Chapitre 9

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Chapitre 9

• Les états de la matière et les forces
  intermoléculaires

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Changements de phase

• Solide liquide Fusion
• Liquide solide Solidification
• Liquide gaz Vaporisation
• Gaz liquide Liquéfaction
• Solide gaz Sublimation
• Gaz solide Cristallisation

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9.2 La vaporisation et la pression de vapeur

• Pression de vapeur pression exercée par des
  molécules de liquide devenues gazeuses, au-dessus
  du liquide, à l'équilibre (tableau 9.2).
• À léquilibre, vitesse dévaporation vitesse de
  condensation.
• Pression de vapeur PH2O à léquilibre
• Température débullition température à laquelle
  Pvap Patm

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Enthalpie (chaleur) de vaporisation

• Enthalpie de vaporisation (DHvap) énergie
  nécessaire pour faire évaporer 1 mol de liquide.
• Plus elle est petite, plus la vaporisation est
  facile.

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9.4 Le diagramme de phases

• Diagramme de phases graphique montrant l'état
  physique dune substance selon T et P.

D
FSC
C
B
A
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Diagramme de phases

• A-B courbe de sublimation (s g)
• B-C courbe de pression de vapeur (l g)
• B-D courbe de fusion (s l)
• B point triple (s l g)
• C point critique
• FSC fluide supercritique
• Polymorphisme solide qui existe sous plusieurs
  formes.
• Ex iodure de mercure (HgI2) a et b (page 390).

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Diagramme de phases de leau

• Le diagramme de phases de leau présente une
  particularité qui découle de la structure de la
  glace (fig. 9.21 a, p. 401)  H2O (s) occupe une
  plus grand volume que H2O (l).
• La droite qui marque la transition entre solide
  et liquide est inclinée vers la gauche

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9.5 Les forces de Van der Waals

• Les particules dans les liquides et les solides
  sont retenues proches les unes des autres par des
  forces dattraction de divers types.
• Dans les liquides et les solides covalents, ces
  forces sont appelées forces intermoléculaires.
• Ces forces influencent 
• Les points de fusion et débullition
• La structure 3D de grosses molécules (ADN,
  protéines)
• La solubilité des gaz, liquides et solides dans
  différents solvants

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Interaction dipôle dipôle, ou de Keesom

• Keesom attraction entre dipôles permanents, i.e.
  entre molécules polaires.
• Ex H Cl ------ H Cl
• d d- d d-
• FK
• Cl est plus électronégatif que H
• Les molécules orientent leurs pôles et sattirent
  entre elles.

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Interaction dipôle dipôle induit, ou de Debye

• Debye attraction entre un dipôle permanent et un
  dipôle induit, i.e. entre une molécule polaire et
  une molécule non polaire.
• Ex H-Cl et Cl-Cl
• H Cl ------ Cl Cl
• d d- d d-
• Induction dun dipôle (FD)
• Cl2 est plus près de Cld- que de Hd
• Les e- de Cl2 sont repoussés par Cld- plus
  fortement quils ne sont attirés par Hd.
• Le nuage électronique de Cl2 séloigne de HCl.
• Il y a apparition dun dipôle induit.

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Forces de dispersion, ou de London

• London attraction entre dipôle instantané et
  dipôle induit.
• Dipôle instantané?
• En moyenne les e- sont répartis symétriquement
  autour du noyau.
• À un instant donné (clic photo!!) 
• Les charges ne sont pas réparties symétriquement
  (momentanément)
• Formation dun dipôle instantané par surplus de
  charges dun coté.
• Les molécules (ou atomes) voisins subissent
  laction de se dipôle il sensuit un dipôle
  induit.
• Les forces de London sont souvent prédominantes
  entre les molécules.

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Polarisabilité

• Polarisabilité facilité avec laquelle le nuage
  électronique peut être déformé
• Dépend surtout du nombre délectrons.
• Reflète la facilité avec laquelle un dipôle est
  induit dans un atome ou une molécule.
• Ex He Ne Ar Kr Xe Rn
• nb de- 2 10 18 36 54 86
• le nombre délectrons ? de He à Rn
• la polarisabilité ? " " " "
• le moment dipolaire ? " " " "
• lintensité des FLondon ? " " " "
• il est plus difficile de séparer des atomes de Rn
  que des atomes de He
• Tf et Téb ? de He à Rn

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Polarisabilité et point débullition

• Plus la polarisabilité est grande, plus le point
  débullition (et de fusion) va être élevé.
• Ex He Ne Ar Kr Xe Rn
• Téb -269 -246 -186 -152 -107 -62 C
• On peut faire le même raisonnement avec les
  molécules F2, Cl2, Br2 et I2.
• Donc, plus la polarisabilité des atomes /
  molécules est grande, plus les forces
  intermoléculaires entre eux / elles sont grandes.

