Le document traite de la cohésion de la matière en chimie, en détaillant les solides ioniques et moléculaires, leur structure, et les interactions qui les lient. Il explique également la conservation de la matière lors de la dissolution et les transformations physiques liées au transfert thermique, en présentant des concepts tels que la capacité thermique et les changements d'état. Enfin, il aborde les liaisons chimiques, la polarité des molécules et les principes de solubilité.

1. COMPRENDRE

2. Séquence 2
Cohésion de la matière
en chimie

3. Plan de la séquence 2
1. Solide ionique.
a. Description
b. Cohésion du cristal ionique
2. Solide moléculaire.
a. Electronégativité
b. Polarité d’une molécule
c. Interaction de Vander Waals
d. Liaison hydrogène.
3. Conservation de la matière lors d'une dissolution.
a. Polarité d’un solvant
b. Dissolution d’un solide ionique
c. Dissolution d’un solide moléculaire
d. Concentration d’un ion en solution
4. Transformation physique d'un système par transfert thermique.

4. 1. Solide ionique
a. Description
Un cristal est une structure ordonnée.
Les solides ioniques sont constitués de
cristaux dans lesquels les ions sont agencés
suivant des structures bien identifiées.
Exemples : le chlorure de césium cristallise
dans la structure cubique centrée, le
chlorure de sodium possède une structure
cubique face centrée.

5. Structure cubique centrée
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Rubidium-chloride-CsCl- http://www.pearson-
structure-3D-ionic.png studium.de/books/3827370597/cd01/Gallery/Images/Crysta
l/F38b.gif

6. Structure cubique face centrée
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/b/b6/Sodi http://www.chemhume.co.uk/ASCHEM/Unit%201/Ch3IM
um-chloride-3D-vdW.png F/Chemical%20Struct.htm

7. Le solide ionique est constitué de cations et
d’anions. Il est électriquement neutre.
On appelle maille le motif le plus petit
représentatif du cristal.

8.  Dans une maille de chlorure de césium, l’ion
Cs+ intervient totalement alors que les 8 ions
Cl- ne participent que pour 1/8ème.
Ce qui explique la formule statistique de ce
solide : CsCl.
 Même raisonnement pour le fluorure de
calcium constitué des ions Ca 2+ et F- . Tout
cristal doit être électriquement neutre  sa
formule statistique CaF2 .

9. Modèles éclatés
NaCl CsCl
http://musingsofanaspiringpolymath.blogspot.com/2010/07 http://cnx.org/content/m15058/latest/
/on-general-uselessness-of-anecdotal.html

10. b. Cohésion dans le cristal ionique
 La cohésion est assurée par les interactions
électrostatiques entre les ions.
 Chaque ion est soumis aux forces
coulombiennes exercées par les ions voisins.
Il s’agit de liaisons ioniques.
Les cations Na + , Ca 2+ , Al 3+ ont pour
charges respectives : e, 2e et 3e.
Les anions F - , O 2- ont pour charges
respectives : - e et -2e.

11. 2. Solide moléculaire
a. Electronégativité
L’électronégativité est une grandeur
relative et positive qui traduit
l’aptitude d’un atome à attirer les
électrons qui l’associent à d’autres par
liaison covalente.
Linus Pauling (1932) a établit une
échelle d’électronégativité des atomes
des éléments chimiques.

12. http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/general/shapes/00_lewis.htm

13. http://faculty.njcu.edu/tpamer/gilbert-lessons/lesson5/gilbert6-5.htm

14.  Une liaison entre deux atomes est polarisée
si leurs électronégativités sont différentes.
Dans ce cas les charges portées par les
atomes sont partielles on les note :
 - portée par l’atome le plus
électronégatif,
 + portée par l’atome le moins
électronégatif.

15. b. Polarité d’une molécule
 Un dipôle électrique est
constitué de deux charges
électriques ponctuelles, +q
et –q, séparées d’une
distance d.

17. F2 : apolaire
LiF : plus polaire que HF

18. F2 : apolaire
LiF plus polaire que HF
c. Interaction de Vander Waals
 La cohésion dans les solides moléculaires
peut être assurée par les interactions entre
des dipôles électriques permanents ou
instantanés. Il s’agit d’interactions entre les
nuages électroniques : interactions de
Vander Waals.
 Ces interactions peuvent également
intervenir dans les liquides, plus rarement à
l’état gazeux, car les molécules sont trop
éloignées.

