Solides moléculaires

Définition des solides moléculaires

Je t'ai donné beaucoup de définitions d'un coup, alors décomposons-les une à une. Parlons d'abord du réseau cristallin. Voici à quoi ressemble un réseau cristallin :

Fig.1 Exemple d'un réseau cristallin par rapport à un solide amorphe

Un réseau cristallin est essentiellement un motif répétitif où chaque atome/molécule est maintenu ensemble par une certaine force. Ces forces déterminent également la structure du réseau.

Pour les solides moléculaires, ces forces sont les forces de van der Waals. Il existe trois principales forces de van der Waals, et chacun des trois types de solides moléculaires correspond à l'une de ces forces. Le principal "point" des forces de van der Waals est qu'elles sont causées par l'attraction d'une charge négative partielle (δ-) vers une charge positive partielle (δ+). La façon dont ces charges se produisent dépend du type de force, que nous abordons juste un peu plus loin.

Types de solides moléculaires

Comme je viens de le mentionner, il existe trois types de solides moléculaires qui correspondent aux trois types de forces de van der Waals. Il s'agit des types suivants :

• Les solides non polaires.
• Les solides polaires.
• Les solides liés à l'hydrogène.

Solides non polaires

Les solides non polaires constituent le premier groupe. Lorsqu'une espèce est non polaire, c'est pour l'une des deux raisons suivantes :

1. La molécule est symétrique, ce qui annule toute polarité.
2. La différence d'électronégativité est inférieure à 0,5.

Les solides non polaires sont maintenus ensemble par les forces de dispersion de Londres

Voici à quoi ressemble ce processus :

Maintenant que l'espèce a un dipôle instantané, elle peut induire un dipôle dans une espèce non polaire proche. Les électrons de l'espèce non polaire sont attirés vers l'extrémité partiellement positive du dipôle instantané. Les électrons sont alors répartis de façon inégale et forment un dipôle.

Voici à quoi ressemble ce processus :

L'attraction entre le dipôle instantané et le dipôle induit est ce que nous considérons comme les forces de dispersion de Londres. Les dipôles induits sont considérés comme temporaires puisqu'ils disparaissent lorsqu'on les éloigne d'une molécule possédant un dipôle.

Solides polaires

Ensuite, nous avons les solides polaires, qui sont maintenus ensemble par des interactions dipôle-dipôle.

Solides liés à l'hydrogène

Les solides liés à l'hydrogène sont, tu l'as deviné, maintenus ensemble par desliaisons hydrogène .

La liaison hydrogène est un type particulier d'interaction dipôle-dipôle. Elle est en fait beaucoup plus forte en raison de la grande différence d'électronégativité entre H et N, O ou F. Voici un exemple de liaison hydrogène :

Fig.5 - Liaison hydrogène dans la glace

Exemples de solides moléculaires

Maintenant que nous avons abordé chaque type, voyons à quoi ressemblent ces solides !

Tout d'abord, nous avons un solide moléculaire non polaire. Voici la structure de l'iode (_I2). Il s'agit d'une molécule non polaire, qui est donc maintenue par les forces de dispersion de Londres.

Fig.6 - L'iode est un exemple de solide moléculaire non polaire

La structure cristalline de l'iode est un cube. Il y a une molécule d'iode à chaque coin et au centre de chaque face. Contrairement à nos autres exemples, aucune ligne n'est tracée pour les forces intermoléculaires. C'est parce qu'il n'y a pas de dipôle permanent sur aucune des molécules, de sorte que la direction de l'attraction changera en fonction de la formation et de la destruction des dipôles instantanés (et donc des dipôles induits des molécules voisines).

Zoomons et regardons à quoi ressembleraient ces forces intermoléculaires:

Fig.7 - Forces de dispersion de l'iode

Une molécule d'iode forme un dipôle temporaire, qui induit un dipôle dans une molécule voisine. Une fois le dipôle détruit, un nouveau dipôle peut se former.