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Forces intermoléculaires et forme de la molécule

• Les forces de dispersion (London) sont plus
  grandes si les molécules ont une grande masse
  molaire et/ou sont de forme allongée.
• Ex les chaînes de carbone (alcanes)
• CH4 (gazeux)
• CH3CH3 (gazeux)
• CH3CH2CH3 (gazeux)
• CH3CH2CH2CH3 (gazeux)
• CH3CH2CH2CH2CH3 (liquide)
• CH3CH2CH2CH2CH2CH3 (liquide)
• Plus la molécule est longue, plus les forces de
  London sont importantes on passe de gazeux à
  liquide.
• Les ramifications sur les chaînes ont également
  un effet sur les forces de London (exemple en
  classe).

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Forces intermoléculaires et forme de la molécule

• On constate également que les forces
  intermoléculaires sont généralement plus grande
  dans une substance polaire que dans une substance
  non polaire de masse molaire comparable.
• Ex CH3CH3 est gazeux, CH3CH2OH est liquide.

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Intensité relative des forces intermoléculaires

• Attractions entre molécules polaire et
  polaire  L, K, D
• molécules polaire et non polaire  L,
  D
• molécules non polaire et non polaire 
  L
• Intensité relative FL gt FK gt FD
• Ex Téb (C)
• H2 -252,8
• Br2 58,78
• ICl 97,4

• H2 et Br2 non polaire donc FL seulement
• FL de Br2 gt FL de H2 Téb de Br2 gt Téb de H2.
• Br2 et ICl même nb de- donc FL de Br2 FL de
  ICl
• ICl est polaire FL FK FD
• Attractions dans Br2 lt attractions dans ICl
• Téb de ICl gt Téb de Br2.

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9.6 Les liaisons hydrogène

• Cas spécial des interactions de Keesom.
• Requiert la présence de Nd-, Od- ou Fd- sur la
  molécule.
• Demande la présence de N-H, O-H ou F-H sur la
  molécule.
• Intensité relative liaison H gtgt FL gt FK gt FD

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Les liaisons hydrogène

• Ces forces expliquent pourquoi leau bout à 100C
  (présence de liaisons hydrogène) et que le
  méthane est gazeux (absence de liaisons
  hydrogène).
• Ces interactions jouent un rôle important dans la
  structure des protéines.

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9.7 Tension superficielle et viscosité

• Les molécules à lintérieur dun liquide sont
  attirées par un plus grand nombre de molécules
  que celles en surface elles subissent donc une
  plus forte attraction intermoléculaire.
• De cette façon, laire de la surface exposée est
  minimale.
• La quantité de travail requise pour augmenter la
  surface dun liquide sappelle la tension
  superficielle.

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Tension superficielle et ménisque

• Un liquide en contact avec un solide peut montrer
  2 types de forces les forces dadhésion et les
  forces de cohésion.
• Forces dadhésion  forces intermoléculaires
  entre molécules différentes (ex eau avec verre)
• Provoque un ménisque concave (eau dans cylindre
  gradué) si adhésion gt cohésion.
• Explique la capillarité de leau dans un tube
  étroit.
• Forces de cohésion  forces intermoléculaires
  entre molécules identiques. (ex mercure)
• Provoque un ménisque convexe si cohésion gt
  adhésion (le mercure préfère interagir avec
  lui-même plutôt quavec le verre).

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Viscosité

• Viscosité résistance dun liquide à
  lécoulement.
• Lors de son écoulement, une partie du liquide se
  déplace par rapport aux parties adjacentes
• Les forces de cohésion qui sexercent à
  lintérieur du liquide créent un  frottement
  interne  qui réduit le débit.
• Plus les forces intermoléculaires sont grandes,
  plus le liquide est visqueux.

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9.8 Les structures de solides covalents
cristallins

• Solide cristallin  les entités constitutives
  (molécules) forment des assemblages organisés
  appelés cristaux (ex quartz, SiO2).
• Par opposition solide amorphe  amas dions ou
  de molécules sans ordre précis (ex verre, SiO2).
• Exemples de solides covalents cristallins formés
  de carbone
• Diamant (carbone hybridé sp3)
• Graphite (carbone hybridé sp2)
• Fullerènes (carbone hybridé sp2)
• Ce sont les formes allotropiques du carbone (les
  formes sous lesquelles on le retrouve dans la
  nature).

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Diamant, graphite et fullerène
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FIN DE LA SESSION!