de Van Der Waals, il faut rompre les liaisons hydrogène.


IV.4. Energie molaire de changement d’état

On appelle énergie molaire (ou chaleur latente) de changement d’état l’énergie reçue ou cédée par mole de
corps pur transformé. Elle s’exprime en J.mol-1 (Joule par mole)

Ex l’énergie de vaporisation de l’eau est Lvap = 40,6 kJ.mol-1.
D’ailleurs, la transformation inverse, la liquéfaction exige un apport d’énergie Lliq = - 40,6 kJ.mol-1



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Notions et contenus Compétences exigibles

Solide ionique. Solide moléculaire. Interpréter la cohésion des solides ioniques et
moléculaires.
Interaction de Van der Waals, liaison hydrogène.
Recueillir et exploiter des informations sur les
applications de la structure de certaines molécules
(super absorbants, tensioactifs, alginates, etc.).
Prévoir si un solvant est polaire.




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