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Les interactions molculaires Structure de la glace 1 Note introductive Ce diaporama a t ralis dans le but de complter la formation des enseignants du Lyce ayant en charge la classe de Premire S. Les interactions intermolculaires jouent en effet un grand rle dans les transformations et les mthodes danalyse tudies dans ce programme. Aucune exploitation, autre que pdagogique, ne peut en tre faite. 2 Les acquis de la classe de seconde Les briques lmentaires de la chimie : atomes, molcules Les rgles dassociation des atomes pour constituer des molcules, difices couches lectroniques externes fermes La raction chimique, processus conduisant au remaniement des structures molculaires par la cration et/ou la rupture de liaisons fortes entre atomes

Existence des solutions aqueuses et calcul de la concentration dun solut dans un solvant 3 La cohsion de la matire sont les causes de la cohsion desQuelles structures molculaires, ioniques, mtalliques et des phases condenses (liquides et solides) ? Existe-t-il une relation entre la structure de la matire et ses proprits physico-chimiques ? Si oui, quelles consquences de q lexistence des liaisons faibles est-il possible de prvoir sur les proprits physico-chimiques de la matire ? 4 Les niveaux de structuration de la matire La matire est structure plusieurs niveaux : 1. Le niveau nuclaire, o linteraction forte lie les nuclons entre eux pour constituer le noyau de latome

2. Le niveau atomique, o linteraction lectromagntique lie les lectrons au noyau selon les rgles de la mcanique quantique (rgle de Klechkowski, rgle de Hund, principe dexclusion de Pauli) 3. Le niveau molculaire, o les atomes sont lis par des liaisons covalentes, (lectromagntique), qui obissent la mcanique quantique, (principe dexclusion de Pauli, rgle de loctet) La liaison covalente peut stendre tout un cristal et donner naissance aux solides covalents (diamants), ioniques et mtalliques 4. Le niveau des phases condenses (liquides et solides molculaires), o la cohsion est assure par des interactions lectromagntiques moins nergtiques et non soumises aux rgles dexclusion Aprs avoir rappel les principes qui conduisent aux entits (molcules, ions) nous envisagerons les interactions qui les lient pour constituer les 5 phases condenses molculaires. La liaison chimique Son caractre universel : elle repose sur linteraction lectromagntique et rsulte donc des attractions (surtout) et rpulsions (beaucoup moins) entre charges lectriques Son caractre spcifique : selon sa nature et lnergie mise en jeu, elle conditionne les ractions chimiques (liaisons covalente, ionique et mtallique) ou les proprits physiques de la matire et certaines proprits des molcules biochimiques

(interactions ions-diple et diple-diple) 6 Allure gnrale des interactions dans la matire nergie potentielle Rpulsion Distance dquilibre Attraction Distance entre entits Atomes ions noyaux molcule s macromolcule s lectron s 7

Les tats physiques de la matire Quest-ce qui conditionne ltat physique dune substance la temprature ordinaire ? Pourquoi cet tat diffre-t-il dune substance une autre ? Leau et lthanol sont ltat liquide, le dioxygne et le diazote ltat gazeux, le fer et le chlorure de sodium ltat solide Pourquoi cet tat physique change-t-il avec la temprature ? Solide liquide gaz 8 Les tats physiques de la matire : un bras de fer entre agitation thermique et forces de cohsion La matire est constitue datomes, de molcules ou dions,

maintenus par des interactions de cohsion. Ces entits, constituant la matire, sont soumises en permanence une agitation thermique qui se manifeste par la temprature. Dans un gaz par exemple, la temprature est directement lie la vitesse moyenne des molcules. Cest limportance relative de ces deux facteurs (interaction et agitation) qui permet aux entits de se regrouper (phases condenses liquides et solides) ou de rester isoles (gaz). Si les forces de cohsion sont trs importantes par rapport lagitation thermique, les entits simmobilisent et se structurent en rseaux solides. Si la cohsion est un peu moins forte, les entits restent en contact mais se meuvent les unes par rapport aux autres : la matire est ltat liquide. Si la cohsion est trs faible, lagitation maintient les entits distance : la matire est ltat gazeux. 9 La liaison covalente La liaison covalente rsulte de la mise en commun dlectrons par des atomes afin dobtenir la configuration de plus basse nergie potentielle du systme, savoir la configuration dun gaz rare couches lectroniques fermes. Considrons le cas de la formation de la molcule H partir de deux 2 atomes H : dans latome isol, llectron occupe un nuage diffus, de symtrie sphrique, appel orbitale atomique 1S. La combinaison des orbitales atomiques des deux atomes H conduit deux orbitales molculaires, dnergies et de formes diffrentes et *. La premire,

