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1 Les interactions moléculaires Structure de la glace.

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1 1 Les interactions moléculaires Structure de la glace

2 2 Note introductive Ce diaporama a été réalisé dans le but de compléter la formation des enseignants du Lycée ayant en charge la classe de Première S. Les interactions intermoléculaires jouent en effet un grand rôle dans les transformations et les méthodes danalyse étudiées dans ce programme. Aucune exploitation, autre que pédagogique, ne peut en être faite.

3 3 Les acquis de la classe de seconde Les briques élémentaires de la chimie : atomes, molécules Les règles dassociation des atomes pour constituer des molécules, édifices à couches électroniques externes fermées La réaction chimique, processus conduisant au remaniement des structures moléculaires par la création et/ou la rupture de liaisons fortes entre atomes Existence des solutions aqueuses et calcul de la concentration dun soluté dans un solvant

4 4 La cohésion de la matière Q Quelles sont les causes de la cohésion des structures moléculaires, ioniques, métalliques et des phases condensées (liquides et solides) ? E Existe-t-il une relation entre la structure de la matière et ses propriétés physico-chimiques ? Si oui, q Si oui, quelles conséquences de lexistence des liaisons « faibles » est-il possible de prévoir sur les propriétés physico-chimiques de la matière ?

5 5 Les niveaux de structuration de la matière La matière est structurée à plusieurs niveaux : 1. Le niveau nucléaire, où linteraction forte lie les nucléons entre eux pour constituer le noyau de latome 2. Le niveau atomique, où linteraction électromagnétique lie les électrons au noyau selon les règles de la mécanique quantique (règle de Klechkowski, règle de Hund, principe dexclusion de Pauli) 3. Le niveau moléculaire, où les atomes sont liés par des liaisons covalentes, (électromagnétique), qui obéissent à la mécanique quantique, (principe dexclusion de Pauli, règle de loctet) Après avoir rappelé les principes qui conduisent aux entités (molécules, ions) nous envisagerons les interactions qui les lient pour constituer les phases condensées moléculaires. La liaison covalente peut sétendre à tout un cristal et donner naissance aux solides covalents (diamants), ioniques et métalliques 4. Le niveau des phases condensées (liquides et solides moléculaires), où la cohésion est assurée par des interactions électromagnétiques moins énergétiques et non soumises aux règles dexclusion

6 6 La liaison chimique Son caractère spécifique : selon sa nature et lénergie mise en jeu, elle conditionne les réactions chimiques (liaisons covalente, ionique et métallique) ou les propriétés physiques de la matière et certaines propriétés des molécules biochimiques (interactions ions-dipôle et dipôle-dipôle) Son caractère universel : elle repose sur linteraction électromagnétique et résulte donc des attractions (surtout) et répulsions (beaucoup moins) entre charges électriques

7 7 Allure générale des interactions dans la matière macromolécule s électron s noyaux molécule s ions Atomes Distance entre entités Distance déquilibre Répulsion Attraction Énergie potentielle

8 8 Les états physiques de la matière Quest-ce qui conditionne létat physique dune substance à la température ordinaire ? Pourquoi cet état diffère-t-il dune substance à une autre ? –Leau et léthanol sont à létat liquide, –le dioxygène et le diazote à létat gazeux, –le fer et le chlorure de sodium à létat solide Pourquoi cet état physique change-t-il avec la température ? Solide liquide gaz

9 9 Les états physiques de la matière : un bras de fer entre agitation thermique et forces de cohésion La matière est constituée datomes, de molécules ou dions, maintenus par des interactions de cohésion. Ces entités, constituant la matière, sont soumises en permanence à une agitation thermique qui se manifeste par la température. Dans un gaz par exemple, la température est directement liée à la vitesse moyenne des molécules. Cest limportance relative de ces deux facteurs (interaction et agitation) qui permet aux entités de se regrouper (phases condensées liquides et solides) ou de rester isolées (gaz). – Si les forces de cohésion sont très importantes par rapport à lagitation thermique, les entités simmobilisent et se structurent en réseaux solides. – Si la cohésion est un peu moins forte, les entités restent en contact mais se meuvent les unes par rapport aux autres : la matière est à létat liquide. – Si la cohésion est très faible, lagitation maintient les entités à distance : la matière est à létat gazeux.

