1ere-P2C9-Matière et interactions-ELEVE

[Chapitre 9 : Matière et interactions]

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Petitehistoiredel’électricité«statique»Activité1

Documentaire

SurlestracesdeThalès,GrayetDuFay.DInoté(ECE)Activité2Expérimentale

EE

AladécouvertedelaloideCoulomb(ECE)Activité3Expérimentale

Aquoiestduelastructured’unsolideionique?Activité4Documentaire

Del’eauetdusucre.Existencedusolidemoléculaire.Activité5Documentaire


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I. Phénomènesd’électrisationdescorps.LoideCoulomb.

1) L’électrisationVoir l’activité 1, la démarche d’investigation 2 et l’activité –TP 3. A retenir :

Lors de l’électrisation, un corps se charge électriquement. Certains matériaux sont électrisés par frottement ou par contact. Le phénomène est interprété comme un transfert d’électrons d’un corps à l’autre.

Exemple : Lorsqu’on frotte une tige en PVC avec de la laine, la tige se charge négativement car elle présente un excès d’électrons arrachés à la laine. Une tige de verre frottée avec un tissu acquiert une charge positive, les électrons arrachés au verre étant transférés sur le tissu.

Le corps électrisé porte une charge globale positive s’il présente un défaut d’électrons, ou négative, dans le cas d’un excès d’électrons.

La charge électrique q portée par un corps électrisé s’exprime en Coulomb (C), C’est un multiple de la charge élémentaire ( rappel de la séquence 7).

2) LoideCoulomb.Deux corps portant des charges de même signe se repoussent, alors qu’ils s’attirent s’ils portent des charges de signes contraires. Loi de Coulomb : Deux corps ponctuels A et B, de charges électriques respectives q et q’, et distants l’un de l’autre d’une distance r, exercent l’un sur l’autre une force électrostatique F, de valeur (norme) :

F= ! ! !′!!

L’eau,unemoléculepolaire.Activité6Documentaire

Aquoiestduelacohésiond’unsolidemoléculaire?Activité7Documentaire

Dissolutionetdilution.Activité8Expérimentale

EE

Caractèrepolairedusolvantetextraction(page178)Activité9Documentaire

MATIEREETINTERACTIONSCOURS

q e t q ’ en Coulomb r en mètres K = 9,0.109 S . I


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II. Cohésiondessolidesioniques.1°)Activitédocumentaire4: Qu’est-ce qu’un solide ionique ? Montrer des modèles cristallins

2°)Conclusions:Un solide ionique (ou cristal ionique) est constitué d’un empilement compact régulier de cations et d’anions, en nombres tels que la neutralité électrique du cristal est assurée ( rappel de 2nde)

La cohésion d’un solide ionique est assurée par des liaisons ioniques, c’est-à-dire des forces de nature électrostatique respectant la loi de Coulomb.

La cohésion dans un solide ionique résulte en grande partie de l’interaction attractive entre un ion et ses plus proches voisins de charge de signe opposé.

Remarques : Les solides ioniques ne conduisent pas l’électricité car les ions ne sont pas mobiles et les électrons ne peuvent pas se déplacer dans une structure aussi compacte. Les forces d’attraction électrostatiques tridimensionnelles entraînent une forte cohésion du solide, donc une température de fusion élevée. Exemple : CsCl font à 646°C ; NaCl à 801°C.

III. Cohésiondessolidesmoléculaires.1°)Observationsexpérimentales: activité 5- De l’eau et du sucre, existence du solide moléculaire

2°)Conclusion:L’interaction coulombienne entre des particules chargées n’explique pas ces observations car le morceau de sucre et l’eau ne contiennent pas de particules chargées. Un autre type d’interaction doit expliquer ces propriétés. Quelle est la nature de cette nouvelle interaction ?

