chapitre 9 les états de la matière et les forces intermoléculaires
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Chapitre 9
Les états de la matière et les forces intermoléculaires
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Changements de phase
• Solide liquide Fusion
• Liquide solide Solidification
• Liquide gaz Vaporisation
• Gaz liquide Liquéfaction
• Solide gaz Sublimation
• Gaz solide Cristallisation
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9.2 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 9.2).
• À l’équilibre, vitesse d’évaporation = vitesse de condensation.
• Pression de vapeur: PH2O à l’équilibre
• Température d’ébullition: température à laquelle Pvap = Patm
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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.
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9.4 Le diagramme de phases
• Diagramme de phases : graphique montrant l'état physique d’une substance selon T et P.
A
C
D
B
FSC
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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 390).
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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. 9.21 a, p. 401) : 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
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9.5 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
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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.
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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.
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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.
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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
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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.
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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).
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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.
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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.
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9.6 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
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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
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9.7 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.
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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).
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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.
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9.8 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).
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Diamant, graphite et fullerène
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FIN DE LA SESSION!