10 10 La liaison covalente La liaison covalente résulte de la mise en commun délectrons par des atomes afin dobtenir la configuration de plus basse énergie potentielle du système, à savoir la configuration dun gaz rare à couches électroniques fermées. Considérons le cas de la formation de la molécule H 2 à partir de deux atomes H : dans latome isolé, lélectron occupe un nuage diffus, de symétrie sphérique, appelé orbitale atomique 1S. La combinaison des orbitales atomiques des deux atomes H conduit à deux orbitales moléculaires, dénergies et de formes différentes et *. La première, dite liante, est localisée entre les deux atomes, la seconde, dite antiliante, est constituée de deux lobes pointant vers lextérieur. Orbitale antiliante Orbitale liante H H Énergie 1S *

11 11 La liaison covalente Chaque orbitale, liante ou antiliante, peut recevoir deux électrons au maximum. La molécule devient une entité plus stable que les atomes séparés si les électrons dans des orbitales liantes sont plus nombreux que les électrons dans des orbitales antiliantes. antiliante liante Zones disodensité

12 12 La liaison covalente Dans la molécule H 2, les deux électrons de liaison se placent dans lorbitale liante dont lénergie potentielle est plus basse que celle des atomes séparées. Lhélium, He, ne peut donner la molécule He 2 car les orbitales liantes et antiliantes y seraient occupées, ce qui ne stabiliserait pas le système. Orbitale atomique Orbitale antiliante inoccupée Orbitale liante occupée Énergie HH Orbitale liante occupée Orbitale antiliante occupée Énergie He H Orbitale atomique

13 13 La liaison covalente multiple Ci-contre les représentations du benzène : - nuage électronique - modèle compact - modèle éclaté - formule topologique Ci-dessous et ci-contre, les schémas des orbitales liantes et de léthène (éthylène) et de léthyne (acétylène)

14 14 Liaison covalente dans les solides Liaison covalente dans les solides Les liaisons covalentes sont très stabilisantes pour le système et donc très solides. Lénergie à fournir pour les rompre est égale à lénergie potentielle gagnée par la création de la liaison. Elles sont dirigées selon laxe des atomes liés et conduisent à des structures géométriques régulières et diverses à létat solide. La température de fusion des composés covalents est très élevée : le diamant fond à 3500 K et le graphite se sublime à 3700 K. Structure de la cristobalite SiO 2 partiellement ionique Si O Quartz Graphite : structure en plans liés par forces de Van der Waals. Diamant : structure tétraédrique liée par covalence forte.

15 15 Liaison métallique dans les solides Liaison métallique dans les solides Les liaisons dans un métal solide sont fortes, car de type covalent, mais elles ne présentent pas la directivité des liaisons covalentes entre non métaux. Les électrons externes occupent les niveaux dénergie correspondant aux orbitales liantes de la bande de conduction Les propriétés en relation avec la structure sont : température de fusion élevée (sauf mercure) conductibilités électrique et thermique élevées Électrons délocalisés

16 16 Échelle délectronégativité H 2,1 He 0 Li 1,0 Be 1,5 B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Ne 0 Na 0,9 Mg 1,2 Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0 Ar 0

17 17 La liaison ionique Lorsque deux atomes liés ont des électronégativités très différentes, la liaison covalente est totalement dissymétrique. Lun des atomes transfère quasiment son (ses) électron (s) à lautre et chacun des atomes devient un ion. Lattraction électrostatique qui en résulte nest plus orientée et, tout comme pour les métaux, les ions formés se rassemblent en structures géométriques correspondant à lempilement maximum. Réseau ionique Na Cl Na + Cl - Cl - Na +

18 18 Interactions ioniques dans les solides La température de fusion de NaCl est 800°C. Celle de MgO est 2800°C. Les interactions entre ions dans un solide sont donc très fortes : elles obéissent à la loi de Coulomb en 1/r² et sont de longue portée. Un ion ninteragit donc pas seulement avec ses plus proches voisins mais au-delà. Linteraction dépend de la valeur de la charge et de la taille des ions, qui conditionne la distance entre eux. ion Taille pm ion Taille pm Li + 59Na Mg 2+ 72O F-F- 133Cl EspèceÉnergie réticulaire EspèceÉnergie réticulaire LiF1037LiCl852 NaF926 kJ/mol NaCl786 MgO3850MgS3406