Ces interactions sont suffisamment fortes pour maintenir la structure de l'iode ensemble, mais comme elles sont plus faibles que la liaison covalente à l'intérieur de chaque molécule d'iode individuelle, chaque molécule est plus espacée. L'iode a la forme d'un cube car la force de ces interactions est égale.

Ensuite, examinons un solide polaire. Notre exemple ci-dessous est le HCl :

Fig.8 Le HCl est un solide polaire

Sa structure solide est un zigzag, où chaque molécule est maintenue ensemble par des interactions dipôle-dipôle.

Le solide à liaison hydrogène le plus courant est la glace, illustrée ci-dessous :

Fig.9 - La structure cristalline de la glace

Pour en revenir à l'introduction, c'est la raison pour laquelle les flocons de neige sont hexagonaux. Les flocons de neige sont uniques en raison des différents modèles de liaisons hydrogène, mais ils auront toujours cette forme hexagonale centrale.

Propriétés des solides moléculaires

Les solides moléculaires tirent leurs propriétés des faibles forces de van der Waals qui les maintiennent ensemble. Voici quelques-unes des propriétés courantes des solides moléculaires :

• Doux
  • Forces faibles --> faciles à déformer
• Point de fusion bas
  • Forces faibles --> faciles à surmonter
• Faible densité
  • La densité est une mesure de la masse par volume. Les "liaisons" intermoléculaires sont longues, de sorte que l'espace entre les molécules est important.
• Mauvais conducteurs d'électricité
  • La structure empêche le mouvement des électrons
• Mauvais conducteurs thermiques
  • La structure est trop éloignée les uns des autres

Selon l'intensité des forces de van der Waals, ces propriétés sont plus ou moins précises. Par exemple, l'eau a un point de fusion relativement élevé car la liaison hydrogène est plus forte

De la plus faible à la plus forte :

• Laplus faible: Forces de dispersion de Londres.
• Dipôle-dipôle.
• Laplus forte: Liaison hydrogène.

Conductivité des solides moléculaires

Voyons pourquoi les solides moléculaires sont de mauvais conducteurs (et donc de bons isolants).

Pour comprendre pourquoi les solides moléculaires sont de mauvais conducteurs électriques, examinons ce qui fait un bon conducteur.

Les conducteurs sont essentiellement des "autoroutes à électrons". Ils permettent aux électrons de circuler librement à travers eux. Les molécules qui sont de bons conducteurs permettent à leurs électrons de se déplacer librement.

Les solides moléculaires sont composés de molécules neutres, ils n'ont donc pas d'électrons libres. Cela signifie que les électrons ne peuvent pas circuler librement et qu'ils sont donc de mauvais conducteurs.

Ils sont également de mauvais conducteurs de chaleur. La conductivité thermique est un "passage" de l'énergie thermique d'une particule à une autre. C'est comme si tu faisais passer un ballon à travers une ligne de personnes. Si les personnes sont côte à côte, il ne faut pas beaucoup de temps pour faire passer le ballon, de sorte que de nombreux ballons peuvent être passés rapidement. Si les personnes se tiennent à quelques mètres l'une de l'autre, cela prend beaucoup plus de temps et c'est donc beaucoup moins efficace.

Les solides moléculaires ont de faibles forces de van der waals qui les maintiennent ensemble, ils sont donc relativement éloignés les uns des autres. Cela signifie que le passage de la chaleur prend beaucoup plus de temps.

Tu trouveras ci-dessous un exemple :

Fig.10-Différence de conductivité en fonction des forces intermoléculaires.

Les solides ioniques comme le chlorure de sodium (NaCl) ont de fortes forces électrostatiques qui les maintiennent ensemble, tandis que les solides moléculaires comme l'iode ont de faibles forces de van der waals.

Ces forces plus faibles maintiennent les molécules plus éloignées les unes des autres, ce qui explique qu'elles soient de mauvais conducteurs.