Interactions dans les édifices chimiques Chapitre 13 : Interactions dans les édifices chimiques Les objectifs de connaissance : Connaitre les différents modes d’électrisation ; Connaître la structure d’un solide ionique ; Définir l’électronégativité et son influence sur une liaison covalente ; Connaître l’équivalence entre dipôle électrique et liaison covalente polarisée ; Connaître la constitution d’un solide moléculaire ; Connaître les forces intermoléculaires. Les objectifs de savoir-faire : Prévoir si une molécule est polaire ; Interpréter la cohésion des solides ioniques et moléculaires. Thème : COMPRENDRE Domaine : Cohésion et transformation de la matière

Voir TP n°14 : « Les interactions électriques » Définitions : L’électrisation est un transfert d’électrons entre deux corps ; Les corps qui ne possèdent pas d’électrons libres ne peuvent pas conduire le courant électrique : ils sont appelés isolants (ou encore diélectriques) ; Un matériau dans lequel les charges électriques peuvent se déplacer facilement s’appelle un conducteur. On peut considérer qu’un métal est formé d’un réseau d’ions positifs rigidement liés les uns aux autres dans lequel des électrons libres, environ un par atome, peuvent se déplacer dans l’ensemble du conducteur.  La charge électrique globale portée par un conducteur se répartie dans le conducteur.

A RETENIR : Un corps qui possède un excès d'électrons est chargé négativement ; Un corps qui possède un défaut d'électrons est chargé positivement. 1.1. Électrisation par frottement (ou triboélectricité) Lorsqu'on frotte, la baguette sur la laine, il se produit un transfert d'électrons de la laine vers la baguette La laine est chargée positivement (défaut d'électrons), la baguette est chargée négativement (excès d'électrons). 1.2. Électrisation par contact

1.3. Électrisation par influence Avant d’approcher un corps électrisé A l’approche d’une baguette de PVC (chargée négativement), les électrons de l’atome sont repoussés : l’atome se polarise  La charge électrique globale portée par un isolant reste localisée.

2. Cohésion des solides ioniques 2.1. La loi de Coulomb Les expériences d’électrisation nous montrent qu’il n’y a que deux espèces de charges électriques : Les charges positives : elles apparaissent sur du plexiglas (ou du verre) frotté avec de la laine ; Les charges négatives : elles apparaissent sur du PVC frotté avec de la laine. Rappel : Exercice : n°9 p164

Exercice n°1 : Interaction entre plusieurs charges Soient trois charges, qA, qB et qC, situées respectivement aux points A, B, C alignés. Données : qA = qB = q = 1 C ; qC = - q =  1 C ; AB = BC = d = 25 cm ; AC = 2d Quelle est la résultante des forces électrostatiques agissant sur qA ? Réponse : et  Ces forces ont même direction mais des sens contraires. La résultante de ces forces, tend à éloigner la charge qA des deux autres charges. A.N. : FA = 0,108 N

Force F2 qui s’exerce sur q2 ? Exercice n°2 : Composition de forces électriques Force F2 qui s’exerce sur q2 ?

2.2. Structure des solides ioniques Définition : Un solide ionique (ou cristal ionique) est constitué d’un empilement compact et régulier (ou arrangement) de cations et d’anions (assimilés à des sphères dures) dans l’espace. Un solide ionique est électriquement neutre. Exemple :

Noms et formules chimiques de quelques cations Noms et formules chimiques de quelques anions À RETENIR : La formule chimique d’un solide ionique (ou formule statistique) comporte le nombre minimal de cations et d’anions permettant la neutralité électrique. Elle commence toujours par le symbole du cation. La cohésion d’un solide ionique est assurée par des liaisons ioniques : les ions sont soumis à des interactions électrostatiques respectant la loi de Coulomb.

