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Lorsque
cette main " "
figure dans le texte, elle indique un lien vers la visualisation de la
molécule dans l'espace. Cette possibilité nécessite l'installation sur
votre ordinateur du "plug in" CHIME disponible gratuitement, par
inscription, sur le site MDLI.
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AGITATION et RENCONTRE
des particules
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 L’agitation
continuelle des particules (e.a. atomes) fait qu’elles subissent des
mouvements de translation qui peuvent amener deux d’entr’elles à
proximité ; des forces d’attraction et de répulsion apparaissent
alors. On notera : d'une part, la force de répulsion entre les deux
protons et entre les deux nuages électroniques et d'autre part, la
force d'attraction entre le proton de chaque atome et le nuage électronique
de l'autre atome.
Lorsque
les deux atomes se trouvent à une très grande distance l'un de
l'autre, ils n'ont guère d'influence l'un sur l'autre. La force de répulsion
entre deux charges nucléaires est négligeable. Lorsque deux atomes se
rapprochent, les deux noyaux atomiques (protons) chargés positivement
se rapprochent toujours davantage l'un de l'autre. Etant donné que deux
charges identiques se repoussent l'une l'autre, la répulsion entre les
noyaux sera toujours plus forte. La force de répulsion entre les
particules est proportionnelle au carré de la distance. Pour de petites
distances, on obtient une force de répulsion supplémentaire suite au
chevauchement des nuages électroniques, si bien que la force de répulsion
totale (ligne jaune sur le graphique) devient très intense. La forme de
la courbe qui décrit la répulsion entre les nuages électroniques ne
peut être obtenue qu'à l'aide de la mécanique ondulatoire. La courbe
expérimentale qui décrit la force de répulsion totale en fonction de
la distance présente généralement une allure exponentielle.
Au
fur et à mesure que les deux atomes se rapprochent l'un de l'autre, une
seconde force apparaît également. L'attraction du nuage électronique
du premier atome par la charge nucléaire de l'autre atome (force
d'attraction entre des particules de charges opposées) ne fait
qu'augmenter. Ce nuage électronique se retrouve de plus en plus entre
les deux noyaux. De cette manière, les deux particules sont attirées
l'une vers l'autre (ligne rouge sur le graphique).
Etant
donné que les deux forces possèdent des directions opposées, on représente
la force de répulsion avec une valeur positive et la force d'attraction
avec une valeur négative. Ainsi, arrivés à une distance caractéristique,
les deux atomes sont à l’origine de deux types de forces qui établissent
un équilibre mutuel et dynamique qui caractérisera la liaison
chimique. Il faudra fournir de l’énergie pour rapprocher ou pour éloigner
les deux atomes l’un de l’autre.
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COLLISIONS et LIAISONS
CHIMIQUES
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L'endroit
où les deux forces sont égales tout en étant opposées est désigné par le
terme "distance de liaison" (r0) on a besoin d'une énergie
de 436 kJ.entre les deux atomes.
Lorsque
les deux atomes se rapprochent l'un de l'autre, la force des répulsions prédomine;
lorsque les particules s'écartent l'une de l'autre, la force d'attraction
l'emporte. Les particules reprennent chaque fois leur position d'équilibre,
On peut
comparer ce phénomène à un ressort auquel est suspendue une masse déterminée.
Qu'on étire le ressort ou qu'on le comprime, il retourne toujours à son état
de repos. Dans cette position d'équilibre, l'énergie potentielle des
particules est minimale. Cet état de fait est représenté sur le deuxième
graphique. On attribue la valeur zéro à l'énergie potentielle des deux
particules se trouvant à une distance infinie l'une de l'autre. Lorsque les
particules se rapprochent, l'énergie potentielle diminue jusqu'à ce qu'elle
atteigne sa valeur minimale. Les deux particules atteignent leur énergie
potentielle minimale lorsqu'elles se trouvent à une distance de 0.74x10-10
m l'une de l'autre. Cette distance représente la distance de liaison dans la
molécule de dihydrogène.
Pour
rompre une liaison, on doit ajouter de l'énergie (énergie de liaison) pour éloigner
les particules l'une de l'autre. Pour la molécule d'hydrogène, l'énergie de
liaison s'élève à -436 kJ/mole. On veut dire par là que, pour décomposer
1 mole de dihydrogène, on a besoin d’une énergie de 436 kJ.
Par contre, la
formation de la même liaison dégagera 436 kJ/mole ; l'enthalpie de la
molécule diminue.