IV. LesinteractionsdeVanderWaals.Introduction : ces interactions sont une nécessité expérimentale. En effet, nous avons vu, dans l’activité 5 qu’il existe des cristaux moléculaires qui ne peuvent pas être interprétés en terme de liaisons covalente ou ionique. Par exemple, les cristaux de dihydrogène ( H2), de benzène (C6H6), de gaz rares ( Ne, Ar…) Comment interpréter les liaisons entre les divers nœuds de ces cristaux ? Et comment interpréter l’ordre de grandeur si faible des énergies de changement d’état pour ces corps ? Exemple : le passage H2 (cristal) à H2 (gaz) ne nécessite que 1,2 KJ.mol-1 D’autres faits expérimentaux existent comme par exemple, les associations moléculaires en phase vapeur, mis en évidence par spectroscopie : associations entre gaz nobles et vapeur de mercure : Hg-Ne, Hg- Kr, etc… Or, les gaz nobles ont des couches électroniques saturées ! Il y a aussi des composés d’insertion : un gaz se loge dans les cavités (espaces vides entre atomes) d’un solide cristallisé, ce sont les clathrates, comme les hydrates de gaz nobles Kr(H2O)n ou de chlore Cl2(H2O)n.

Enfin, l’équation des GP (vue en 2nde) suppose les molécules ponctuelles et sans interaction entre-elle. Or, le comportement des gaz réels conduit à admettre des forces d’interaction à courte portée car l’équation des GP n’interprète ni la compressibilité des gaz, ni la variation de température observée lors de certaines réactions au cours de laquelle, le GP, lui, n’a pas de variation de température ( pour le prof : lors d’une détente de Joule-Gay-Lussac (transformation adiabatique irréversible, iso énergétique où pour le GP, Tf = Ti ). C’est pourquoi, Van der Waals lui a substitué l’équation des gaz réels qui portent son nom.)

Pour comprendre la nature de ces forces, voyons dans un premier temps ce qu’est une molécule polaire ou apolaire :

1°)Activité6:l’eau,unemoléculepolaire

2°)Electronégativitéetpolaritéd’uneliaison:voir l’activité 6, les définitions sont à savoir - Les charges δ+ et δ- excédentaires, sont des fractions de la charge élémentaire e (ce ne sont pas des charges entières) - Une liaison polarisée est assimilable à un dipôle électrostatique , c’est-à-dire un ensemble constitué de deux charges

ponctuelles opposées –q et +q séparées par une distance d. Un dipôle électrique est caractérisé par son moment dipolaire


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P , colinéaire à la liaison et orienté du pôle – vers le pôle + du dipôle ( en sens inverse de la flèche sur les schémas). La valeur du moment dipolaire est d’autant plus grande que la charge q est élevée et que la distance d est grande.

- Les liaisons entre deux atomes peuvent être de trois types différents : • La liaison covalente polaire lorsque les deux atomes de la liaison ont une différence d’électronégativité suffisamment

grande. Le doublet d’électrons est alors globalement plus proche de l’atome le plus électronégatif. • La liaison covalente apolaire ou non polaire lorsque les deux atomes de la liaison sont les mêmes ou ont une

différence d’électronégativité faible. Le doublet de liaison est alors équitablement réparti. • Dans le cas limite d’une liaison reliant deux atomes ayant une différence d’électronégativité très forte, l’atome le

plus électronégatif a totalement capté le doublet d’électrons de la liaison et les deux atomes sont devenus des ions. La liaison n’est plus covalente. On parle de liaison ionique. Celle-ci est de nature purement électrostatique (voir la partie précédente II du cours).

3°)Activité7: partie 1 : une nouvelle sorte de liaison… Conc lus ion de l ’act iv i té 7, part ie 1 : L’interaction de Van der Waals est une interaction de type électrostatique, de faible intensité entre des atomes, des molécules, ou entre une molécule et un cristal. Elle est associée à des forces attractives, de très courte portée. Elle existe pour les trois états de la matière ( solide, liquide, gaz) Elles peuvent résulter d’interactions existant entre des dipôles permanents de molécules polaires (on parle de forces de Keesom) mais également se manifester entre des molécules apolaires comme les gaz monoatomiques rares, les corps simples diatomiques (N2, O2, I2…) ou les molécules polyatomiques symétriques (CO2, CCl4…) (on parle alors de forces de London). Dans ce cas, ce sont les fluctuations de la densité électrique qui engendrent des dipôles instantanés induisant des dipôles dans les molécules voisines. Les forces de Van der Waals sont d’autant plus grandes que les électrons sont nombreux et la molécule étendue. Plus les forces de Van der Waals sont importantes, plus les constantes physiques (températures de changement d’état par exemple) sont élevées. On reviendra sur ces propriétés dans la séquence suivante.