19. d. Liaison hydrogène
 C ’est une interaction entre
un atome d’hydrogène lié à
un atome électronégatif et
un autre atome portant un
doublet non liant, aussi
électronégatif. Exemples :
 Formation du dimère de
l’acide (acétique ou)
éthanoïque.
http://chem.sci.utsunomiya-u.ac.jp/v13n2/16Vargas-
Gonzalez/Vargas-gonzalez.html

20. Cohésion de la structure en hélice de
l’ADN Cohésion de l’eau à l’état liquide ou
http://courses.biology.utah.edu/horvath/biol.3525/1_DNA/Fig2/G solide.
uinness%20Step%2068%20Figure%202 http://www.lakelandschools.us/lh/lburris/pages/bonds.htm

21. 3. Conservation de la matière lors
d'une dissolution.
a. Polarité d’un
solvant
b. Un solvant constitué
de molécules polaires
est polaire.
c. Exemples : méthanol
:
CH3OH, dichloromét
hane :
CH2Cl2, diméthylsulf
oxyde :

22. Solvant apolaire
a. Un solvant constitué
de molécules
apolaires est apolaire.
b. Exemples :
tétrachlorométhane :
CCl4 ; cyclohexane :
C6H12.
Remarque : une
molécule apolaire
peut contenir des
liaisons
polarisées, CCl4 par
exemple.

23. b. Dissolution d’un solide ionique
 La dissolution d’un solide ionique peut se
décomposer en 3 phases.
 Dissociation : ruptures des liaisons ioniques
 Solvatation : les molécules du solvant
interagissent aves les ions isolés. Si l’eau est
le solvant, il s’agit d’une hydratation.
 Dispersion : les ions solvatés se répartissent
dans l’ensemble de la solution par diffusion
ou sous l’effet de l’agitation.

25. Ecriture de l’équation de dissolution dans l’eau
 NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)
 FeCl 3(s) Fe3+(aq) + 3 Cl-(aq)
 (CuSO4, 5H2O)(s) Cu2+(aq) + SO42-(aq)
On peut écrire H2O au-dessus de la flèche.

26. a. Dissolution d’un composé moléculaire
 Les espèces chimiques constituées de molécules
polaires sont solubles dans les solvants polaires.
HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq)
H2SO4 (l) → 2H+(aq) + SO42-(aq)
C6H12O6(s) → C6H12O6( aq)
CH3- CH2- OH (l) → CH3- CH2- OH (aq)
On peut écrire H2O au- dessus de la flèche.

27.  Un soluté polaire sera d’autant plus soluble
dans un solvant que la formation de liaisons
hydrogène entre le solvant et le soluté sera
facile.
 Les espèces chimiques constituées de
molécules apolaires sont solubles dans les
solvants apolaires.
 Exemple de solvants apolaires :
cyclohexane : C6H12 ; hexane : C6H14.

28. d. Concentration d’un ion en
solution aqueuse
 Une solution aqueuse de sulfate de
cuivre, de volume V, est obtenue en
dissolvant n moles de (CuSO4, 5H2O)(s) . On
note c sa concentration molaire.
 On considère que le solide a été totalement
dissout à l’état final.
 Quelles sont les concentrations molaires de
chacun des constituants du système, à l’état
final ?

29. H2O
(CuSO4,5H2O)(s) → Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Quantité de
matière
Etat initial n 0 0
(mol)
Etat final 0 n n
(mol)

30. On divise la quantité de matière de l’espèce chimique par
le volume de la solution pour obtenir sa concentration,
pour l’état du système choisi.
 H2O
(CuSO4,5H2O)(s) → Cu2+(aq) + SO42-(aq)
concentration
Etat initial c = n/V 0 0
(mol. L-1)
Etat final 0 c = n/V c = n/V
(mol.L-1)

31.  Concentration apportée
La concentration apportée en soluté est
égale à la quantité de matière de soluté
divisée par le volume de solution à l’instant
initial de la dissolution.
 Notation
La concentration molaire d’un ion est notée
[ion]. Exemple :
 n(SO42-) / V = [SO42-]

32. e. L’extraction
 La solubilité d’une espèce chimique dans
une solution correspond à la quantité
maximale de soluté que l’on peut dissoudre
par litre de solution. Elle peut être
exprimée en mol.L-1 ou en g.L-1.

