1S. C1.2. Cohésion des solides

Les élèves doivent savoir
  • Interpréter la cohésion des solides ioniques et moléculaires.
  • Réaliser et interpréter des expériences simples d’électrisation.
  • Interpréter à l’échelle microscopique les aspects énergétiques d’une variation de température et d’un changement d’état.
  • Pratiquer une démarche expérimentale pour mesurer une énergie de changement d’état.

Mise en situation

Nous avons vu, depuis le collège et même en primaire, que la matière se présente essentiellement sous trois états physiques : solide, liquide et gazeux. Après un retour sur la manière dont la matière passe d’un état physique à un autre, nous allons nous intéresser à ce qui permet à un solide de maintenir sa cohésion. C’est principalement l’interaction électromagnétique qui va être évoquée ici car c’est elle qui explique la structure des solides ioniques, pourquoi la glace prend plus de place que l’eau liquide ou pourquoi on peut faire « voler » un morceau de sac plastique au-dessus d’une baguette.

Avant que le physicien anglais James Maxwell unifie les forces électriques et magnétiques en 1864, on considérait qu’il s’agissait de concepts qui n’étaient pas reliés. Les phénomènes électrostatiques sont connus depuis l’antiquité quand les Grecs avaient découvert que l’ambre (résine d’arbre cristallisée) frottée permettait d’attirer des corps légers, à la manière d’un ballon de baudruche frotté qui soulève les cheveux. Cette ‘force’ sera plus tard reliée à l’électricité.

C’est aussi dans l’antiquité que fut découvert la force magnétique de la magnétite, aussi nommée ‘pierre d’aimant’, qui sera utilisée à partir de l’an mille, en Chine, pour la conception des premières boussoles. Mais il faudra attendre 1820 pour que le physicien danois Hans Christian Ørsted se rende compte qu’un fil parcouru par un courant électrique était capable de dévier l’aiguille d’un aimant. C’est ensuite le physicien anglais Michael Faraday qui est parvenu à démontrer que l’application inverse était possible et qu’on pouvait générer un courant électrique à partir d’un champ magnétique.

Mais avant de montrer comment ces deux phénomènes liés expliquent la cohésion des solides, revenons sur les états de la matière et les changements d’état.

Etats de la matière

4e molécules et cgt etat

La matière existe principalement sous trois états physiques :

  • Solide : les particules ne se déplacent pas mais vibrent autour d’une position moyenne.
  • Liquide : l’apport d’énergie permet aux particules de se déplacer les unes par rapport aux autres sans pouvoir véritablement s’éloigner de leurs voisines.
  • Gazeux : les particules ont suffisamment d’énergie pour se déplacer librement dans toutes les directions dans un mouvement désordonné.

L’énergie apportée aux particules est liée à la température, ce qui explique la notion de « zéro absolu », correspondant à O°K (Kelvin) : à cette température la matière ne possède plus aucune énergie et toutes les particules sont donc à l’état solide. Il n’est pas possible de trouver une température plus basse car il est impossible d’enlever de l’énergie à une particule qui n’en possède plus aucune.

Si, à l’état gazeux, les particules se déplacent librement et n’interagissent pratiquement plus entre elles, les structures des états liquides et solides s’expliquent par les interactions entre les particules qui assurent une certaine cohésion à la matière. Cette cohésion est due à des interactions électromagnétiques attractives.

Transfert thermiques et changements d’états

Lorsqu’on apporte de l’énergie thermique à une espèce chimique, ou qu’on absorbe son énergie thermique, on va augmenter, ou diminuer, sa température et éventuellement faire changer son état physique.

Voici la courbe obtenue si on mesure la variation de la température d’un bac de glace que l’on chauffe :

chtetat

Dans un premier temps, l’apport d’énergie thermique va entrainer une vibration de plus en plus rapide des molécules dont l’agitation thermique augmente.

A la température de 0°C (θfus de l’eau pure) certaines molécules vont passer à l’état liquide. L’énergie thermique qui est apportée va entraîner de plus en plus de molécules vers cet état physique. Tant qu’il reste des molécules à l’état solide, la température ne va pas augmenter et les deux états physiques, solides et liquides, se côtoient.

Lorsque toutes les molécules sont passées à l’état liquide, l’énergie thermique apportée au système va servir à augmenter l’agitation thermique des molécules.

Il est important de noter que ce type de changement d’état n’est possible que si on a affaire à un corps pur où toutes les molécules (ou entités microscopiques) sont identiques.

A pression constante, le changement d’état d’un corps pur se fait à température constante. A une pression donnée, cette température de changement d’état est caractéristique de ce corps pur.

