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1. PHYKÊMIA
L’ESSENTIEL2
1èreS
COHESION DES SOLIDES
IONIQUES ET
MOLÉCULAIRES

2. Cristal de sel
Morceaux de sucre
Comment ça tient ?

3. Cristal de sel
Morceaux de sucre
Modèle du solide
ionique
Modèle du solide
moléculaire

4. Cristal de sel
Morceaux de sucre
Modèle du solide
ionique
Modèle du solide
moléculaire
Liaison ionique
Force de Van der Walls

5. Cristal de sel
Morceaux de sucre
Modèle du solide
ionique
Modèle du solide
moléculaire
Liaison ionique
Force de Van der Walls
Liaison hydrogène

6. Cohésion des solides
ioniques
fluorine
Cristal de sel

7. Cristal de sel
Chlorure de sodium
Cl −
Na +

8. Cristal de sel
Na +
Cl −
qq'
F=k 2
r
Cl −
Na +
Na +
Cl −

9. Cristal de sel
Na +
Cl −
Cl −
Na +
Na +
Cl −
qq'
F=k 2
r
L’interaction coulombienne assure la cohésion des
cristaux ioniques

10. Cristal de sel
Cl −
Na +
Na +
Cl −
Na +
Formule
chimique du
solide ionique :
NaCl
Cl −
Na
+
Na +
Cl −
Na +
Cl
Cl −
Na +
−
Cl
Cl −
−
Na +
Cl −
Na +
L’interaction coulombienne assure la cohésion des
cristaux ioniques

11. fluorine
Fluorure de calcium

12. fluorine
Fluorure de calcium

13. fluorine
Fluorure de calcium
F
−
Ca
2+

14. fluorine
Fluorure de calcium
F
−
Charge électrique nulle
Ca
2+

15. fluorine
Fluorure de calcium
F
−
Charge électrique nulle
Ca
Ca 2+
F
−
2+
F
−

16. fluorine
Fluorure de calcium
F
−
Charge électrique nulle
Ca
Ca 2+
F
Formule chimique du
fluorure de calcium :
2+
F
−
−
CaF2

17. Cohésion des solides
moléculaires

18. J. Van der Walls
1837-1923
Nobel de chimie
1910

19. Interactions
de
Van der
Walls

20. Interactions
de
Van der
Walls

21. Interactions
de
Van der
Walls
Interactions
électrostatiques
entre nuages
électroniques des
molécules

22. Interactions
de
Van der
Walls
Molécule 1
Molécule
2
Interactions
électrostatiques
entre nuages
électroniques des
molécules
Toujours attractives
De courte portée (1 nm)
Peu intenses -12
Temporaires (10 s)
La cohésion des solides moléculaires est modélisée
par les interactions de V. der Walls

23. Ne
Néon gazeux
Ne
Ne

24. Ne
Néon gazeux
Ne
Gaz rare
apolaire
Ne

25. Ne
Néon liquide
Ne
Ne
Ne
Ne
Ne
Ne
Ne
Ne

26. Ne
Néon liquide
Ne
Ne
Ne
Ne
Ne
Ne
Ne
-246°C
Ne

27. Ne
Néon liquide
Ne
Ne
Ne
Ne
Ne
Ne
Ne
-246°C
La cohésion des liquides apolaire (atomiques ou
moléculaires) est bien modélisée par les
interactions de V. der Walls

29. Interactions
de
Van der
Walls
Liaison hydrogène

30. Interactions
de
Van der
Walls
Liaison hydrogène
-12
attractive Temporaires (10 s)
De courte portée (1 nm)
La plus intense des interactoins de V.d. Walls

31. Liaison hydrogène
−δ
+δ
A H
Liaison covalente
−δ
B
Reste de la
molécule

32. Liaison hydrogène
−δ
+δ
A H
−δ
B
Reste de la
molécule
Liaison covalente
Elle résulte d’une interaction électrostatique entre
un atome d’hydrogène lié à un atome très
électronégatif (F, O, N) ET un atome très
électronégatif portant au moins 1 doublet non liant.