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DISTANCES et ANGLES
des liaisons
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La
structure spatiale d'une molécule est déterminée principalement par le type
des atomes dans la molécule, par leurs configurations électroniques et par les
types de liaisons résultantes qu'ils peuvent manifester l'un par rapport à
l'autre. Le résultat concret de ce processus de liaison est une molécule plus
stable incorporée en phase solide dans une structure de réseau plus grande, si
bien que les atomes ou les ions se trouvent à une distance de liaison déterminée
et forment un angle de liaison déterminé les uns par rapport aux autres. Bien
que les atomes, les ions et les molécules continuent à manifester toutes
sortes de mouvements vibratoires les uns par rapport aux autres, même à l'état
de substance solide, on peut parler de distances de liaison moyennes et d'angles
de liaison moyens dans les limites desquels ces mouvement vibratoires se
manifestent.
Pour un
atome isolé (par exemple un atome d'hydrogène), on pourrait parler de rayons
atomiques. II n'empêche que la valeur du rayon d'un atome isolé est très
difficile à déterminer par expérience, d'une part par le fait que des atomes
complètement isolés n'existent pas en réalité, et d'autre part par le fait
que l'enveloppe électronique autour d'un noyau atomique ne présente pas une
limite externe nettement définie. On peut juste calculer dans quel domaine de
l'espace une grande probabilité existe de rencontrer par exemple les électrons
de valence.
Le
rayon atomique d'un atome est par conséquent défini comme étant la moitié de
la distance entre les noyaux atomiques de deux atomes de même type reliés l'un
à l'autre. C'est ainsi que le rayon atomique de l'atome d'hydrogène représente
la moitié de la distance entre deux noyaux d'hydrogène dans la molécule de H2. Pour le fer, par exemple, on prendra la moitié de la distance entre deux
noyaux de fer liés l'un à l'autre dans un
réseau de fer métallique. Pour les
liaisons ioniques (p. ex.
NaCl) à l'état de substance solide, on peut déterminer
le rayon ionique, par exemple par analyse aux rayons X, des ions dans un réseau
cristallin. Le rayon ionique d'un ion positif (cation, par exemple Na+)
est inférieur au rayon atomique correspondant, le rayon ionique d'un ion négatif
(anion, par exemple Cl-) étant supérieur au rayon atomique
correspondant.
Les molécules
qui se trouvent à proximité l'une de l'autre exercent l'une sur l'autre des
forces de liaisons (ou d'interactions moléculaires) encore plus faibles. La
figure et les exemples suivants montrent que ces forces de liaison ou
d'interaction dépendent de la nature des éléments chimiques réalisant les
liaisons intramoléculaires respectivement de type covalente parfaite (p. ex.
CH4 ... cliquez pour
visionner), covalente polarisée (p. ex.
HCl), pont hydrogène (p. ex.
H2O ... cliquez pour
visionner) ionique ou covalente coordinative (p. ex. des ions complexes).
Ces forces de liaisons intermoléculaires sont considérablement plus
faibles que les liaisons chimiques intramoléculaires. La distance sur laquelle
ces forces de liaison intermoléculaires se manifestent peut être déterminée
par expérience. On parle alors de "forces de Vanderwaals" et de
"rayons de Vanderwaals" en fonction du nom de celui qui a découvert
ces forces de liaisons. Le rayon de Vanderwaals d'un atome donne par conséquent
une idée de la distance sur laquelle cet atome, à l'extérieur d'une molécule,
peut encore exercer une force de liaison par rapport à des atomes d'une molécule
voisine. La figure suivante montre que la forme de la molécule - ici, trois
isomères du
pentane C5H12
- influence également ces forces de liaison intermoléculaire et, de là, leurs
propriétés physiques (p. ex. la t° d'ébullition).
Les
angles de liaisons les plus courants entre des liaisons chimiques sont: 90° (et
120°) dans la
molécule PF3Cl2,
109° pour la
molécule CH4, 120° dans
SO3, et 180° dans
CO2 par exemples. II s'agit néanmoins d'angles de liaison pour des fragments
moléculaires isolés comprenant chaque fois trois atomes. Suite à des différences
de densité de charge dans une molécule et à des différences de volume entre
les atomes présents, les angles de liaison standard peuvent subir une "déformation".
On
peut également voir, par exemple sur la figure précédente, une représentation "idéalisée"
des longueurs de liaison et des angles de liaisons dans la
molécule de l'acide
éthanoïque (acide acétique ou encore vinaigre).
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