1)- Charges électriques :

a)-  Signe des charges portées par la tige T₃ :

-  La tige T₃ de plexiglas frottée avec de la laine est repoussée par la tige T₁.

-  Or la tige T₁ est chargée positivement.

-  Comme deux charges de mêmes signes se repoussent

-  La tige T₃ est chargée positivement.

b)-  Tiges T₃ et T₂ :

-  La tige T₂ est chargée négativement.

-  La tige T₃ est chargée positivement

-  Comme deux charges de signes opposés s’attirent

-  La tige T₂ est attirée par la tige de verre T₃.

2)- Tiges T₄ et T₂ :

-  La tige de polystyrène T₄ est attirée par la tige de verre T₁

-  Or la tige T₁ est chargée positivement

-  Comme deux charges de signes opposés s’attirent

-  La tige T₄ est chargée négativement

-  Comme la tige T₂ est chargée négativement

-  Les tiges T₄ et T₂ se repoussent.

Dans une ligne ou une période de la classification périodique, l’électronégativité des éléments croît de gauche à droite,

hormis pour les gaz nobles.

1)- En consultant la classification périodique, dire pourquoi chacune des liaisons présentes dans les molécules

d’oxyde d’azote NO (a), de carbure de béryllium CBe₂ (b), de fluorure d’oxygène F₂O (c) est polarisée ?

2)- En utilisant les modèles moléculaires ci-dessus prévoir si ces trois molécules sont polaires.

1)- Dipôle électrique permanent et dipôle électrique instantané :

► Dipôle électrique permanent dans une molécule diatomique :

-  Il correspond à une distribution permanente non symétrique du doublet de liaison entre les deux atomes.

-  Le barycentre des charges positives n’est pas confondu avec le barycentre des charges négatives.

► Dipôle électrique instantané dans une molécule diatomique :

-  Il résulte de l’existence, à un moment donné, d’une dissymétrie dans la répartition des charges électriques entre les deux atomes.

-  Il se peut que la densité électronique soit plus grande sur un atome que sur l’autre.

-  Il apparaît alors un moment dipolaire instantané.

-  C’est le cas des molécules diatomiques constituées d’atomes identiques.

2)- Molécules polaires et apolaires :

a)-  Molécules apolaires : molécules dont le moment dipolaire est nul

-  C’est le cas des molécules diatomiques constituées d’atomes identiques :

-  N₂ (N ≡ N), Cl₂ (Cl – Cl)

-  C’est le cas de molécules linéaires symétriques :

-  CBe₂ (Be = C = Be), CS₂ (S = C = S)

-  Le moment dipolaire résultant est nul.

b)-  Molécules polaires : molécules dont le moment dipolaire n’est pas nul :

-  Molécules diatomiques constituées de deux atomes différents :

-  IBr (I – Br) et HI (H – I).

-  Les molécules triatomiques coudées comme :

-  H₂S et Cl₂O

-  Les liaisons sont polarisées et la somme des moments dipolaires n’est pas nulle.

-  La molécule possède un moment dipolaire résultant.

Les représentations de Lewis de l’iodure d’hydrogène HI, du sulfure de dihydrogène H₂S,

du peroxyde d’hydrogène H₂O₂ (eau oxygénée),

du fluorure d’hydrogène HF, du méthane CH₄ et du chloroforme CH₃Cl sont les suivantes :

1)- Parmi ces molécules, quelles sont celles qui peuvent participer à des liaisons hydrogène ?

2)- Représenter quelques liaisons hydrogène pour chacune d’elles :

1)- Liaisons hydrogène :

-  Une liaison hydrogène se forme lorsqu’un atome d’hydrogène H, qui est lié à un atome A très électronégatif,

interagit avec un atome B, également très électronégatif et porteur d’un ou plusieurs doublets non liants.

-  Les atomes A et B qui interviennent généralement sont : l’azote N, l’oxygène O, le fluor F et le chlore Cl.

-  Les trois atomes qui participent à la liaison hydrogène sont généralement alignés.

-  C’est le cas de la molécule HF et de la molécule H₂O₂.

2)- Représentation des liaisons hydrogène :

-  Avec la molécule H₂O₂ :

-  Avec la molécule HF : ne pas oublier que l’atome de fluor porte quatre doublets qui se répartissent

de telle sorte que l’interaction entre eux soit minimale.

-  C’est pour cette raison que l’enchaînement n’est pas linéaire.

-  L’angle que forme la liaison covalente avec la liaison hydrogène est voisin de 109 °.

Le triiodométhane ou iodoforme fond à 6 ° C et bout à 180 ° C sous la pression atmosphérique.

 Son moment dipolaire vaut 1,2 D.

1)- Décrire ce qui se produit à l’échelle macroscopique lorsque l’on chauffe du triiodométhane de 0 ° C à 10 ° C.

2)- La molécule de triiodométhane peut-elle participer à des liaisons hydrogène ?

3)- En déduire les évolutions qui se produisent, à l’échelle microscopique,

lorsque l’on chauffe du triiodométhane de 0 ° C à 10 ° C.

1)- Échelle macroscopique : On chauffe du triiodométhane de 0 ° C à 10 ° C :

-  La température de fusion du triiodométhane est 6 ° C

-  De 0 ° C à 6 ° C, on chauffe le solide. La température du triiodométhane à l’état solide augmente.

-  À 6 ° C : le triiodométhane passe de l’état solide à l’état liquide : c’est la fusion qui s’effectue à température constant θ = 6 ° C.

-  Du triiodométhane solide se transforme à triiodométhane à l’état liquide.

-  De 6 ° C à 10 ° C : lorsque tout le triiodométhane se trouve à l’état liquide, la température augmente à nouveau.

-  On chauffe alors le triiodométhane à l’état liquide.

2)- Liaisons hydrogène :

-  Une liaison hydrogène se forme lorsqu’un atome d’hydrogène H, qui est lié à un atome A très électronégatif,

interagit avec un atome B, également très électronégatif et porteur d’un ou plusieurs doublets non liants.

-  Les atomes A et B qui interviennent généralement sont : l’azote N, l’oxygène O, le fluor F et le chlore Cl.

-  Comme la molécule de triiodométhane ne possède pas d’atome, d’azote N, d’oxygène O, de fluor F ou de chlore Cl, il ne se forme pas de liaisons hydrogène.

3)- Échelle microscopique : On chauffe du triiodométhane de 0 ° C à 10 ° C :

-  De 0 ° C à 6 ° C : Lorsque l’on chauffe le solide moléculaire CHI₃, la chaleur que reçoit le solide est transformée en énergie cinétique E_c.

-  L’agitation des molécules qui constituent le solide augmente.

-  Quand cette agitation est suffisante, des interactions de Van Der Waals, qui assurent la cohésion du cristal sont rompues.

-  Puis à 6 ° C l’édifice cristallin se disloque.

-  Les molécules restent en contact mais se séparent.

-  Il n’y a plus de disposition régulière dans l’espace. 

-  C’est la fusion : on passe de l’état solide à l’état liquide.

-  Au cours de la fusion, l’énergie thermique fournie au cristal est utilisée pour rompre des interactions de Van Der Waals.

-  La température reste constante pendant toute la durée de la fusion.

-  De 6 ° C à 10 ° C : Une fois toute l’espèce moléculaire à l’état liquide, l’agitation thermique augmente à nouveau et la température aussi

et des interactions de Van Der Waals, qui assurent la cohésion du liquide sont rompues.