dite liante, est localise entre les deux atomes, la seconde, dite antiliante, est constitue de deux lobes pointant vers lextrieur. * H 1S H 1S Orbitale antiliante nergie Orbitale liante 10 La liaison covalente Chaque orbitale, liante ou antiliante, peut recevoir deux lectrons au maximum. La molcule devient une entit plus stable que les atomes spars si les lectrons dans des orbitales liantes sont plus nombreux que les lectrons dans des orbitales antiliantes. Zones disodensit antiliante

liante 11 La liaison covalente Dans la molcule H , les deux lectrons de liaison se placent dans lorbitale 2 liante dont lnergie potentielle est plus basse que celle des atomes spares. H Orbitale antiliante inoccupe H Orbitale atomique nergie Orbitale liante occupe Lhlium, He, ne peut donner la molcule He car les orbitales liantes et antiliantes y seraient occupes, ce qui ne stabiliserait pas le systme.

2 Orbitale antiliante occupe He Orbitale atomique H He nergie 12 Orbitale liante occupe La liaison covalente multiple Ci-dessous et ci-contre, les schmas des orbitales liantes et de lthne (thylne) et de lthyne (actylne)

Ci-contre les reprsentations du benzne : - nuage lectronique - modle compact - modle clat - formule topologique 13 Liaison covalente dans les solides Les liaisons covalentes sont trs stabilisantes pour le systme et donc trs solides. Lnergie fournir pour les rompre est gale lnergie potentielle gagne par la cration de la liaison. Elles sont diriges selon laxe des atomes lis et conduisent des structures gomtriques rgulires et diverses ltat solide. La temprature de fusion des composs covalents est trs leve : le diamant fond 3500 K et le graphite se sublime 3700 K. Graphite : structure en plans lis par forces de Van der Waals. Quartz Si O

Diamant : structure ttradrique lie par covalence forte. Structure de la cristobalite SiO2 14 partiellement ionique Liaison mtallique dans les solides Les liaisons dans un mtal solide sont fortes, car de type covalent, mais elles ne prsentent pas la directivit des liaisons covalentes entre non mtaux. Les lectrons externes occupent les niveaux dnergie correspondant aux orbitales liantes de la bande de conduction Les proprits en relation avec la structure sont : temprature de fusion leve (sauf mercure) conductibilits lectrique et thermique leves + + + +

+ + + + + + + + + + + + + + +

+ + + + + + + + + + + + + + +

+ + + + + + lectrons dlocaliss 15 chelle dlectrongativit 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 16 La liaison ionique Lorsque deux atomes lis ont des lectrongativits trs diffrentes, la liaison covalente est totalement dissymtrique. Lun des atomes transfre quasiment son (ses) lectron (s) lautre et chacun des atomes devient un ion. Lattraction lectrostatique qui en rsulte nest plus oriente et, tout comme pour les mtaux, les ions forms se rassemblent en structures gomtriques correspondant lempilement maximum. Na Na+ Cl Cl- 11+ 17+

11+ 17+ Na+ Cl- Rseau ionique 17 Interactions ioniques dans les solides La temprature de fusion de NaCl est 800C. Celle de MgO est 2800C. Les interactions entre ions dans un solide sont donc trs fortes : elles obissent la loi de Coulomb en 1/r et sont de longue porte. Un ion ninteragit donc pas seulement avec ses plus proches voisins mais au-del. Linteraction dpend de la valeur de la charge et de la taille des ions, qui conditionne la distance entre eux. ion Taille

pm ion Taille pm Espce nergie Espce nergie rticulaire rticulaire Li+ 59 Na+ 102 LiF 1037 Mg2+ 72 O2-