19 19 Quelques structures cristallines Quelques structures cristallines De nombreux solides ioniques et métalliques cristallisent dans ces trois systèmes :

20 20 Quelques minéraux cristallisés ioniques Quelques minéraux cristallisés ioniques Remarquer la correspondance macroscopique-microscopique modèle de la structure cubique par diffraction des rayons X Cristaux de fluorine CaF 2

21 21 Quelques minéraux cristallisés ioniques Visualisation directe de la Cristaux de galène PbS structure cubique par Remarquer la correspondance microscopique-macroscopique microscopie électronique microscopique-macroscopique

22 22 Les trois types de liaison interatomique Liaison ionique liaison covalente liaison métallique ClBr Cl Br e- Na Na + Cl - Cl Fe mer délectrons Fe

23 23 Quest-ce qui permet lexistence dune goutte deau ? La molécule deau comporte deux liaisons entre latome doxygène et les atomes dhydrogène). Un tel édifice est stable et peut exister à létat libre, contrairement aux atomes qui le constituent. Comment expliquer quune goutte deau ait tendance à se former ? Les molécules y sont-elles liées par des liaisons covalentes fortes ? Non ! Car un électron provenant dun atome extérieur à une molécule ayant ses orbitales liantes déjà saturées serait contraint de se placer dans une orbitale antiliante. Cela déstabiliserait le système. Linterpénétration des molécules est donc interdite par la règle dexclusion de Pauli. Au sein des liquides, ce nest pas la liaison forte covalente qui lie les molécules entre elles.

24 24 Polarité dune molécule Polarité dune molécule Considérons une molécule covalente diatomique : si les atomes sont identiques (Cl 2 ) ou de même électronégativité (CS), la liaison est non polarisée car la répartition des charges est statistiquement symétrique. Considérons une molécule covalente polyatomique faite datomes délectronégativités différentes mais dont la forme est symétrique : la molécule est statistiquement non polarisée. Cl Cl Cl C O C O µ- µ - 2 -

25 25 Polarité dune molécule : moment dipolaire Considérons une molécule covalente non symétrique : si les atomes sont délectronégativités différentes, la répartition des charges est aussi dissymétrique. Elle induit un moment dipolaire permanent µ (en debye D), dont la valeur est proche de la différence délectronégativité. q+ q- Moment dipolaire µ = q x r H Cl H O H H Cl C µ µ µ

26 26 Une molécule polaire : leau Une molécule polaire : leau La molécule deau Les doublets libres Les doublets de liaison µ = 1,87 D H H O

27 27 Interaction charges-dipôles Interaction charges-dipôles Une intéressante expérience délectrostatique permet de montrer lexistence des interactions entre charges isolées et molécules dipolaires mobiles. Il suffit dun bâton débonite et dun filet deau Ébonite chargée Déviation dun filet deau par un bâton débonite électrisé

28 28 Interaction ion-dipôle : solvatation Interaction ion-dipôle : solvatation Linteraction entre un ion et une molécule de solvant polaire est en 1/r 3, forte et de longue portée. Elle est liée à la taille de lion (cation < anion) et à sa charge, ainsi quau moment dipolaire du solvant. q+ q- Z+ Elle explique la solubilité des composés ioniques dans leau, et leur insolubilité dans les solvants apolaires. Linteraction entre leau et les cations peut aller jusquà la formation de complexes liés. O M+ HH A- O HH Hydratation dun anion et dun cation

29 29 Interaction ion-dipôle : solvatation Interaction ion-dipôle : solvatation Les cations de petite taille (Li + ) sont fortement solvatés, et leur « cortège » de solvatation est important. Les anions sont plus gros et donc moins solvatés. Ils ne forment aucun complexe avec leau. Chaque ion solvaté sentoure statistiquement dions de charge opposée solvatés. A distance égale, lattraction entre deux ions est 80 fois plus faible dans leau que dans le vide. Les ions nont plus tendance à sy regrouper. H H O M n+ - Lénergie de solvatation dépend de la charge et de la taille de lion : ion Na + Cl - Mg 2+ Taille pm E kJ/mol

30 30 Animation solvatation En retournant à laffichage normal et en cliquant sur licône de gauche, une animation solvatation se lance.

