Structure et propriétés physiques de la matière

1) Rappels : Les molécules et leur représentation

Ci-contre, la représentation de la molécule d'aspirine.
En noir, les atomes de carbone ; en rouge, les atomes d'oxygène et en blanc les atomes d'hydrogène.

Vous pouvez faire tourner la molécule sur elle-même en cliquant dessus et zoomer en utilisant la molette de la souris.
(désolé, le tactile n'est pas pris en charge !)

 
a. Les représentations

- La formule brute
La formule brute d'une molécule indique la nature des atomes qui la constituent et le nombre de chacun de ces atomes. Ce nombre est précisé en indice, droite du symbole de ces atomes.
Exemple : La molécule d'aspirine ci-dessus comporte 9 atomes de carbones, 4 atomes d'oxygène et 8 atomes d'hydrogène. Sa formule brute est donc C9H8O4.

- Les liaisons covalentes
Elles correspondent à la mise en commun par deux atomes de deux électrons, chaque atome fournissant un électron. Elle est schématisée par un trait :
Exemple :Deux atomes d'hydrogène vont mettre en commun leur électron pour créer une liaison covalente et former ainsi une molécule de dihydrogène H2 :

De même deux atomes d'oxygène mettront chacun deux électrons en commun pour former du dioxygène O2 :

- Formules développée et semi-développée
Dans la formule développée, toutes les liaisons entre les différents atomes apparaissent.
Exemples :
le dioxyde de carbone CO2 :
l'aspirine C9H8O4 :

Dans la formule semi-développée, les liaisons avec les atomes d'hydrogène ne sont pas représentées.
Exemple : l'aspirine devient

b. La représentation de Lewis
Grâce à cette représentation, il est possible de prévoir combien de liaisons covalentes chaque atome est capable de former.
En effet, les atomes vont essayer de se rapprocher de la structure du gaz noble le plus proche en mettant en commun les électrons de leur couche externe (les couches internes ne comptent pas).
On va appliquer cette méthode à la molécule de dichlorométhane CH2Cl2, utilisée comme éluant dans le TP n°7.
  1. Je fais la liste de tous les atomes présents dans la molécule :
  2. Carbone C, hydrogène H, chlore Cl.
  3. J'écris la structure électronique de chaque atome :
    • Carbone : (K)2(L)4
    • Hydrogène : (K)1
    • Chlore : (K)2(L)8(M)7
  4. Je cherche le nombre de liaisons covalentes que l'atome doit établir pour se rapprocher de la structure du gaz noble le plus proche : il correspond au nombre d'électrons à acquérir
    • Carbone : il lui manque 4 électrons pour atteindre (L)8, il formera 4 liaisons covalentes
    • Hydrogène : il lui manque 1 électron pour atteindre (K)2, il ne formera qu'une liaison covalente
    • Chlore : il lui manque 1 électron pour atteindre (M)8, il ne formera qu'une liaison covalente
  5. Je représente tous les atomes avec les points qui représentent leurs électrons externes 
  6. Je place les liaisons covalentes de façon à ce que tous les atomes en aient le bon nombre que qu'ils soient liés entre eux 
  7. Finalement, je représente la formule brute : 
  8. Remarque :
    Il est possible que 2 molécules aux structures différentes partagent la même formule brutes : elles sont isomères l'une de l'autre.

    les molécules de méthylpropane et de butane sont isomères l'une de l'autre et ont pour formule brute C4H8.

    2) Electronégativité

    De façon à satisfaire la règle du duet ou de l'octet en se rapprochant de la structure électronique du gaz noble le plus proche, deux atomes vont mettre chacun en commun un électron de leur couche externe et former une liaison covalente.

     

    Cependant, tous les atomes ne vont pas avoir la même tendance à attirer les électrons vers eux pour compléter leur couche externe. L'électronégativité d'un atome représente la "force" avec laquel il va avoir tendance à attirer vers lui les électrons.
    Les atomes les plus électronégatifs seront :

    • les halogènes à qui il ne manque qu'un seul électron sur la couche externe pour atteindre la configuration du gaz noble le plus proche
    • Ceux dont les électrons seront le plus proche du noyau pour bénéficier de l'attraction des protons (L > M > N).
    Ainsi l'électronégativité des atomes varie dans le tableau périodique de la façon ci-contre, l'atome ayant la plus grande électronégativité étant le Fluor F

     

    3) Les différents types de liaisons

    a. Liaison polaire

    Si deux atomes ayant des électronégativités différentes forment une liaison covalente (comme par exemple le chlore et l'hydrogène pour la molécule de chlorure d'hydrogène), l'atome le plus électronégatif aura tendance à attirer à lui plus fortement le couple d'électrons de la lisaison.

    Ce déplacement des électrons vers l'atome de chlore crée un déséquilibre dans les charges : l'atome de chlore semble chargé négativement (-δ) et l'atome d'hydrogène positivement (+δ).
    On parle dès lors de liaison polaire. Le symbole δ représente l'excès de charge apparente et vaut une fraction de la charge d'un électron : 0 ≤ δ ≤ 1,6×10-19C.

     
    Conséquence :

    Si une molécule polaire se trouve dans un champ électrique E, l'atome portant une charge +δ sera attiré dans un sens alors que l'autre atome sera attiré dans l'autre.
    Cela aura pour effet de faire tourner la molécule de façon à ce que l'axe de la liaison covalente s'aligne avec la direction du champ électrique.

     
    b. Polarité d'une molécule

    Une molécule est dite polaire si le (bary)centre des différentes charges positivesportées par les atomes n'est pas confondu avec le (bary)centre des différentes charges négatives.
    Au contraire si les deux (bary)centres sont confondus, la molécule est "globalement" apolaire.