33.  Le choix d’un solvant pour extraire une
espèce chimique d’une solution nécessite :
1. Que l’espèce à extraire soit plus soluble dans le
solvant choisi que dans celui de la solution
initiale
2. Que le solvant choisi ne soit pas miscible avec la
solution initiale
○ Voir fiche pratique du livre p. 457
On dit qu’il s’agit d’une extraction liquide-
liquide.

34. 4. Transformation physique d'un
système par transfert thermique
a. Transfert thermique
Si deux corps de températures différentes
sont mis en contact, alors le corps froid
reçoit l’énergie thermique cédée par le
corps chaud, jusqu’à ce que l’équilibre
thermique s’établisse. Tant que l’équilibre
thermique n’est pas atteint, le transfert
thermique se poursuit.
L’énergie thermique du corps le plus chaud
diminue et celle du plus froid augmente.

35.  Remarque : on suppose que les systèmes
étudiés ne subissent pas de réactions
chimiques au cours de ces transferts
thermiques.
 Notation
La variation d’énergie thermique est souvent
notée Q. Elle s’exprime en joule (J).
 Si le système reçoit de l’énergie thermique
alors Q > 0 J.
Si le système perd de l’énergie thermique
alors Q < 0 J.

36. Quelles modifications physiques peut
provoquer un transfert thermique ?
Qreçue E = Ef -Ei > 0
Ef > Ei
Augmentation de
Variation de température
température Qperdue E = Ef -Ei < 0
Ef < Ei
Diminution de
Transfert température
thermique
Changement suite
d ’état

37. b. Etats physiques d’un corps et
changements d’état
Liquide = Ef -Ei > 0
E = Ef -Ei > 0
Vaporisation
Fusion
Solide Gaz
E = Ef -Ei < 0
Condensation

38. Liquide
Q E = Ef -Ei < 0
Q E = Ef -Ei < 0
Solidification Liquéfaction
Solide Gaz
Sublimation
Q E = Ef -Ei > 0

39.  A pression constante, quand un corps pur
change d’état physique, sa température ne
varie pas. L’énergie thermique qu’il
échange n’est utilisée que pour le
changement d’état.
La température de fusion et la température
d’ébullition sont des caractéristiques d’un
corps pur.

40. c. Aspect microscopique
http://www.assignmenthelp.net/assignment_help/states-of-
matter.php

41.  La température est une grandeur
macroscopique.
 Une augmentation de la température d’un
système chimique correspond à une agitation
thermique des particules
(atomes, ions, molécules) plus importante. Elle
s’accompagne d’une augmentation de la vitesse
de vibration (dans les solides) ou de
déplacement (dans les fluides) des particules.
Une augmentation de la température
s’accompagne aussi de ruptures d’interactions
intermoléculaires : Vander Waals et liaison
hydrogène.

42. d. Energie de changement d’état
 On appelle énergie molaire de changement d’état l’énergie
reçue ou perdue par mole de corps pur transformée.
 Exemple – L’énergie molaire de vaporisation de l’eau est :
Lvap = 40,6 kJ.mol-1.
 Ainsi l’énergie Q nécessaire pour vaporiser 3,0 moles d’eau
est Q = 3,0 x 40,6 soit Q = 121,8 kJ
On donne M(H2O) = 18 g.mol-1, déterminer la valeur de l’énergie
massique de vaporisation exprimée en kJ.kg-1.
 La chaleur de changement d’état s’appelle aussi chaleur
latente de changement d’état.

43. e. Capacité thermique d’un corps
 La capacité thermique d’un corps est notée
c, elle peut être massique ou molaire.
 Pour un corps qui échange par transfert
thermique l’énergie Q au cours de son
changement de température T on a les
relations suivantes :

44. Q = m x c x T
m : la masse du corps en kg
c : capacité thermique massique du corps en
J.kg-1.°C-1
T : variation de température en °C
Q = n x c x T
n : quantité de matière du corps en mol
c : capacité thermique molaire du corps en
J.mol-1.°C-1

45. Fin