140 NaF 926 kJ/mol NaCl 786 F- Cl- 181 MgO 3850 133 LiCl 852 MgS 3406 18 Quelques structures cristallines De nombreux solides ioniques et mtalliques cristallisent dans ces trois systmes : 19

Quelques minraux cristalliss ioniques Cristaux de fluorine CaF2 Remarquer la correspondance macroscopique-microscopique modle de la structure cubique par diffraction des rayons X 20 Quelques minraux cristalliss ioniques Visualisation directe de la structure cubique par microscopie lectronique Cristaux de galne PbS Remarquer la correspondance microscopique-macroscopique 21 Les trois types de liaison interatomique Na Na+ e- Cl

Cl Br Fe Cl- Cl Fe Fe Fe Br mer dlectrons Fe Fe Liaison ionique mtallique liaison covalente liaison 22

Quest-ce qui permet lexistence dune goutte deau ? La molcule deau comporte deux liaisons entre latome doxygne et les atomes dhydrogne). Un tel difice est stable et peut exister ltat libre, contrairement aux atomes qui le constituent. Comment expliquer quune goutte deau ait tendance se former ? Les molcules y sont-elles lies par des liaisons covalentes fortes ? Non ! Car un lectron provenant dun atome extrieur une molcule ayant ses orbitales liantes dj satures serait contraint de se placer dans une orbitale antiliante. Cela dstabiliserait le systme. Linterpntration des molcules est donc interdite par la rgle dexclusion de Pauli. Au sein des liquides, ce nest pas la liaison forte covalente qui lie les molcules entre elles. 23 Polarit dune molcule Considrons une molcule covalente diatomique : si les atomes sont identiques

(Cl2) ou de mme lectrongativit (CS), la liaison est non polarise car la rpartition des charges est statistiquement symtrique. Considrons une molcule covalente polyatomique faite datomes dlectrongativits diffrentes mais dont la forme est symtrique : la molcule est statistiquement non polarise. Cl Cl Cl- Cl- - 2 C O C Cl Cl- -

O - 24 Polarit dune molcule : moment dipolaire Considrons une molcule covalente non symtrique : si les atomes sont dlectrongativits diffrentes, la rpartition des charges est aussi dissymtrique. Elle induit un moment dipolaire permanent (en debye D), dont la valeur est proche de la diffrence dlectrongativit. q+ q- Moment dipolaire = q x r H Cl H O

H Cl - H+ C Cl Cl25 Une molcule polaire : leau La molcule deau = 1,87 D Les doublets libres O H Les doublets de liaison H 26 Interaction charges-diples Une intressante exprience dlectrostatique permet de montrer lexistence des interactions entre charges isoles et molcules

dipolaires mobiles. Il suffit dun bton dbonite et dun filet deau. Dviation dun filet deau par un bton dbonite lectris -- bonite charge - ---27 Interaction ion-diple : solvatation Linteraction entre un ion et une molcule de solvant polaire est en 1/ r3, forte et de longue porte. Elle est lie la taille de lion (cation < anion) et sa charge, ainsi quau moment dipolaire du solvant. AH H + M+ - + O H H

O Hydratation dun anion et dun cation q+ q- Z+ Elle explique la solubilit des composs ioniques dans leau, et leur insolubilit dans les solvants apolaires. Linteraction entre leau et les cations peut aller jusqu la formation de complexes lis. 28 Interaction ion-diple : solvatation Les cations de petite taille (Li+) sont fortement solvats, et leur cortge de solvatation est important. Les anions sont plus gros et donc moins solvats. Ils ne forment aucun complexe avec leau. Lnergie de solvatation dpend de la charge et de la taille de lion :

Mn+ ion Taille pm E kJ/mol - H O H Na+ Cl- Mg2+ 102 182 72 - 405 - 160 - 1920 Chaque ion solvat sentoure

statistiquement dions de charge oppose solvats. A distance gale, lattraction entre deux ions est 80 fois plus faible dans leau que dans le vide. Les ions nont plus 29 tendance sy regrouper. Animation solvatation En nacl.exe retournant laffichage normal et en cliquant sur licne de gauche, une animation solvatation se lance. 30 Interactions entre diples nergie potentielle Rpulsion Distance entre les diples nergie minimale