    La molécule de CO2 est apolaire car le (bary)centre des charges négatives portées par les atomes d'oxygène est situé au milieu de l'atome de carbone, confondu avec la charge positive portée par celui-ci.

    La molécule d'eau d'H2O est polaire car le (bary)centre des charges positives portées par les atomes d'hydrogène n'est pas situé au milieu de l'atome d'oxygène, porteur de la charge négative.
     
    Attention :
    Bien que les représentations que nous pouvons faire sur le papier soient 2D, il ne faut pas oublier que la plupart des molécules ne sont pas planes et que leur représentation en 2D peut porter à confusion quant à la détermination de leur polarité !

    Représentation de l'ammoniac NH3 : la molécule semble apolaire...

    La molécule a en fait une structure pyramidale : l'atome d'azote n'est pas dans le plan formé par les 3 atomes d'hydrogène : la molécule est polaire.
     
    c. Liaison ionique

    Si les deux atomes ont des électronégativités trop différentes (ci-contre : le chlore et le sodium), alors l'atome le plus électronégatif (ici, le chlore) va pratiquement arracher l'électron de l'atome le moins électronégatif (ici, le sodium).
    La liaison ne sera plus polarisée, elle sera ionique : deux ions seront côte à côte (ici, Na+ et Cl-), simplement attirés par la force électrostatique du fait de leurs charges électriques opposées.

     

    Vous pouvez bouger le cristal avec la souris
    Cristal ionique

    Comme les anions (chargés négativement) et les cations (chargés positivement) s'attirent mutuellement alors que les cations entre eux et les anions entre eux se repoussent, les ions en présence vont spontanément s'organiser de façon à minimiser les répulsions et maximiser les attractions.
    Cela va donner naissance à une organisation ordonnée de ces ions dans l'espace

     
    d. Liaison hydrogène

    Si un atome d'hydrogène est lié par une liaison covalente à un atome très électronégatif (azote, chlore, oxygène ou fluor), il va lui être possible d'établir une liaison hydrogène avec un autre atome très électronégatif.
    Cette liaison est une intensité moindre que la liaison covalente et elle varie d'ailleurs fortement en fonction du type de molécule qui l'héberge.

    Cette liaison peut orienter la molécule. Elle est représentée par des pointillés et les 3 atomes concernés (les deux atomes très électronégatif et l'hydrogène au milieu) vont se retrouver alignés (pour minimiser les répulsion électrostatiques, comme dans le cas d'une liaison ionique).

     
    Conséquences :

    La liaison hydrogène explique une particularité très rare de l'eau : la glace est moins dense que l'eau liquide alors que pour l'écrasante majorité des substances chimiques, c'est l'inverse !

    Lorsque l'agitation moléculaire n'est plus suffisante (la température est suffisamment basse), les liaisons hydrogène arrangent les molécules d'eau entre elles en laissant davantage d'espace.
     
    e. Liaisons de van der Waals

    Crédits : Kellar Autumn, site : culturessciences.ens.fr

    Les liaisons de Van der Waals sont un autre type de liaisons électrostatique, mais plus faibles que les liaisons hydrogène.
    Elles proviennent d'interactions électrostatiques entre les nuages électroniques des différentes molécules en présence. Elles sont d'autant plus intenses que les liaisons dans les molécules sont polaires et rapprochées.

    Les interactions de Van der Waals assurent la cohésion des solides moléculaires (le sucre par exemple) dont la solidité ne peut s'expliquer ni par des liaisons ioniques, ni totalement par des liaisons hydrogène.
    Elles expliquent également la capacité du gecko à grimper sur des surfaces lisses, alors qu'il n'a pas de ventouses au bout des pattes : elles contiennent au contraire un très grand nombre de petits poils très fins assurant une liaison de Van der Waals d'une intensité suffisante pour porter son poids.
    Pour en savoir plus : lien vers cultursciences.chimie.ens.fr

     

    4) Interactions entre molécules

    a. Dissolution d'un solide ionique
    La dissolution d'un solide ionique par un solvant polaire se déroule en 3 temps :
    - les molécules du solvant"cassent" les liaisons ioniques en s'intercalant entre les ions,
    - elles entourent les ions en fonction de leur polarité : c'est la solvatation,
    - enfin, les ions entourés des molécules de solvant se dispersent dans la solution.
     
    b. Miscibilité et solubilité

    Rappel :

    Deux liquides sont miscibles si leur mélange forme une seule phase homogène.
    Une substance liquide est soluble dans un solvant s'il est possible de la dissoudre dans ce solvant.

    Les solvants polaires vont avoir tendance à bien dissoudre les solides ioniques et les molécules polaires tandis que les solvants apolaires fonctionneront mieux avec les molécules apolaires.
    De même pour la miscibilité des liquides polaires et apolaires.

    De plus, la possibilité de former des liaisons hydrogène va également augmenter la solutbilité de la molécule.

    La molécule de saccharose qui compose le sucre que l'on consomme habituellement n'est pas un solide ionique. Il est pourtant très soluble dans l'eau : la molécule contient un grand nombre d'oxygènes garantissant des zones chargées négativement ainsi que des hydrogènes qui y sont liés, permettant d'envisager non seulement la polarité de la solution mais également l'établissement de liaisons hydrogène probablement à l'origine de l'aspect sirupeux d'un mélange très sucré.