On quantifie l’énergie absorbée par un corps pour changer d’état sous le nom d’énergie massique, aussi appelée chaleur latente (ou enthalpie de fusion pour la fusion). Cette énergie massique de fusion s’exprime en joule par kilogramme (J.kg-1). Elle dépend de l’importance des interactions attractives qui assurent la cohésion de la matière.

Exemplepour la glace, l’énergie massique de fusion vaut : Lfus = 334 kJ.kg-1. Donc pour faire fonde un kilogramme de glace (pure) il faut apporter une énergie égale à 334 kJ.

Quelques exemples de températures de fusion :

Substance Température de fusion (°C) Type
Ethanol -114 Solide moléculaire
Eau 0
Diiode 113,7
Sel (NaCl) 801 Solide ionique
Fluorure de magnésium (MgF2) 1263


Solides moléculaires et ioniques

On remarque que les solides ioniques, sel et fluorure de magnésium, ont une température de fusion plus élevée que les solides moléculaires. Cela signifie qu’il faut apporter une énergie plus importante pour rompre les interactions entre particules et donc que ces interactions sont plus fortes.

Un solide moléculaire est formé de molécules, électriquement neutres, disposées de façon régulières.

Un solide ionique est composé d’anions et de cations disposés de façon régulière et il est électriquement neutre car les charges des anions doivent compenser celles des cations.

C’est cette dernière propriété qui nous permet de prévoir la formule chimique d’un solide ionique si l’on connait les formules des anions et des cations qui le composent :

Exemple : Le chlorure de fer III est constitué d’ions chlorure Cl (1 charge négative) et d’ions fer II Fe3+ (3 charges positives). Il faut donc 3 ions chlorure pour chaque ion fer III afin que l’ensemble soit électriquement neutre (3×(-1)+1×(+3)=0). Sa formule chimique est donc FeCl3.

Cohésion des solides

Nous avons parlé à plusieurs reprises des interactions électrostatiques. Celles-ci sont dues aux phénomènes d’attraction ou de répulsion entre charges électriques positives et négatives :

interactions

Comme on peut le voir dans le schéma ci-dessus, deux charges de même signe se repoussent alors que deux charges de signe opposé s’attirent. Si les corps A et B on des charges identiques, les forces d’attractions vectf_{A/B} etvectf_{B/A} ont la même valeur et la même direction. Leur sens va dépendre du signe des charges qA et qB.

Loi de Coulomb

Si on assimile les corps A et B à des points (corps ponctuels), les forces électrostatiques entre ces corps obéissent à la loi de Coulomb :

coulomb

Unités :

  • FA/B et FB/A : Valeur de la force électrostatique en newton (N)
  • k : Constante de Coulomb : k = 9,0 × 109 N.m2.C-2
  • qA et qB : Charge électrique en Coulomb (C)
  • d : distance entre les deux points en mètre (m)

Nous voyons que l’intensité de cette forme d’attraction (ou de répulsion) diminue avec le carré de la distance.

Dans un solide ionique, ce sont les interactions électrostatiques attractives qui assurent la cohésion de l’ensemble alors que les cations s’entourent d’anions, et inversement, donnant naissance à une structure très ordonnée où les forces attractives dominent les forces répulsives de part la distance entre les particules.

Exemple : dans le chlorure de sodium (sel de table), les anions chlorure Cl s’entourent de cations sodium Na+ (plus petits) et forment la structure suivante :

nacl

Électronégativité des liaisons covalentes

Nous avons vu que les liaisons entre atomes, au sein d’une molécule, se font par mise en commun d’un doublet (paire) d’électrons. Or ce doublet d’électrons n’est pas toujours réparti au centre de la liaison (sauf dans les molécules diatomiques constituées de deux atomes identiques).

Les éléments chimiques possèdent une caractéristique appelée électronégativité qui représente leur propension à attirer le doublet électronique d’une liaison vers eux. Cette électronégativité est notée χ(chi) et une classification par atome a été établie par le chimiste américain Linus Pauling en 1939 :

H

2,2

Li

0,98

Be

1,57

B

2,04

C

2,55

N

3,04

O

3,44

F

3,98

Na

0,93

Mg

1,31

Al

1,61

Si

1,9

P

2,19

S

2,58

Cl

3,16

K

0,82

Ca

1

Sc

1,36

Ti

1,54

V

1,63

Cr

1,66

Mn

1,55

Fe

1,83

Co

1,88

Ni

1,91

Cu

1,9

Zn

1,65

Ga

1,81

Ge

2,01

As

2,18

Se

2,55

Br

2,96

Dans une liaison covalente, si l’un des atomes a une électronégativité supérieure à l’autre il va attirer le (ou les) doublet(s) électronique(s) de la liaison vers lui et induire une polarisation de la liaison par création d’une charge permanente négative -q du côté où l’électronégativité est la plus forte et positive +q à l’opposé. Ces charges q sont toujours inférieures à la charge d’un électron e, on dit que ce sont des charges partielles.