Attraction A courte distance, les forces attractives de Van Der Waals, gnralement en 1/r7, sont concurrences par des forces rpulsives en 1/r 12. 31 Interaction diple-diple (Keesom) + - + - - + - + + - +

- - + - + + - + - - + - + Liens diple-diple Glace

A ltat solide, la force dattraction est en 1/r4, de courte porte. Une faible lvation de temprature fait osciller et scarter les diples, diminuant la cohsion jusqu la fusion du solide. Dans la glace, les molcules deau sont maintenues par des forces diple-diple. La temprature de fusion de leau est beaucoup plus basse que celle du fer, du diamant ou du chlorure de sodium. 32 Interaction diple-diple + - -+ + - -

+ - + + - + - - + - + + - + -

+ - Phase fixe + En chromatographie dadsoption, ce sont des liaisons diple-diple qui retiennent les divers constituants du mlange sur la phase fixe ou les entranent avec lluant. Selon les importances relatives de ces liaisons, le constituant migre plus ou moins. - + - - + - +

- + Solut + - - + - + + luant Dans les liquides, les diples sont mobiles et les forces sont en 1/r . 7 Statistiquement, les moments dipolaires sannulent. Lorsque lagitation thermique est suffisante pour rompre les liaisons diple-diple, le liquide se vaporise. 33 Interaction diple-diple

Liaison hydrogne Un cas particulier dinteraction diple-diple, est celui de la liaison hydrogne . Cest la plus forte des liaisons intermolculaires. Elle se manifeste uniquement entre une molcule qui comporte un atome dhydrogne li un atome X trs lectrongatif (N, O ou F) et un autre atome, Y, possdant un doublet libre (F, O ou N) : X H ----------- Y + O H O H H H 34 Liaison hydrogne dans leau 35

Interaction diple-diple Lexistence de ces liaisons explique que le mthanol soit ltat liquide 25C alors que lthane, de masse molaire identique, est gazeux 36 Interaction diple-diple Lexistence dinteractions fortes entre les molcules deau et le groupe caractristique OH de lalcool justifie la solubilit du mthanol dans leau (alors que lthane y est insoluble). 37 Interaction diple-diple O N Lexistence de liaisons hydrogne fortes entre les molcules deau et latome dazote du groupe NHn de lammoniac et des amines justifie la solubilit de lammoniac et des amines courte chane carbone dans leau. 38 Liaison hydrogne et change de protons La liaison hydrogne 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 (caractre basique de NH 3). Ceci nest pas en contradiction avec le principe dexclusion de Pauli, car aucun lectron nouveau nest apport. Le mcanisme scrit : H2O + NH3 HO- + NH4+ _ H O H H O N H H H + H H N H H

Dans leau, ce type de raction se manifeste entre deux molcules deau proches et conduit au transfert dun proton ou autodissociation : H2O + H2O H3O+ + HO- 39 Interaction diple-diple induit (Debye) Considrons une molcule non polaire NP, passant au voisinage dun diple. Son cortge lectronique est dform et elle se polarise par induction. q+ q+ q- q- approche q+ NP q-

entit (D) Xe 0 5,0 C6 H6 0 10,5 H2 0 0,8 HCl 1,0 2,6 HBr

0,8 3,6 HI 0,4 5,5 La capacit de cette molcule se polariser sous laction dun diple ou dun ion se mesure par sa polarisabilit La polarisabilit crot avec la taille de la molcule et son nombre dlectrons. On constate que la molcule HI est moins polaire que la molcule HCl mais plus polarisable. 40 Interaction diple-diple induit Linteraction diple-diple induit explique la solubilit des substances non polaires dans leau. Comment se fait-il que des molcules comme I2, Br2, Cl2, O2, CO2 puissent passer en solution aqueuse (faiblement) ? I I - O H

H + - Leau, molcule polaire, dforme (polarise) le nuage lectronique de I2 I I Leau induit temporairement un diple dans la molcule I2 + - O H H + 41 Interaction diple instantan diple induit (London)

