Chapitre 9

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

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

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.

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

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).

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

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

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.

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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

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.

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

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

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.

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.

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).

Diamant, graphite et fullerène

FIN DE LA SESSION!