Exemple : dans la molécule de monoxyde de carbone CO, χO > χC . Il s’en suit que cette molécule va être polarisée avec une charge partielle négative du côté de l’oxygène et positive du côté du carbone.

Interactions de Van Des Waals

En 1873, le physicien néerlandais Johannes Diderick Van der Waals explique les interactions entre molécules par l’existence d’interactions électrostatiques, nommées  désormais interactions de Van der Waals.

Ce sont les charges partielles créées par les liaisons covalentes polarisées qui expliquent que les molécules s’attirent à l’état solide et liquide (lorsqu’elles sont assez proches les unes des autres).

hcl

Dans l’exemple ci-dessus, les charges partielles du chlorure d’hydrogène, dues au fait que χCl > χH , permettent l’établissement de liaisons de Van der Waals entre les molécules pour assurer leur cohésion.

Dans le cas particulier d’une molécule diatomique constituée du même type d’atomes, comme le diiode I2, le dioxygène O2 ou le diazote N2, les liaisons covalentes ne sont pas polarisées en permanence, mais le mouvement des électrons de valence induit l’apparition de charges partielles qui permet d’établir des liaisons de Van der Waals entre les molécules. Ces liaisons sont toutefois plus faibles, surtout pour les petits atomes, comme l’oxygène et l’azote, ce qui explique qu’elles sont très faciles à rompre pour le dioxygène et le diazote que l’on va donc principalement trouver à l’état gazeux et dont les températures de fusion et de vaporisations sont très basses (peu d’énergie thermique nécessaire pour passer à l’état gazeux).

Liaisons hydrogène

Les liaisons hydrogène sont un cas particulier de l’interaction de Van der Waals. Elles impliquent des atomes d’hydrogène liés à un atome très électronégatif qui vont être attirés par le doublet non liant d’un autre des atomes très électronégatifs, comme l’oxygène O, l’azote N ou le fluor F.

Cette liaison hydrogène explique la forte attraction entre les molécules d’eau :

eauhydro1

Les interactions de Van der Waals et en particulier les liaisons hydrogène expliquent la formation de la glace d’eau : les molécules d’eau vont se disposer en un solide où les molécules sont liées par les liaisons hydrogène et pour cela elles ont besoin de plus de place que lorsqu’elles sont à l’état liquide où la cohésion est moins forte. Il s’en suit que l’eau à l’état solide prend plus de place qu’à l’état liquide :

eausolide

Comme l’eau solide prend plus de place que l’eau à l’état liquide, sa masse volumique à l’état solide est donc moins forte, ce qui implique que sa densité est également plus faible et qu’elle flotte sur l’eau liquide. C’est un des rare corps à se comporter de cette façon !

Cohésion des solides moléculaires

Le fait que les molécules se lient entre elles dans un solide est donc du aux interactions de Van der Waals, toujours présentes, et parfois aux liaisons hydrogène, lorsque celles-ci sont possibles. C’est également vrai pour les liquides moléculaires.

Les interactions de Van der Waals sont d’autant plus fortes que la taille des molécules augmente. Pour des espèces dont les molécules ont un volume presque identique, les liaisons hydrogène, si elles existent, sont plus fortes que les interactions de Van der Waals.

Les liaisons hydrogène, aussi appelées « pont hydrogène » sont particulièrement importantes pour la biochimie du vivant car elles interviennent dans la cohésion de l’ADN et leur faible force permet un réagencement facile des molécules (sans apport d’énergie trop important) qui facilite les processus biologiques.

L’étude de l’agencement des atomes au sein d’une molécule permet de prévoir celles qui vont avoir une température de fusion plus ou moins importante : si l’on prend deux isomères (même formule brute mais disposition différente des atomes) de même formule brute C3H8O, l’isopropanol et le méthoxyéthane, on note que :

  • l’isopropanol à une température de fusion θfus = – 88,5 °C
  • Le méthoxyéthane à une température de fusion θfus = – 139,2 °C

c3h8o

On voit que la charge partielle créée par le groupement alcool OH de l’isopropanol permet des liaisons hydrogène qui expliquent que sa température de fusion soit très supérieure à celle du méthoxyéthane qui n’en possède pas.

Il y a de très nombreuses applications de ces interactions de Van der Waals et des liaisons hydrogène. Citons-en deux spectaculaires :

  • Le Gecko, un lézard capable de s’accrocher à n’importe quelle surface, possède au bout des pattes des filaments de taille nanométrique qui s’accrochent aux surfaces grâce aux interactions de Van der Waals qu’ils créent en s’approchant au plus près des particules constituant ces surfaces.
  • Le kévlar est un polymère (Poly-para-phénylène téréphtalamide) qui doit sa très forte cohésion aux liaisons hydrogène entre ses molécules.

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