+ - + non Xnon - - + - + non Xnon Dans une molcule symtrique, le moment dipolaire est statistiquement nul. Cependant, chaque instant la dissymtrie alatoire du nuage lectronique confre la molcule un moment dipolaire instantan. Pendant leur brve existence, ces diples induisent dautres diples autour deux avec lesquels ils interagissent. Ce sont ces forces qui expliquent que des substances apolaires puissent former des phases condenses et des solutions (benzne, gaz rares, ttrachloromthane). Ces forces sont dautant plus grandes que les lectrons sont nombreux et la molcule tendue. 42 Interaction diple instantan

diple induit (cas des halognes) Comment expliquer que le dichlore soit gazeux, le dibrome liquide et le diiode solide la temprature ambiante ? Par laccroissement de la taille, du nombre des lectrons et de la polarisabilit des molcules de Cl2 I2. Do laccroissement de linteraction de London, du dichlore au diiode. Molcule Longueur Nb epicomtres Dichlore (gaz) Cl2 199

34 Dibrome 229 (liquide) Br2 70 Diiode (solide) I2 106 266 43 Rsum des interactions entre diples Intressons nous ltat liquide. Des forces peuvent sexercer entre diples permanents (forces de Keesom), entre diples permanents et diples induits (forces de Debye) et entre diples instantans (forces de London). Ces interactions sont toujours de courte porte, en 1/r7 et faibles par rapport aux liaisons covalentes. Elles participent ensemble et simultanment la cohsion de la matire (tableau ci-contre). On les dsigne sous le nom de forces de

Van Der Waals. Elles sont responsables de nombreuses proprits physiques (solubilit, changement dtat, viscosit) et interviennent dans les mthodes de fractionnement des mlanges. Espce Keesom Debye en % en % London en % CCl4 0 0 100 10 48 C2H5OH 42 C6H6

0 0 100 C6H5Cl 13 9 78 C6H5OH 14 9 77 85 5 10 H2O 44

Rsum des interactions en chimie Interaction Force nergie kJ/mol Porte Covalente Trs forte 100 500 longue Ionique 1/r2 100 500 longue Mtallique 1/r2

100 500 Longue Ion-diple 1/r3 15 40 Courte Diple-diple 1/r7 (liquide) 0,5 3 (sauf H) Trs courte Liaison hydrogne 1/r7 5 30 Trs courte Diple-diple induit Diple instantanDiple induit

1/r7 0,02 0,5 Trs courte 1/r7 0,5 10 Trs courte 45 Effet des interactions de Van Der Waals sur les proprits physiques Au lyce, ds la classe de premire S, le professeur fait le plus souvent possible le lien entre dune part la structure des entits et leurs interactions au niveau microscopique et dautre part le comportement macroscopique du systme. Dans la premire partie, la mesure , il lui est donn loccasion dinterprter le dplacement des porteurs de charges, la solvatation des ions et les conductivits ioniques molaires particulires de quelques uns dentre eux. Dans la seconde partie, la chimie cratrice , les proprits de solubilit, densit, changement dtat des composs organiques sont interprtes en terme de liaisons intermolculaires. Dans la troisime partie, cohsion de la matire , llve compare les ordres de grandeur des nergies mises en jeu dans

les liaisons covalentes et dans les interactions intermolculaires. 46 Interactions et solubilit Likes dissolve likes : ainsi se rsument les observations concernant la solubilit des solides, liquides et gaz dans les liquides. Ainsi, les espces trs polaires sont solubles dans les liquides polaires : le mthanol dans leau, leau dans lactone, le chlorure dhydrogne et lammoniac dans leau. Cette solubilit est accentue si des liaisons hydrogne peuvent se former. Leau peut dissoudre aisment les solides ioniques, en crant dans la solution des liens ions-diples importants. Les alcanes sont miscibles les uns aux autres, mais pas leau. Cela ne signifie pas quil y ait rpulsion entre molcules deau et dalcane. On qualifie souvent les lipides et les hydrocarbures despces hydrophobes, mais en fait ce sont les molcules deau qui ont tendance rester grouper pour diminuer lnergie potentielle du mlange qui, de ce fait, demeure htrogne. 47 Interprtation de lhydrophobie