31 31 Interactions entre dipôles Interactions entre dipôles A courte distance, les forces attractives de Van Der Waals, généralement en 1/r 7, sont concurrencées par des forces répulsives en 1/r 12. Distance entre les dipôles Énergie potentielle Répulsion Attraction Énergie minimale

32 32 Interaction dipôle-dipôle (Keesom) Interaction dipôle-dipôle (Keesom) A létat solide, la force dattraction est en 1/r 4, de courte portée. Une faible élévation de température fait osciller et sécarter les dipôles, diminuant la cohésion jusquà la fusion du solide. Dans la glace, les molécules deau sont maintenues par des forces dipôle-dipôle. La température de fusion de leau est beaucoup plus basse que celle du fer, du diamant ou du chlorure de sodium Liens dipôle-dipôle Glace

33 33 Interaction dipôle-dipôle Dans les liquides, les dipôles sont mobiles et les forces sont en 1/r 7. Statistiquement, les moments dipolaires sannulent. Lorsque lagitation thermique est suffisante pour rompre les liaisons dipôle-dipôle, le liquide se vaporise. En chromatographie dadsoption, ce sont des liaisons dipôle-dipôle qui retiennent les divers constituants du mélange sur la phase fixe ou les entraînent avec léluant. Selon les importances relatives de ces liaisons, le constituant migre plus ou moins Phase fixeSoluté Éluant

34 34 Interaction dipôle-dipôle « Liaison hydrogène » Un cas particulier dinteraction dipôle-dipôle, est celui de la « liaison hydrogène ». Cest la plus forte des liaisons intermoléculaires. Elle se manifeste uniquement entre une molécule qui comporte un atome dhydrogène lié à un atome X très électronégatif (N, O ou F) et un autre atome, Y, possédant un doublet libre (F, O ou N) : O H H HO H X H Y +

35 35 « Liaison hydrogène » dans leau

36 36 Interaction dipôle-dipôle Interaction dipôle-dipôle Lexistence de ces liaisons explique que le méthanol soit à létat liquide à 25°C alors que léthane, de masse molaire identique, est gazeux

37 37 Interaction dipôle-dipôle Interaction dipôle-dipôle Lexistence dinteractions fortes entre les molécules deau et le groupe caractéristique OH de lalcool justifie la solubilité du méthanol dans leau (alors que léthane y est insoluble).

38 38 Interaction dipôle-dipôle Interaction dipôle-dipôle Lexistence de « liaisons hydrogène » fortes entre les molécules deau et latome dazote du groupe NH n de lammoniac et des amines justifie la solubilité de lammoniac et des amines à courte chaîne carbonée dans leau. N O

39 39 «Liaison hydrogène» et échange de protons Dans leau, ce type de réaction se manifeste entre deux molécules deau proches et conduit au transfert dun proton ou autodissociation : La liaison hydrogène entre les groupes OH et latome dazote est suffisamment forte pour se transformer en liaison covalente entre le doublet libre de latome dazote et le proton (caractère basique de NH 3 ). Ceci nest pas en contradiction avec le principe dexclusion de Pauli, car aucun électron nouveau nest apporté. Le mécanisme sécrit : H 2 O + NH 3 HO - + NH 4 + H O H N H H H H O H N H H H + _ H 2 O + H 2 O H 3 O + + HO -

40 40 Interaction dipôle-dipôle induit (Debye) La capacité de cette molécule à se polariser sous laction dun dipôle ou dun ion se mesure par sa polarisabilité La polarisabilité croît avec la taille de la molécule et son nombre délectrons. On constate que la molécule HI est moins polaire que la molécule HCl mais plus polarisable. entitéµ (D) Xe05,0 C6H6C6H6 010,5 H2H2 00,8 HCl1,02,6 HBr0,83,6 HI0,45,5 q+q- q+q-q+ q- approche NP Considérons une molécule non polaire NP, passant au voisinage dun dipôle. Son cortège électronique est déformé et elle se polarise par induction.