4°)Activité7,partie2: l’existence de la liaison hydrogène

V. Retoursurlacohésiondessolidesmoléculaires.Dans tous les cas, ce sont des liaisons de type Van der Waals qui assurent la cohésion du solide moléculaire.

Ici aussi, les solides moléculaires ont des structures géométriques bien définies si ce sont des solides moléculaires cristallins ; ou si les molécules du solide moléculaire sont arrangées de façon désordonnée, ils sont dits solides moléculaires amorphes (on y reviendra dans la séquence 16). D’une façon générale, pour les solides moléculaires cristallins, les nœuds du réseau sont occupés par des molécules simples, de faible atomicité, ces molécules ayant la même géométrie et la même structure électronique qu’à l’état gazeux. Ces molécules conservent donc leur individualité dans le réseau cristallin. On distingue deux types de cristaux moléculaires selon la nature des liaisons intermoléculaires mises en jeu :

1) LescristauxmoléculairesdeVanderWaals. C’est le cas du diiode, des gaz rares, etc… Prenons l’exemple du diiode (voir livre, figure 16 page 182). Le diiode a une structure cubique face centrée, mais déformée suivant une direction, déformation due à la géométrie de la molécule I2.

2) LescristauxmoléculairesàliaisonHydrogène.L’exemple le plus important est celui de la glace ( voir livre figure 19 page 183). Les liaisons hydrogène qui se forment entre les atomes d’hydrogène et les atomes d’oxygène des molécules d’eau voisines sont responsables de la cohésion de la glace. Dans la glace, les molécules d’eau s’orientent pour créer des structures régulières.


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VI. Ladissolutiond’unsolideioniquedansunsolvantpolaire.

1) Activité2Adulivrepage177:comprendreladissolution.

2) Les3étapesdeladissolutiond’unsolideioniquedansunsolvantpolairea- Aretenir: les 3 étapes de la dissolution d’un solide ionique dans un solvant polaire sont :

- dissociation du cristal ionique - solvatation ou hydratation des ions - dispersion des ions hydratés au sein du solvant permettant d'obtenir une solution homogène. La 1ère étape est endothermique ainsi que la 3ème. La 2ème est exothermique.

b- Exemple: dissolution du chlorure de sodium dans l'eau. Nous avons vu qu'il fallait atteindre une température élevée (température de fusion Tf = 801 °C) pour que le solide cristallin fonde en donnant un liquide dans lequel les ions sont devenus mobiles.

Par contre, c'est à la température ordinaire, que la dissolution du chlorure de sodium dans l'eau se produit. Les molécules d'eau, polaires, exercent sur le cristal des forces électriques qui détruisent le cristal ionique. C’est la 1ère étape : la dissociation du cristal

Que deviennent les ions dissous dans l'eau ?

Les molécules d'eau polaires s'orientent sous l'action de forces électriques. Leur pôle négatif (atome O) est attiré par un ion +Na , leur pôle positif (situé au milieu des atomes H) est attiré par un ion −Cl . C’est la solvatation ou hydratation des ions.

Pour rappeler que les ions +Na et −Cl sont solvatés (liés à des molécules d'eau) , on les écrira souvent +

aq)'Na et −(aq)Cl .

Remarque : Le phénomène de solvatation des ions, dû à l'interaction ion-dipôle, est général et d'autant plus accentué que l'ion est petit et que sa charge est élevée.

Les deux étapes précédentes, dissociation du cristal en ions séparés, solvatation des ions, sont suivies de la dispersion des ions solvatés dans tout le volume occupé . c-Casparticulier:solvatationdel'ionH+L'atome d'hydrogène H est formé d'un noyau (ne comportant qu'un seul proton positif) et d'un électron négatif. L'ion H+ est donc un proton. Cet ion est très petit. Il forme avec l'eau une liaison très forte qui permet de considérer l'ion +

aq)'H comme

l'espèce +OH3 appelée ion oxonium. La solvatation de l'ion H+ s'écrit : ++ →+ OH OH H 32


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Cet ion +OH3 présent dans une solution aqueuse, lui confère des propriétés acides. Parfois, on le notera plus simplement +aq)'H .