Lhydrophobie ne rsulte pas dune rpulsion entre les molcules deau et dalcane. Il ny a que des forces dattraction en jeu ! Cependant, la tendance des molcules deau sattirer les unes les autres par des liens hydrogne est forte, alors que les liens du type diple-diple induit entre molcules deau et dalcane sont nettement plus faibles. Le regroupement naturel des molcules deau abaisse lnergie potentielle du systme et le mlange ne se fait pas. Liaisons hydrogne Interactions de London 48 Consquences sur la miscibilit des alcools leau (1) Le mthanol, lthanol et le propanol sont miscibles leau, le butanol peu soluble, le pentanol trs peu et au-del, la miscibilit est quasi nulle. Dans le cas de lthanol, la part

hydrophobe de la molcule est trs rduite, contrairement au cas de la molcule dhexanol. Dans le cas des monoalcools, on peut dire que la solubilit diminue avec la longueur de la chane carbone (hydrophobe). Dans le cas des polyalcools, pour une mme longueur de chane, a solubilit augmente avec le nombre de groupes fonctionnels OH ubstitus sur la chane : ainsi le butanediol est trs soluble dans leau. Pour vhiculer lnergie, le sang solubilise le glucose, chane six atomes de carbone portant six groupes polaires dont cinq groupes OH. Le mme raisonnement peut tre fait avec les amines RNH2. 49 Consquences sur la miscibilit des alcools leau (2) A nombre gal datomes de carbone, la partie hydrophobe dune molcule dalcool est plus longue dans le cas de chanes linaires que dans le cas de chanes ramifies et exige plus de molcules deau pour tre solvate. Les alcools ramifis sont plus miscibles leau que les alcools linaires. Latome de carbone central du 2-mthylpropan2-ol, ( gauche), par exemple, est masqu aux molcules deau. Miscible leau peu miscible leau

50 Effets sur la temprature dbullition Les hydrocarbures sont apolaires : les liaisons intermolculaires dans les liquides sont du type diple instantan-diple induit. Ces liaisons sont dautant plus fortes que les molcules sont polarisables, cest dire longues et riches en lectrons. Dans la srie linaire des alcanes, la temprature dbullition crot donc avec la longueur de chane. De plus, pour les chanes longues, limbrication des molcules est plus importante que pour les chanes courtes. Enfin, lagitation thermique donne aux molcules une mme nergie cintique moyenne : les plus lourdes sont alors les plus lentes et les moins aptes quitter le liquide. Teb = - 89 Teb = 69 51 Consquences sur la densit des liquides De quoi dpend la densit des liquides ? Du volume des molcules elle-mmes, mais surtout des espaces intermolculaires. Or ces espaces entre molcules sont dautant plus faibles que les interactions qui lient les molcules entre elles sont fortes. Le butanol et le pentane ont peu prs le mme volume molculaire mais dans le butanol les liaisons hydrogne contractent lespace intermolculaire. La densit crot. d = 0,63 La molcule de butan-2,3-diol peut

donner plus de liaisons hydrogne que celle de butan-1-ol. La densit augmente en accord avec la structure. d = 0,81 52 d = 1,0 Interaction diple-diple en biologie Les liaisons hydrogne sont lorigine de la duplication de la molcule dADN, acide dsoxyribonuclique qui reoit le code gntique de toutes les espces vivantes, animales et vgtales. Les liaisons hydrogne sont essentielles en biologie. ADN 53 Repliement des protines Les fonctions dune protine reposent sur sa conformation unique, destine lui permettre la reconnaissance dune autre molcule et la liaison avec celle-ci. Sa forme rsulte dun repliement des liaisons fortes par laction des liaisons hydrogne internes. Limage ci-dessous, gauche, reprsente linsuline, une protine qui contrle la concentration de glucose sanguin. A droite, la porine.

