chapitre 8 les états de la matière et les forces intermoléculaires

Chapitre 8

Les états de la matière et les forces intermoléculaires

Changements de phase

• Solide liquide Fusion

• Liquide solide Solidification

• Liquide gaz Vaporisation

• Gaz liquide Liquéfaction

• Solide gaz Sublimation

• Gaz solide Cristallisation

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 l’équilibre, vitesse d’évaporation = vitesse de condensation.

• Pression de vapeur: PH2O à l’équilibre

• Température d’ébullition: température à laquelle Pvap = Patm

Enthalpie (chaleur) de vaporisation

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

8.4 Le diagramme de phases

• Diagramme de phases : graphique montrant l'état physique d’une substance selon T et P.

A

C

D

B

FSC

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 (HgI2) et (page 378).

• Pour la description des différentes courbes du diagramme, lisez les pages 366 à 376.

Diagramme de phases de l’eau• Le diagramme de phases de l’eau présente une particularité qui

découle de la structure de la glace (fig. 8.21 a, p. 389) : H2O (s) occupe une plus grand volume que H2O (l).

• La droite qui marque la transition entre solide et liquide est inclinée vers la gauche

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 d’attraction de divers types.

• Dans les liquides et les solides covalents, ces forces sont appelées forces intermoléculaires.

• Ces forces influencent : – Les points de fusion et d’ébullition

– La structure 3D de grosses molécules (ADN, protéines)

– La solubilité des gaz, liquides et solides dans différents solvants

Interaction dipôle – dipôle, ou de Keesom

• Keesom: attraction entre dipôles permanents, i.e. entre molécules polaires.

• Ex: H Cl ------ H Cl

+ - + -

FK

• Cl est plus électronégatif que H ;

• Les molécules orientent leurs pôles et s’attirent entre elles.

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 d’un dipôle (FD)

• Cl2 est plus près de Cl- que de H+;

• Les e- de Cl2 sont repoussés par Cl- plus fortement qu’ils ne sont attirés par H+.

• Le nuage électronique de Cl2 s’éloigne de HCl.

• Il y a apparition d’un dipôle induit.

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 d’un dipôle instantané par surplus de charges d’un coté.

– Les molécules (ou atomes) voisins subissent l’action de se dipôle; il s’ensuit un dipôle induit.

– Les forces de London sont souvent prédominantes entre les molécules.

18+

Polarisabilité

• Polarisabilité: facilité avec laquelle le nuage électronique peut être déformé;

• Dépend surtout du nombre d’électrons.• Reflète la facilité avec laquelle un dipôle est induit dans un atome ou

une molécule.• Ex: He Ne Ar Kr Xe Rn

nb d’e- : 2 10 18 36 54 86

– le nombre d’électrons ↑ de He à Rn – la polarisabilité ↑ " " " " – le moment dipolaire ↑ " " " " – l’intensité des FLondon ↑ " " " " – il est plus difficile de séparer des atomes de Rn que des atomes de He – Tf et Téb ↑ de He à Rn

Polarisabilité et point d’ébullition

• Plus la polarisabilité est grande, plus le point d’ébullition (et de fusion) va être élevé.

• Ex: He Ne Ar Kr Xe Rn

Téb : -269 -246 -186 -152 -107 -62

°C

• On peut faire le même raisonnement avec les molécules F2, Cl2, Br2 et

I2.

• Donc, plus la polarisabilité des atomes / molécules est grande, plus les forces intermoléculaires entre eux / elles sont grandes.

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)– CH4 (gazeux)– CH3CH3 (gazeux)– CH3CH2CH3 (gazeux)– CH3CH2CH2CH3 (gazeux)– CH3CH2CH2CH2CH3 (liquide)– CH3CH2CH2CH2CH2CH3 (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).

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: CH3CH3 est gazeux, CH3CH2OH est liquide.

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 : FL > FK > FD

• Ex: Téb (°C)

H2 -252,8

Br2 58,78

ICl 97,4

• H2 et Br2: non polaire donc FL seulement

• FL de Br2 > FL de H2; Téb de Br2 > Téb de H2.

• Br2 et ICl: même nb d’e- donc FL de Br2 = FL de ICl

• ICl est polaire: FL + FK + FD

• Attractions dans Br2 < attractions dans ICl

• Téb de ICl > Téb de Br2.

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 >> FL > FK > FD

Les liaisons hydrogène

• Ces forces expliquent pourquoi l’eau 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.

Hémoglobine Cytochrome c

8.7 Tension superficielle et viscosité

• Les molécules à l’intérieur d’un 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, l’aire de la surface exposée est minimale.

• La quantité de travail requise pour augmenter la surface d’un liquide s’appelle la tension superficielle.

Tension superficielle et ménisque

• Un liquide en contact avec un solide peut montrer 2 types de forces: les forces d’adhésion et les forces de cohésion.

• Forces d’adhésion : forces intermoléculaires entre molécules différentes (ex: eau avec verre)– Provoque un ménisque concave (eau dans cylindre gradué) si adhésion >

cohésion.

– Explique la capillarité de l’eau 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 qu’avec le verre).

Viscosité

• Viscosité: résistance d’un liquide à l’écoulement.

• Lors de son écoulement, une partie du liquide se déplace par rapport aux parties adjacentes;

• Les forces de cohésion qui s’exercent à l’intérieur du liquide créent un « frottement interne » qui réduit le débit.

• Plus les forces intermoléculaires sont grandes, plus le liquide est visqueux.

8.8 Les structures de solides covalents cristallins

• Solide cristallin : les entités constitutives (molécules) forment des assemblages organisés appelés cristaux (ex: quartz, SiO2).

• Par opposition; solide amorphe : amas d’ions ou de molécules sans ordre précis (ex: verre, SiO2).

• Exemples de solides covalents cristallins formés de carbone:– Diamant (carbone hybridé sp3)

– Graphite (carbone hybridé sp2)

– Fullerènes (carbone hybridé sp2)

• Ce sont les formes allotropiques du carbone (les formes sous lesquelles on le retrouve dans la nature).

Diamant, graphite et fullerène

FIN DE LA SESSION!