Voir TP n°15 : « Extraction d’une espèce chimique » Exemples : Remarques : Il existe plusieurs types d’empilements dans les cristaux ioniques ; Les solides ioniques ne conduisent pas l’électricité : les ions ne sont pas mobiles. Voir TP n°15 : «  Extraction d’une espèce chimique » Exercice : n°10 p164 3. Cohésion des solides moléculaires 3.1. électronégativité Définition : L'électronégativité d'un élément chimique est une grandeur qui caractérise sa tendance à attirer le doublet d’électrons vers lui lors de la formation d'une liaison covalente avec un autre élément. On la note . Les électronégativités dans le tableau périodique :

Remarque : il y existe plusieurs échelles d’électronégativité (l'échelle de Pauling (1932), l'échelle de Mulliken (1934), L'échelle de Allred et Rochow (1958),…). À RETENIR : Plus l’électronégativité d’un atome est élevée, plus celui-ci attire à lui les électrons d’une liaison covalente :  Plus les électrons de la liaison sont proches du noyau, plus l’attraction (entre protons et électrons) est importante et plus la liaison avec un autre atome sera polarisée. Dans le tableau périodique, l’électronégativité (selon Pauling) augmente de gauche à droite (pour une période) et de bas en haut (pour une famille) : Variation de l’électronégativité dans le tableau périodique selon l’échelle de Pauling(1). 1 Linus Carl PAULING (1901-1994) est un chimiste et physicien américain, dont les recherches dans le domaine de la structure des molécules permirent de découvrir des notions importantes sur les liaisons chimiques.

+  3.2. Polarité d’une liaison et moment dipolaire Définitions : Un dipôle électrique (ou électrostatique) est l’ensemble constitué de deux charges ponctuelles opposées (–q et + q) séparées par une distance d : +  Modélisation Un dipôle électrique est caractérisé par son moment dipolaire, il se note (vecteur reliant le barycentre des charges négatives au barycentre des charges positives) et s’exprime, dans le système international (SI), en coulomb.mètre (symbole : C.m) : Remarque : usuellement, on exprime le moment dipolaire en Debye (symbole : D). 1 D = 3,335 641 × 1030 C.m

À RETENIR : Une liaison entre deux atomes, A et B, ayant des électronégativités différentes est polarisée : ils forment une liaison covalente polarisée (ou polaire) ; Plus la différence d’électronégativité entre les 2 atomes A et B est importante, plus la liaison est polarisée et plus le moment dipolaire p(AB) est élevé :

Exemples : Exercice : n°14 p165 3.3. Les interactions de Van der Waals Définitions : Les interactions de Van der Waals sont des interactions, à courte distance, de faibles intensités, le plus souvent attractives, entre dipôles électriques (atomes et molécules ou molécules et cristal). Remarques :

Les interactions de Van der Waals concernent les molécules polaires comme les molécules apolaires : Une molécule polaire possède un moment dipolaire permanent (liaison polarisée) ; Le nuage électronique des atomes est déformable : une polarisation temporaire peut apparaitre sous l’influence d’une entité polaire. Ainsi, un moment dipolaire instantané (ou induit) apparait sur les molécules apolaires (polarisée par influence). Les interactions de Van der Waals sont plus faibles que les liaisons électrostatiques des solides ioniques et que les liaisons covalentes que l’on trouve dans les molécules. 3.4. Les liaisons hydrogène Définition : Une liaison hydrogène est une liaison qui s’établit entre un atome d’hydrogène lié à un atome A très électronégatif (oxygène, azote, chlore ou fluor) et un autre atome B également très électronégatif (oxygène, azote, chlore ou fluor) porteur d’un doublet non liant :

Liaisons hydrogène entre les molécules d’éthanol À RETENIR : La liaison hydrogène correspond à une interaction électrostatique entre l’atome d’hydrogène (excès de charge positive) et le doublet non liant d’un autre atome (O, N, Cℓ ou F). Remarque : les trois atomes participant à une liaison hydrogène sont généralement alignés. Exemples : Liaison hydrogène entre des molécules d'eau 2 Liaisons hydrogène entre les molécules d’éthanol Exercice : n°16 p165 3.5. Les solides moléculaires Définition : Un solide (ou un cristal) moléculaire est constitué d’un empilement régulier de molécules dans l’espace (arrangement).

Structure du chlorure d’iode solide À RETENIR : La cohésion des solides moléculaires est assurée par deux types d’interactions intermoléculaires : Les interactions entre dipôles électriques permanents ou instantanés appelées « interactions de Van der Waals » ; Les liaisons hydrogène. Remarque : ces interactions apparaissent également dans les liquides (voir chapitre suivant). Exemples : Structure du chlorure d’iode solide (ICℓ) Les molécules de chlorure d’iode forment des dipôles électriques qui sont en interaction (interactions dipôles-dipôles) et sont responsables de la structure du solide. Structure de la glace (tétraèdres) Dans la glace, chaque molécule d’eau forme des liaisons hydrogène avec quatre autres molécules d’eau.