Voir la source de Cohésion des solides ioniques et moléculaires/Les solides moléculaires

{{Chapitre
  | idfaculté   = chimie
  | niveau      = 12
  | numéro      = 2
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Les solides moléculaires, c'est-à-dire uniquement composés de molécules, 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 (H<sub>2</sub>O solide) et le diiode (I<sub>2</sub>) solide, les molécules 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 ==

=== Cas des molécules polaires ===

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.

{| class="wikitable" style="border: none; background: none; text-align: center;"
|+ L'échelle de Pauling
| '''H'''<br/>2,2
| colspan="6" style="border: none; background: none;" |
|-
| '''Li'''<br/>1,0
| '''Be'''<br/>1,5
| '''B'''<br/>2,0
| '''C'''<br/>2,5
| '''N'''<br/>3,0
| '''O'''<br/>3,5
| '''F'''<br/>4,0
|-
| '''Na'''<br/>0,9
| '''Mg'''<br/>1,2
| '''Al'''<br/>1,5
| '''Si'''<br/>1,8
| '''P'''<br/>2,1
| '''S'''<br/>2,5
| '''Cl'''<br/>3,0
|}

Si l'électronégativité des deux atomes participant à la liaison covalente est très différente, un excès de charge négative, appelée charge partielle &delta;&minus;, se fera à une extrémité de la liaison et un excès de charge positive, appelée charge partielle &delta;+, se fera à l'autre extrémité 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 |''&Delta;''&chi;| dans une molécule doit être superière ou égale à 0,5 pour être polarisée.'''

{{(|Exemple : Préciser si les liaisons covalentes O-H, C-H sont polarisées ou non.|colonnes=1}}
Pour la liaison covalente O-H :
<chem>\overset{\delta-}O-\overset{\delta+}H</chem>
donc elle est polarisée.

Pour la liaison covalente C-H :
<chem>C-H</chem>
donc elle est non 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'''.

{{(|Exemple : Déterminer si les molécules H<sub>2</sub>O, <chem>CO2</chem> et CH<sub>2</sub>Cl<sub>2</sub> sont polaires.|colonnes=1}}
<ul>
<li>
<p>Sachant que la liaison covalentre O-H est polarisée avec l’atome d'oxygène plus électronégatif que l'hydrogène.</p>
[[File:H2O electronegativity.svg|200px]] autrement représenté [[File:H2O electronegativity barycentre.svg|200px]] 
<p>Les barycentres des charges partielles ne se coïncident pas donc H<sub>2</sub>O est polaire.</p>
</li>
<li>
<p>On détermine si la liaicon covalente C-O est polarisée. D'après l'échelle de Pauling :</p>
:<math>|\Delta\chi_{\text{C}-\text{O}}| = |\chi(\text{C}) - \chi(\text{O})|</math>
''Application numérique''
:<math>\begin{align}
|\Delta\chi_{\text{C}-\text{O}}| &= |2{,}5 - 3{,}5| \\
&= 1{,}0 \geq 0{,}5
\end{align}</math>
<p>Donc elle est polarisée.</p>
[[File:CO2 electronegativity.svg|200px]] autrement représenté [[File:CO2 electronegativity barycentre.svg|200px]]
<p>Les barycentres des charges partielles se coïncident donc <chem>CO2</chem> est apolaire.</p>
</li>
<li>
<p>On détermine si la liaicon covalente C-Cl est polarisée. D'après l'échelle de Pauling :</p>
:<math>|\Delta\chi_{\text{C}-\text{Cl}}| = |\chi(\text{C}) - \chi(\text{Cl})|</math>
''Application numérique''
:<math>\begin{align}
|\Delta\chi_{\text{C}-\text{Cl}}| &= |2{,}5 - 3{,}0| \\
&= 0{,}5 \geq 0{,}5
\end{align}</math>
<p>Donc elle est polarisée.</p>
[[File:CH2Cl2 electronegativity.svg|200px]] autrement représenté [[File:CH2Cl2 electronegativity barycentre.svg|200px]] 
<p>Les barycentres des charges partielles ne se coïncident pas donc CH<sub>2</sub>Cl<sub>2</sub> est polaire.</p>
</li>
</ul>

{{)}}

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 ===

Comment peut-on expliquer la cohésion des solides formées de molécules apolaires (exemple : I<sub>2</sub>) ?

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.

[[File:Two apolar molecules.svg|500px]]

[[File:Cohesion between two apolar molecules.svg|500px]]

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 ==

[[File:Legameidrogeno-h2o.jpg|thumb|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.

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