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EXERCICES 11-C

Interactions dans les solides moléculaires et dans les liquides moléculaires

Interactions de Van der Walls

 

EXERCICE 1


ENONCE : Solides moléculaires et liquides moléculaires


· 1-
La molécule d'eau est polaire. Pourquoi?


· 2-
Rappeler ce qu'est une liaison hydrogène (pont hydrogène) entre les molécules d'eau dans la glace et l'eau liquide.


· 3-
Pourquoi l'eau bout-elle à 100 ° C alors qu'il Il suffit de - 60,7 °C pour faire bouillir du sulfure d'hydrogène dans lequel il n'y a pas de liaisons hydrogène.


· 4-
L'eau solide présente plusieurs variétés allotropiques, l'objet de cette partie est l'étude de la glace III, variété stable pour des pressions supérieures à 3 103 bar.

La glace III est formée de mailles cubiques à faces centrées avec occupation de la moitié des sites tétraédriques de façon alternée. Voici le schéma :

(1)

La maille cubique d'arête d = 637 x 10 - 12 m = 632 pm contient donc 8 molécules.H2O.

Calculer la masse volumique en kg / m3 de cette variété de glace.

Données :

Nombre d'Avogadro NA = 6,02 x 10 23 / mol.

Masse molaire moléculaire de l'eau : M = 18,8 g / mol.


SOLUTION :


·
1-
Expliquons pourquoi la molécule d'eau est polaire.

L'atome d'oxygène O est plus électronégatif que l'atome d'hydrogène H.

Par suite l'atome doxygène O attire vers lui les doublets délectrons qui le lient aux deux atomes d'hydrogène H. (vor la leçon 11)

L'eau est un solvant polaire (voir ci-dessous).

(2)


· 2-
Rappelons ce qu'est une liaison hydrogène (pont hydrogène) entre les molécules d'eau dans la glace et l'eau liquide.

La liaison hydrogène est une interaction électrostatique entre 2 molécules. Une des molécules contient un atome d'hydrogène H électropositif lié à un atome électronégatif (O,N,F,Cl, etc). L'autre molécule contient un atome fortement électronégatif (O, N, F, Cl).

(3)

Dans la glace (eau solide) chaque molécule d'eau forme des liaisons hydrogène (ponts hydrogène) avec 4 molécules voisines (voir le premier schéma).

Dans l'eau liquide ces "ponts" hydrogène existent aussi mais l'agitation des molécules est plus grande.

· 3- Expliquons pourquoi l'eau bout à 100 ° C alors qu'il suffit de - 60,7 °C pour faire bouillir du sulfure d'hydrogène dans lequel il n'y a pas de liaisons hydrogène.

La masse molaire moléculaire de l'eau est M (H2O) = 18 g / mol. La masse molaire moléculaire du sulfure d'hydrogène est M (H2S) = 34 g / mol.

L'eau pourtant plus légère que le sulfure d'hydrogène bout à une température supérieure sous la pression atmosphérique normale : 100 ° C pour H2O et seulement - 60,7 °C pour H2S.

Cela s'explique par l'existence de liaisons hydrogène (ponts hydrogène) entre les molécules d'eau. Elles sont plus difficiles à séparer par ébullition que les molécules de sulfure d'hydrogène qui, elles, n'ont pas de "pont hydrogène" entre elles. (4)


· 4- Calculons la masse volumique en kg / m3 de cette variété de glace.

Calculons le volume de la maille cubique d'arête d = 637 x 10 - 12 m = 632 pm qui contient 8 molécules.H2O.

Volume du cube :

V = d3 = (6,37 x 10 - 10)3 = 258,47 x 10 - 30 m3 = 2,5847 x 10 - 28 m3 (5)

Masse du cube

M = masse des 8 molécules H2O = 8 [ 18 / ( 6,02 x 10 23) ] grammes = 23,92026 x 10 - 23 g = 2,392026 x 10 - 25 kg (6)

La masse volumique en kg / m3 de cette variété de glace est :

m = M / V = 2,392026 x 10 - 25 / ( 2,5847 x 10 - 28) = 0,925456 x 10 3 kg / m3

Retenons 3 chiffres significatifs comme dans les données de l'énoncé :

m = 925 kg / m3 (7)

Cette glace flotterait sur l'eau liquide de masse volumique m ' = 1000 kg / m3


EXERCICE 2 :


ENONCE : Interactions de Van der Walls


· 1-
Interaction entre un dipôle permanent et un dipôle induit (interaction de Debye),

Ce type de force s'exerce entre des molécules constamment polaires et des molécules initialement non polaires dans lesquelles les premières induisent un dipôle.

Expliquer avec un schéma ce type de force de Van der Walls en prenant l'exemple de l'eau et du dichlore.

Les forces de Debye sont un 1° type de forces de Van der Walls.


· 2- Interaction entre 2 molécules différentes mais toutes les deux polaires (interaction de Keesom - A lire simplement)

Ce type d'interaction s'exerce entre des molécules polaires. Par exemple les molécules de monoxyde de carbone CO polaire s'orientent en présence de molécules de dioxyde de soufre SO2. Elles tendent à aligner leurs dipôles.

Les forces de Keesom sont un 2° type de forces de Van der Walls.


· 3- (A lire simplement) La force de London se manifeste entre tous les types de molécules, mais elle est la seule existant entre les molécules ne présentant pas de moment dipolaire permanent comme les molécules monoatomiques (gaz rares) , diatomiques homonucléaires (O2, N2, I2) ou polyatomiques symétriques (CO2, CCl4). Bien que leur moment dipolaire soit nul en moyenne, les fluctuations de la densité électrique engendrent des dipôles instantanés non nuls qui induisent des dipôles dans les molécules voisines.

Les forces de London sont un 3° type de forces de Van der Walls.


SOLUTION :


·
1-
Interaction entre un dipôle permanent et un dipôle induit (interaction de Debye),

Expliquons avec un schéma ce type de force de Van der Walls en prenant l'exemple de l'eau et du dichlore.

Le schéma ci-contre est un exemple d'interaction de Van der Walls entre un dipôle permanent (molécule d'eau) et un dipôle induit Cl - Cl qui ne se polarise qu'en s'approchant de la molécule polaire H2O.

Cette interaction dite de Debye fait intervenir un dipôle permanent H2O et un dipôle induit Cl2 entre lesquels s'exerce une force électrique. Grace à cette polarisation induite, le chlore, normalement apolaire, devient un dipôle induit soluble dans l'eau pure.

Le dichlore est évidemment beaucoup moins soluble dans l'eau salée avec Na + et Cl -.

 

(8)


·
2-
Interaction entre 2 molécules différentes mais toutes les deux polaires (interaction de Keesom - A relire simplement)


· 3-
La force de London se manifeste entre tous les types de molécules, mais elle est la seule existant entre les molécules ne présentant pas de moment dipolaire permanent (A relire simplement)

 

A VOIR :

Exercice 11-A : Connaissances du cours n° 11.

Exercices 11-B : Solides ioniques - Force électrostatique de Coulomb - Molécules polaires.

Exercices 11-C : Interactions dans les solides moléculaires et dans les liquides moléculaires - Interactions de Van der Walls (ci-dessus).

Exercices 11-D : Dissolution de certains solides dans certains liquides.

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