41 41 Interaction dipôle-dipôle induit Interaction dipôle-dipôle induit Linteraction dipôle-dipôle induit explique la solubilité des substances non polaires dans leau. Comment se fait-il que des molécules comme I 2, Br 2, Cl 2, O 2, CO 2 puissent passer en solution aqueuse (faiblement) ? IIII IIII Leau, molécule polaire, déforme (polarise) le nuage électronique de I 2 Leau induit temporairement un dipôle dans la molécule I 2 + O H - + O H - + -

42 42 Interaction dipôle instantané– dipôle induit (London) Interaction dipôle instantané– dipôle induit (London) Dans une molécule symétrique, le moment dipolaire est statistiquement nul. Cependant, à chaque instant la dissymétrie aléatoire du nuage électronique confère à la molécule un moment dipolaire instantané. Pendant leur brève existence, ces dipôles induisent dautres dipôles autour deux avec lesquels ils interagissent. Ce sont ces forces qui expliquent que des substances apolaires puissent former des phases condensées et des solutions (benzène, gaz rares, tétrachlorométhane…). Ces forces sont dautant plus grandes que les électrons sont nombreux et la molécule étendue. + néon Xénon + néon Xénon

43 43 Interaction dipôle instantané– dipôle induit (cas des halogènes) Comment expliquer que le dichlore soit gazeux, le dibrome liquide et le diiode solide à la température ambiante ? Par laccroissement de la taille, du nombre des électrons et de la polarisabilité des molécules de Cl 2 à I 2. Doù laccroissement de linteraction de London, du dichlore au diiode. MoléculeLongueur picomètres Nb e- Dichlore (gaz) Cl Dibrome (liquide) Br Diiode (solide) I

44 44 Résumé des interactions entre dipôles Intéressons nous à létat liquide. Des forces peuvent sexercer entre dipôles permanents (forces de Keesom), entre dipôles permanents et dipôles induits (forces de Debye) et entre dipôles instantanés (forces de London). Ces interactions sont toujours de courte portée, en 1/r 7 et faibles par rapport aux liaisons covalentes. Elles participent ensemble et simultanément à la cohésion de la matière (tableau ci-contre). On les désigne sous le nom de forces de Van Der Waals. Elles sont responsables de nombreuses propriétés physiques (solubilité, changement détat, viscosité) et interviennent dans les méthodes de fractionnement des mélanges. Espèce Keesom en % Debye en % London en % CCl C 2 H 5 OH C6H6C6H C 6 H 5 Cl13978 C 6 H 5 OH14977 H2OH2O85510

45 45 Résumé des interactions en chimie InteractionForceÉnergie kJ/mol Portée CovalenteTrès forte100 à 500longue Ionique1/r à 500longue Métallique1/r à 500Longue Ion-dipôle1/r 3 15 à 40Courte Dipôle-dipôle1/r 7 (liquide) 0,5 à 3 (sauf H) Très courte Liaison hydrogène1/r 7 5 à 30Très courte Dipôle-dipôle induit 1/r 7 0,02 à 0,5Très courte Dipôle instantané- Dipôle induit 1/r 7 0,5 à 10Très courte

46 46 Effet des interactions de Van Der Waals sur les propriétés physiques Au lycée, dès la classe de première S, le professeur fait le plus souvent possible le lien entre dune part la structure des entités et leurs interactions au niveau microscopique et dautre part le comportement macroscopique du système. Dans la première partie, « la mesure », il lui est donné loccasion dinterpréter le déplacement des porteurs de charges, la solvatation des ions et les conductivités ioniques molaires particulières de quelques uns dentre eux. Dans la seconde partie, « la chimie créatrice », les propriétés de solubilité, densité, changement détat des composés organiques sont interprétées en terme de liaisons intermoléculaires. Dans la troisième partie, « cohésion de la matière », lélève compare les ordres de grandeur des énergies mises en jeu dans les liaisons covalentes et dans les interactions intermoléculaires.