3) Equationdelaréactionassociéeàladissolutiondansl’eaud’unsolideionique.

Prenons l’exemple de la dissolution du chlorure de sodium : La notation (s) désigne un solide. :

NaCl(s) eau

Na(aq)+ + Cl(aq)

-

Autres exemples : dissolution du chlorure de Cobalt : CoCl2(s) eau

Co(aq)2+ +2 Cl(aq)

-

Na2SO4(s) eau

2Na(aq)+ + SO4(aq)

2- Une solution ionique est électriquement neutre.

4) Laconcentrationdesionsensolution.La concentration molaire étudiée en Seconde est la concentration molaire en soluté dissous ou apporté. La concentration molaire réelle (ou effective) des ions en solution peut être différente.

a) Concentrationmolaireensolutédissous.(ouapporté)La concentration molaire d’une solution en soluté apporté est égale au quotient de la quantité de soluté, n, mise en

solution par le volume de cette solution : ! = !!

C en mol.L-1, n en mol et V en L. Ex : On dissout n = 0,10 mole de sulfate de sodium (solide ionique de formule statistique Na2SO4) dans l'eau. La solution a un volume V = 1 L. - On peut écrire que la concentration C du soluté apporté est C = n / V = 0,10 / 1 = 0,10 mol.L-1.

b) Concentrationmolaireréelle(oueffective)desionsensolution. La concentration molaire réelle (ou effective) d’une espèce en solution ( par exemple un ion), se note [X]. C’est le quotient de la quantité de matière n(X) présente dans la solution par le volume V de cette solution :

X = n(X)V

[X] en mol.L-1, n(X) en mol et V en L. Exple : Reprenons la solution précédente. L’équation de dissolution du sulfate de sodium s’écrit :

Na2SO4(s) eau

2Na(aq)+ + SO4(aq)

2-

On voit que l'apport de n = 0,10 mole de sulfate de sodium solide fait apparaître, en solution, n Na + = 0,20 mole d'ions

sodium Na+ et −24SO

n = 0,10 mole d'ions sulfate −24SO .

Les concentrations molaires des espèces effectivement présentes dans la solution sont : [ Na+ ] = n Na + / V = 0,20 / 1 = 0,20 mol.L-1

[ −24SO ] = −2

4SOn / V = 0,10 / 1 = 0,10 mol.L-1

L’équation de dissolution ou l’écriture de la solution ionique permet de connaitre le nombre stœchiométrique correspondant à chaque ion. La concentration molaire réelle d’un ion est alors le produit de la concentration en soluté apporté par le nombre stœchiométrique de l’ion.

• Voir la fiche méthode correspondante. Remarques : - Ecrire [ Na2SO4 ] initial pour désigner C ne convient pas. - La notation C se réfère à ce qui a été introduit (ou apporté) dans la solution. La notation [ ... ] se réfère à ce qui est effectivement présent dans la solution.


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5) Préparationd’unesolutionioniquedeconcentrationdonnéeenions.Les élèves réalisent le TP : activité 2B du livre page 177.

VII. Ladissolutiond’uncomposémoléculairedansunsolvant.La solubilité d’un composé moléculaire dans un solvant dépend essentiellement de sa capacité à créer des interactions au moins aussi fortes entre ses molécules et celles du solvant que celles qui existaient au préalable dans le solvant. La dissolution dans l’eau d’un composé moléculaire va donc dépendre de la présence ou pas de liaisons de Van der Waals, voire de liaisons hydrogène dans le solvant et de l’aptitude ou pas à former des liaisons entre le composé moléculaire et le solvant.