35. Une molécule d’eau (polarisé de façon
permanente) peut engager 4 liaisons
hydrogène (au maximum) avec ses voisines

36. Et l’eau
resta liquide
(à température ambiante moyenne de
18°C)
sur Terre

38. A très bientôt
sur
PHYKHÊMIA

39. Bonus

40. Interactions de Van der
Walls et liquéfaction des
gaz apolaires

41. Le méthane est-il
une molécule
polaire ?

42. Le méthane est-il
une molécule
polaire ?
Totalement apolaire

43. Méthane liquide
Température de liquéfaction
-161,50°C

44. Butane
Totalement apolaire

45. Butane liquide
Température de liquéfaction -0,50°C

46. Méthane
apolaire
Liquide en
dessous de
Butane
apolaire
-161,5°C
Liquide en
dessous de
-138,3°C
Plus les molécules sont volumineuses plus les
interactions de V.d.Walls en elles sont importantes

47. Méthane
apolaire
Liquide en
dessous de
Butane
apolaire
-161,5°C
Liquide en
dessous de
-138,3°C
Plus la longueur de la chaine carbonnée des alcanes est
longue, plus leur t° liquefaction est élevée

48. Méthane
apolaire
Liquide en
dessous de
-161,5°C
Butane
apolaire
Liquide en
dessous de
Heptane
apolaire
-138,3°C
Liquide en
dessous de
-91°C
Plus la longueur de la chaine carbonnée des alcanes est
longue, plus leur t° liquefaction est élevée

49. Ces liaisons inter-moléculaires sont plus faibles que les liaisons chimiques à l’intérieur des molécules
mais de leur intensité dépendra l’état d’un corps pour des conditions données. Prenons par exemple une
série de petites molécules : H2O, NH3, CH4. Dans les conditions de température et de pression usuelles
sur Terre, l’eau existe sous forme liquide alors que l’ammoniac ou le méthane n’existent que sous forme
gazeuse. C’est parce que l’interaction entre deux molécules d’eau est plus forte que celle entre deux
molécules de méthane. D’autre part, lorsqu’on chauffe un liquide, on détruit ces liaisons et on permet
aux molécules de la surface du liquide de s’échapper sous forme de vapeur. Ces liaisons existent même
entre des atomes ou des molécules inertes (argon, hélium, di-azote…) mais elles sont extrêmement
faibles. C’est pourquoi il faut descendre à des températures très basses (où l’agitation de la matière est
très réduite) pour les obtenir sous forme liquide. En se basant sur les travaux de van der Waals, Dewar a été
le premier à liquéfier l’azote en 1898 et Kamerlingh Onnes l’hélium en 1908.
Refroidir la matière pour voir se former des liaisons très faibles qui ne survivraient pas à température ordinaire… une idée
qui a fait son chemin !
Les chercheurs s’intéressent aujourd’hui à des objets bien singuliers appelés « agrégats ». Ils contiennent un petit nombre d’atomes ou de
molécules (de 2 à quelques centaines) collés entre eux grâce à ces forces de van der Waals. Ce ne sont pas des solides ou des liquides, dans
lesquels chaque molécule est anonymement plongée au milieu d'un nombre considérable de ses semblables. Ce ne sont pas des gaz non plus, dans
lesquels chaque molécule est isolée sauf au moment des chocs avec ses congénères. Ce sont des agrégats ! On a su les fabriquer à partir des années
70 grâce à une technique appelée jet supersonique qui fonctionne un peu sur le même principe qu’un réfrigérateur. A travers un tout petit trou, un
flux de gaz à la pression atmosphérique (ou légèrement comprimé) entre dans une enceinte où règne un vide très poussé. Subissant ainsi une forte
chute de pression, sa température chute de façon drastique et les agrégats se forment. Avec une subtile maîtrise des conditions expérimentales
(pression, taille du petit trou, mélange des gaz), on sait en fabriquer des tout petits ou des plus gros, des homogènes ou des plus complexes contenant des molécules
différentes…