54 Interactions enzyme-substrat Lenzyme hexokinase, ci-dessous en vert, doit fixer un substrat , ici une molcule de glucose, susceptible de ragir pour se transformer en un produit . Le rle de la protine enzymatique est triple : fixer le substrat, catalyser sa transformation et le relcher ensuite. Les interactions de type ion-diple et diple-diple y sont essentielles. glucose 55 Interactions anticorps-antigne Au sein de lorganisme, des protines spcialises, appeles anticorps, sont affectes la capture de corps trangers auxquels elles se lient comme le font les enzymes leur substrat. L encore, ce sont des liaisons hydrogne qui assurent laccrochage. En bleu lanticorps En rouge, lantigne 56 Questions :

Pourquoi les anions ne donnent-il pas de complexes avec leau ? Pourquoi le glucose est-il solide et soluble dans leau ? Pourquoi la conductivit nest plus linaire aux fortes concentrations ? Pourquoi ajouter des ions iodure pour solubiliser le diiode ? Pourquoi le tolune dissout-il le diiode ? Pourquoi MgS est-il moins soluble dans leau que NaCl ? Pourquoi lacide fumarique et lacide malique nont-ils pas la mme temprature dbullition et la mme solubilit dans leau ? Pourquoi le dimthyl-propane bout-il plus facilement que le pentane et se solidifie-t-il plus facilement ? Pourquoi faut-il dgazer lors dune extraction liquide-liquide ? Pourquoi le mthylpropanol est-il solide et soluble dans leau ? Pourquoi lessence nest-elle pas miscible leau ? Pourquoi leau sale bout-elle au-del de 100 C ? Pourquoi le xnon peut-il se liqufier et peut-il tre utilis en anesthsie ?

57 Rsum Les proprits chimiques de la matire, mises en jeu dans les synthses par exemple, sont interprtables essentiellement par les interactions de forte nergie entre atomes (liaisons ioniques et covalentes). Les proprits de solubilit, changement dtat, viscosit, tension superficielle, mises en jeu dans les mthodes danalyse et de purification (extraction, chromatographie, distillation), sont interprtables par les interactions faibles, ion-diple ou diple-diple (Van der Waals). Les caractres spcifiques de certaines molcules de la biologie (protines, ADN, enzymes, lipides, ..) sont dues lexistence des liaisons intermolculaires de faible nergie, la temprature au sein des tres vivants nautorisant pas les transformations trs nergtiques. 58 Vocabulaire retenir Glossaire

: Atome, molcule, ion, entit Liaison interatomique, covalente, ionique, mtallique Liaison intermolculaire, liaison hydrogne lectrongativit, diple, polaire, apolaire, moment dipolaire Diple permanent, diple induit, diple instantan Solvatation, hydratation, cohsion, fusion, vaporisation, bullition, temprature Cristallis, amorphe, liquide, gazeux nergie potentielle, nergie cintique, nergie de liaison Hydrophobie, hydrophilie, solubilit, miscibilit Dfinissez les termes dans un contexte 59

Bibliographie et sites internet Ouvrages : Ren Didier, Chimie gnrale 1997, TEC &DOC Ren Gaboriaud, Physico-chimie des solutions, 1996, Masson P.W Atkins, lments de chimie physique, 1998, De Boeck Sites internet http://www.univ-reunion.fr/~briere/clh/lh.htm http://platon.lacitec.on.ca/~dberge/chimie/forces/force01.html http://www.educnet.education.fr/rnchimie/phys/electros_m/vanderwaals/vdwaals.htm http://www.cpe.fr/gmm/mecanique_moleculaire/energie-i_meca_mol.html http://www.chemguide.co.uk/atoms/bonding/hbond.htm http://www.sp.uconn.edu/~terry/images/mols/hydrophobicbonds.gif http://www.science.uottawa.ca/%7Eusers/sgambaro/chm1710/ch13_1/sld001.htm http://www.ping.be/at_home/education.htm Un site excellent sur la chimie, dsign par lessentiel en chimie organique de jj wawrzyniak (un bug empche de louvrir par son adresse) Pour des infos sur produits chimiques, le moteur : www.google.fr 60 Fin du diaporama Textes, mise en page et compilation internet : Robert GLEIZE

(membre du Groupe dExperts pour les programmes de S.P.C) 61

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