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Chapitre 8 Les états de la matière et les forces intermoléculaires.

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1 Chapitre 8 Les états de la matière et les forces intermoléculaires

2 Changements de phase Solide liquideFusion LiquidesolideSolidification LiquidegazVaporisation GazliquideLiquéfaction SolidegazSublimation GazsolideCristallisation

3 8.2 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 8.2). À léquilibre, vitesse dévaporation = vitesse de condensation. Pression de vapeur: P H2O à léquilibre Température débullition: température à laquelle P vap = P atm

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

5 8.4 Le diagramme de phases Diagramme de phases : graphique montrant l'état physique dune substance selon T et P. A C D B FSC

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 (HgI 2 ) et (page 378). Pour la description des différentes courbes du diagramme, lisez les pages 366 à 376.

7 Diagramme de phases de leau Le diagramme de phases de leau présente une particularité qui découle de la structure de la glace (fig a, p. 389) : H 2 O (s) occupe une plus grand volume que H 2 O (l). La droite qui marque la transition entre solide et liquide est inclinée vers la gauche

8 8.5 Les forces de Van der Waals Les particules dans les liquides et les solides sont retenues proches les unes des autres par des forces dattraction de divers types. Dans les liquides et les solides covalents, ces forces sont appelées forces intermoléculaires. Ces forces influencent : –Les points de fusion et débullition –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 F K Cl est plus électronégatif que H ; Les molécules orientent leurs pôles et sattirent 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 Induction dun dipôle (F D ) Cl 2 est plus près de Cl - que de H + ; Les e- de Cl 2 sont repoussés par Cl - plus fortement quils ne sont attirés par H +. Le nuage électronique de Cl 2 séloigne de HCl. Il y a apparition dun dipôle induit.

11 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 dun dipôle instantané par surplus de charges dun coté. –Les molécules (ou atomes) voisins subissent laction de se dipôle; il sensuit un dipôle induit. –Les forces de London sont souvent prédominantes entre les molécules. 18 +

12 Polarisabilité Polarisabilité: facilité avec laquelle le nuage électronique peut être déformé; Dépend surtout du nombre délectrons. Reflète la facilité avec laquelle un dipôle est induit dans un atome ou une molécule. Ex: HeNeArKrXeRn nb de- : –le nombre délectrons de He à Rn –la polarisabilité " " " " –le moment dipolaire " " " " –lintensité des F London " " " " –il est plus difficile de séparer des atomes de Rn que des atomes de He –T f et T éb de He à Rn

13 Polarisabilité et point débullition Plus la polarisabilité est grande, plus le point débullition (et de fusion) va être élevé. Ex:He Ne Ar Kr Xe Rn T éb : °C On peut faire le même raisonnement avec les molécules F 2, Cl 2, Br 2 et I 2. 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) –CH 4 (gazeux) –CH 3 CH 3 (gazeux) –CH 3 CH 2 CH 3 (gazeux) –CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 (gazeux) –CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 (liquide) –CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 3 (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: CH 3 CH 3 est gazeux, CH 3 CH 2 OH 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 : F L > F K > F D Ex:T éb (°C) H ,8 Br 2 58,78 ICl 97,4 H 2 et Br 2 : non polaire donc F L seulement F L de Br 2 > F L de H 2 ; T éb de Br 2 > T éb de H 2. Br 2 et ICl: même nb de- donc F L de Br 2 = F L de ICl ICl est polaire: F L + F K + F D Attractions dans Br 2 < attractions dans ICl T éb de ICl > T éb de Br 2.

17 8.6 Les liaisons hydrogène Cas spécial des interactions de Keesom. Requiert la présence de N -, O - ou F - sur la molécule. Demande la présence de N-H, O-H ou F-H sur la molécule. Intensité relative: liaison H >> F L > F K > F D

18 Les liaisons hydrogène Ces forces expliquent pourquoi leau 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. HémoglobineCytochrome c

19 8.7 Tension superficielle et viscosité Les molécules à lintérieur dun 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, laire de la surface exposée est minimale. La quantité de travail requise pour augmenter la surface dun liquide sappelle la tension superficielle.

20 Tension superficielle et ménisque Un liquide en contact avec un solide peut montrer 2 types de forces: les forces dadhésion et les forces de cohésion. Forces dadhésion : forces intermoléculaires entre molécules différentes (ex: eau avec verre) –Provoque un ménisque concave (eau dans cylindre gradué) si adhésion > cohésion. –Explique la capillarité de leau 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 quavec le verre).

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

22 8.8 Les structures de solides covalents cristallins Solide cristallin : les entités constitutives (molécules) forment des assemblages organisés appelés cristaux (ex: quartz, SiO 2 ). Par opposition; solide amorphe : amas dions ou de molécules sans ordre précis (ex: verre, SiO 2 ). Exemples de solides covalents cristallins formés de carbone: –Diamant (carbone hybridé sp 3 ) –Graphite (carbone hybridé sp 2 ) –Fullerènes (carbone hybridé sp 2 ) 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!


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