Leçons de niveau 12

Cohésion des solides ioniques et moléculaires/Les solides moléculaires

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Les solides moléculaires
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Chapitre no 2
Leçon : Cohésion des solides ioniques et moléculaires
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Les solides moléculaires, c'est-à-dire uniquement composés de moléculaires, ne peuvent pas avoir leur cohésion expliquée par les liaisons ioniques puisqu'ils ne contiennent ni d'anion ni de cation. Pourtant dans la glace (H2O solide) et le diiode (I2) solide, les moléculaires restent côte à côte.

Leur cohésion dépend quand même de deux types d'interaction électrostatique intermoléculaire (entre les molécules) :

  • interaction de Van der Waals
  • liaison hydrogène

Les interactions de Van der Waals[modifier | modifier le wikicode]

Cas des molécules polaires[modifier | modifier le wikicode]

Certains atomes sont plus électronégatifs que d'autres, c'est-à-dire que lorsque qu'ils sont engagés dans une liaison covalente avec un autre atome pour former une molécule, ils auront tendance à attirer le doublet d'électrons davantage vers eux.

L'électronégativité des éléments de la classification périodique est donnée par l'échelle de Pauling.

L'échelle de Pauling
H
2,2
Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0

Si l'électronégativité des deux atomes participant à la liaison covalente est très différente, un excès de charge négative, appelée charge partielle δ−, se fera à une extremité de la liaison et un excès de charge positive, appelée charge partielle δ+, se fera à l'autre extremité de la liaison. On dit alors que la liaison covelante est polarisée, c'est-à-dire qu'elle possède un pôle positif et un pôle négatif.

La différence de électronégativité |Δχ| dans une molécule doit être superière ou égale à 0,5 pour être polarisée.

Si le barycentre (centre géométrique) des partielles positives d'une molécule ne coïncide pas avec son barycentre des charges négatives on dira qu'elle est polaire sinon elle est apolaire.

Si les molécules sont polaires, une interaction électrostatique se forme entre le barycentre positif d'une molécule et le barycentre négatif d'une autre molécule assurant la cohésion du solide (ou du liquide). Cette interaction électrostatique fait partie des interactions de Van der Waals.

Cas des molécules apolaires[modifier | modifier le wikicode]

Comment peut-on expliquer la cohésion des solides formées de molécules apolaires (exemple : I2) ?

Les électrons bougent en permenance autour des atomes d'une molécule et ne sont pas répartis équitablement en permanence. De plus, lorsque les atomes de deux molécules s'approchent les uns des autres, le nuage électronique entourant chaque atome se déforme sous l'effet de celui de l’autre molécule.

Two apolar molecules.svg

Cohesion between two apolar molecules.svg

On observe donc une polarité temporaire au niveau des molécules et une interaction électrostatique appartenant aux interactions de Van der Waals a lieu entre les molécules et assure la cohésion du solide molculaire.

De façon générale, la cohésion de tous les solides moléculaires peut s'expliquer par la présence d'interaction de Van der Waals qui sont de type électrostatique. Ces interactions sont la conséquence d'une polarité temporaire ou permanente des molécules. Les interactions de Van der Waals sont beaucoup moins intenses que les liaisons ioniques.

La liaison hydrogène[modifier | modifier le wikicode]

Cas de la molécule d'eau

La liaison hydrogène est une interaction électrostatique qui se forme entre :

  • Un atome d'hydrogène qui fait une liaison covalente avec un atome très électronégatif (ex : O, F, N).
  • Un atome très électronégatif et qui possède un doublet non liant d'une autre molécule (ou de la même molécule si celle-ci est suffisamment longue).

L'atome d'hydrogène, étant lié à un atome très électronégatif, se retrouve porteur d'une charge partielle positive qui va interagir avec la charge partielle négative de l'atome électronégatif appartenant à l’autre molécule.

Une liaison hydrogène est plus forte que les interactions de Van der Waals mais moins forte que les liaisons ioniques. On la représente par des pointillés.