47 47 Interactions et solubilité Interactions et solubilité Likes dissolve likes : ainsi se résument les observations concernant la solubilité des solides, liquides et gaz dans les liquides. Ainsi, les espèces très polaires sont solubles dans les liquides polaires : le méthanol dans leau, leau dans lacétone, le chlorure dhydrogène et lammoniac dans leau. Cette solubilité est accentuée si des liaisons hydrogène peuvent se former. Leau peut dissoudre aisément les solides ioniques, en créant dans la solution des liens ions-dipôles importants. Les alcanes sont miscibles les uns aux autres, mais pas à leau. Cela ne signifie pas quil y ait répulsion entre molécules deau et dalcane. On qualifie souvent les lipides et les hydrocarbures despèces hydrophobes, mais en fait ce sont les molécules deau qui ont tendance à rester grouper pour diminuer lénergie potentielle du mélange qui, de ce fait, demeure hétérogène.

48 48 Interprétation de lhydrophobie Lhydrophobie ne résulte pas dune répulsion entre les molécules deau et dalcane. Il ny a que des forces dattraction en jeu ! Cependant, la tendance des molécules deau à sattirer les unes les autres par des liens hydrogène est forte, alors que les liens du type dipôle-dipôle induit entre molécules deau et dalcane sont nettement plus faibles. Le regroupement naturel des molécules deau abaisse lénergie potentielle du système et le mélange ne se fait pas. Interactions de London « Liaisons hydrogène »

49 49 Conséquences sur la miscibilité des alcools à leau (1) Le méthanol, léthanol et le propanol sont miscibles à leau, le butanol peu soluble, le pentanol très peu et au-delà, la miscibilité est quasi nulle. Dans le cas des monoalcools, on peut dire que la solubilité diminue avec la longueur de la chaîne carbonée (hydrophobe). Dans le cas des polyalcools, pour une même longueur de chaîne, la solubilité augmente avec le nombre de groupes fonctionnels OH substitués sur la chaîne : ainsi le butanediol est très soluble dans leau. Pour véhiculer lénergie, le sang solubilise le glucose, chaîne à six atomes de carbone portant six groupes polaires dont cinq groupes OH. Le même raisonnement peut être fait avec les amines RNH 2. Dans le cas de léthanol, la part hydrophobe de la molécule est très réduite, contrairement au cas de la molécule dhexanol.

50 50 Conséquences sur la miscibilité des alcools à leau (2) A nombre égal datomes de carbone, la partie hydrophobe dune molécule dalcool est plus longue dans le cas de chaînes linéaires que dans le cas de chaînes ramifiées et exige plus de molécules deau pour être solvatée. Les alcools ramifiés sont plus miscibles à leau que les alcools linéaires. Latome de carbone central du 2-méthylpropan2-ol, (à gauche), par exemple, est masqué aux molécules deau. Miscible à leau peu miscible à leau

51 51 Effets sur la température débullition Les hydrocarbures sont apolaires : les liaisons intermoléculaires dans les liquides sont du type «dipôle instantané-dipôle induit». Ces liaisons sont dautant plus fortes que les molécules sont polarisables, cest à dire longues et riches en électrons. Dans la série linéaire des alcanes, la température débullition croît donc avec la longueur de chaîne. De plus, pour les chaînes longues, limbrication des molécules est plus importante que pour les chaînes courtes. Enfin, lagitation thermique donne aux molécules une même énergie cinétique moyenne : les plus lourdes sont alors les plus lentes et les moins aptes à quitter le liquide. Teb = - 89° Teb = 69°

52 52 Conséquences sur la densité des liquides De quoi dépend la densité des liquides ? Du volume des molécules elle-mêmes, mais surtout des espaces intermoléculaires. Or ces espaces entre molécules sont dautant plus faibles que les interactions qui lient les molécules entre elles sont fortes. Le butanol et le pentane ont à peu près le même volume moléculaire mais dans le butanol les « liaisons hydrogène » contractent lespace intermoléculaire. La densité croît. d = 0,63 d = 0,81 La molécule de butan-2,3-diol peut donner plus de « liaisons hydrogène » que celle de butan-1-ol. La densité augmente en accord avec la structure. d = 1,0

53 53 Interaction dipôle-dipôle en biologie Les « liaisons hydrogène » sont à lorigine de la duplication de la molécule dADN, acide désoxyribonucléique qui reçoit le code génétique de toutes les espèces vivantes, animales et végétales. Les liaisons hydrogène sont essentielles en biologie. ADN

54 54 Repliement des protéines Les fonctions dune protéine reposent sur sa conformation unique, destinée à lui permettre la reconnaissance dune autre molécule et la liaison avec celle-ci. Sa forme résulte dun repliement des liaisons fortes par laction des « liaisons hydrogène » internes. Limage ci-dessous, à gauche, représente linsuline, une protéine qui contrôle la concentration de glucose sanguin. A droite, la porine.