1) Solutépolairedansunsolvantpolaire.a- Sansformationdeliaisonshydrogène.( soluté : butanone solvant : acétone)

Ex : l’acétone et la butanone sont deux molécules polaires. Si on ajoute goutte à goutte de la butanone à de l’acétone, et que l’on agite, la solution obtenue est homogène. Ici la butanone est le soluté polaire qui est soluble dans l’acétone qui est un solvant polaire. Cette solubilité s’explique par les interactions dipôle-dipôle de type Van der Waals qui s’établissent entre les molécules polaires du soluté et les molécules polaires du solvant. Ce résultat est général : les solutés moléculaires polaires sont solubles dans les solvants polaires.

b- Avecformationdeliaisonshydrogène. ( sucre dans l’eau) Ex : le sucre, constitué de molécules de saccharose (voir activité séquence 9), est une molécule polaire très soluble dans l’eau. Elle possède, entre autres, plusieurs liaisons C-O et O-H fortement polarisées. Les interactions de type Van der Waals et les nombreuses liaisons hydrogène qui s’établissent entre les molécules d’eau et de saccharose, expliquent la grande solubilité du sucre dans l’eau. Il en est de même pour les alcools, les acides carboxyliques qui sont donc des composés hydrophiles.

Ex : il arrive parfois que les interactions soluté-solvant soient si fortes qu’elles conduisent à la rupture de certaines liaisons covalentes du soluté. C’est le cas de la dissolution de l’acide sulfurique (liquide) dans l’eau .Il se forme alors des ions oxonium et des ions sulfate, rendant ionique la solution acide.

Ce résultat est général : la solubilité d’un soluté polaire dans un solvant polaire est favorisée lorsque des liaisons hydrogène s’établissent entre les molécules de soluté et de solvant.

2°)Solutépolairedanssolvantapolaire. ( eau dans le benzène) Ex : l’eau soluté moléculaire polaire ne se dissout pas dans les solvants apolaires, tels que le benzène, l’hexane,etc… La raison en est les liaisons hydrogène contenues dans l’eau. L’eau ne crée pas avec le solvant des liaisons de Van der Waals qui sont nettement plus faibles que les liaisons hydrogène qu’elle possède. Ainsi, l’eau est insoluble dans le benzène, l’hexane,…. Ce résultat est général : un composé associé par liaisons hydrogène n’aura pas tendance à rompre ces dernières pour former des interactions de Van der Waals avec le solvant. Ces solutés polaires sont insolubles dans les solvants apolaires.

3°)Solutéapolairedanssolvantapolaire.( diiode dans le benzène) Ex : le rouge de méthyle est un soluté peu polaire .Il est très peu soluble dans l’eau, et très soluble dans le cyclohexane qui est un solvant apolaire. Ex : le diiode est un soluté apolaire. Il est très peu soluble dans l’eau et très soluble dans le benzène ou le cyclohexane qui sont des solvants apolaires. Ces deux solutés peu polaires ou apolaires ne peuvent créer entre eux et le solvant eau des liaisons de Van der Waals plus fortes que les liaisons hydrogène de l’eau. Tandis qu’ils créent avec les solvants apolaires des liaisons de Van der Waals qui permettent leur solvatation . Ce résultat est général : Les solutés moléculaires apolaires ou peu polaires sont généralement solubles dans les solvants apolaires.

4°)Solutéapolairedanssolvantpolaire. ( cyclohexane dans l’eau)


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Ex : Le cyclohexane, comme tous les hydrocarbures ne sont pas solubles dans l’eau, tandis que les hydrocarbures sont très solubles entre eux. En effet un soluté apolaire ne peut créer de liaisons plus fortes que les liaisons hydrogène. Dans un solvant polaire ne contenant pas de liaisons hydrogène, le solvant apolaire ne peut pas créer des liaisons supérieures aux liaisons de Van der Waals contenues dans le solvant . Ce résultat est général : Les solutés apolaires sont insolubles dans les solvants polaires.

5°)Activitéexpérimentale: les élèves réalisent l’activité 3 p 178 a- partie A. solubilité et solvant b- partie B. extraction liquide - liquide

VIII. PropriétésparticulièresduesàlastructuredecertainesmoléculesLes structures de certaines molécules qui présentent de très nombreuses interactions de Van der Waals et de multiples liaisons hydrogène, leur confèrent des propriétés particulières.

Exemples : - Molécules superabsorbantes - Molécules tensioactives - Les alginates

Effectuer des recherches sur ces molécules et Lire l’activité 4 p 179

n°5, 7, 8, 11 , 17 et 21 page 188-194 n°24 – 25 – 27 – 33 – 36 page 191 à 194

Page188à194Exercices

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