55 55 Interactions « enzyme-substrat » Lenzyme hexokinase, ci-dessous en vert, doit fixer un « substrat », ici une molécule de glucose, susceptible de réagir pour se transformer en un « produit ». Le rôle de la protéine enzymatique est triple : fixer le substrat, catalyser sa transformation et le relâcher ensuite. Les interactions de type ion-dipôle et dipôle-dipôle y sont essentielles. glucose

56 56 Interactions «anticorps-antigène» Au sein de lorganisme, des protéines spécialisées, appelées anticorps, sont affectées à la capture de corps étrangers auxquels elles se lient comme le font les enzymes à leur substrat. Là encore, ce sont des liaisons hydrogène qui assurent laccrochage. En bleu lanticorps En rouge, lantigène

57 57 Questions : Pourquoi les anions ne donnent-il pas de complexes avec leau ? Pourquoi le glucose est-il solide et soluble dans leau ? Pourquoi la conductivité nest plus linéaire aux fortes concentrations ? Pourquoi ajouter des ions iodure pour solubiliser le diiode ? Pourquoi le toluène dissout-il le diiode ? Pourquoi MgS est-il moins soluble dans leau que NaCl ? Pourquoi lacide fumarique et lacide maléique nont-ils pas la même température débullition et la même solubilité dans leau ? Pourquoi le diméthyl-propane bout-il plus facilement que le pentane et se solidifie-t-il plus facilement ? Pourquoi faut-il dégazer lors dune extraction liquide-liquide ? Pourquoi le méthylpropanol est-il solide et soluble dans leau ? Pourquoi lessence nest-elle pas miscible à leau ? Pourquoi leau salée bout-elle au-delà de 100 °C ? Pourquoi le xénon peut-il se liquéfier et peut-il être utilisé en anesthésie ?

58 58 Résumé Les propriétés chimiques de la matière, mises en jeu dans les synthèses par exemple, sont interprétables essentiellement par les interactions de forte énergie entre atomes (liaisons ioniques et covalentes). Les propriétés de solubilité, changement détat, viscosité, tension superficielle, mises en jeu dans les méthodes danalyse et de purification (extraction, chromatographie, distillation), sont interprétables par les interactions faibles, ion-dipôle ou dipôle-dipôle (Van der Waals). Les caractères spécifiques de certaines molécules de la biologie (protéines, ADN, enzymes, lipides,..) sont dues à lexistence des liaisons intermoléculaires de faible énergie, la température au sein des êtres vivants nautorisant pas les transformations très énergétiques.

59 59 Vocabulaire à retenir Vocabulaire à retenir Glossaire : –Atome, molécule, ion, entité –Liaison interatomique, covalente, ionique, métallique –Liaison intermoléculaire, liaison hydrogène –Électronégativité, dipôle, polaire, apolaire, moment dipolaire –Dipôle permanent, dipôle induit, dipôle instantané –Solvatation, hydratation, cohésion, fusion, vaporisation, ébullition, température –Cristallisé, amorphe, liquide, gazeux –Énergie potentielle, énergie cinétique, énergie de liaison –Hydrophobie, hydrophilie, solubilité, miscibilité Définissez les termes dans un contexte

60 60 Bibliographie et sites internet Ouvrages : René Didier, Chimie générale 1997, TEC &DOC René Gaboriaud, Physico-chimie des solutions, 1996, Masson P.W Atkins, Éléments de chimie physique, 1998, De Boeck Sites internet htm htm Un site excellent sur la chimie, désigné par « lessentiel en chimie organique » de jj wawrzyniak (un bug empêche de louvrir par son adresse) Pour des infos sur produits chimiques, le moteur :

61 61 Fin du diaporama Fin du diaporama Textes, mise en page et compilation internet : Robert GLEIZE (membre du Groupe dExperts pour les programmes de S.P.C)


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