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Les solides moléculaires sont les substances composées de molécules covalentes qui sont maintenues ensemble par de faibles forces de van der Waals. Rappelons qu’une molécule est une unité formée par un groupe fixe d’atomes d’un ou plusieurs éléments liés entre eux au moyen de liaisons covalentes, et qui conservent leur forme, leur identité et leurs propriétés chimiques même lorsqu’ils sont isolés les uns des autres dans le milieu gazeux. ou à l’état gazeux en solution.
La grande majorité des composés organiques sont constitués de molécules, mais il existe également de nombreux solides moléculaires inorganiques. Les solides moléculaires ont des propriétés et des caractéristiques qui les rendent très différents des autres solides tels que les solides ioniques, les métaux et les solides à réseau covalent. La plupart de ces propriétés peuvent être expliquées en termes de caractéristiques des interactions intermoléculaires de van der Waals.
Propriétés des solides covalents
Ils ont des points de fusion et d’ébullition bas
Les solides covalents typiques ont des points de fusion presque toujours inférieurs à 300°C. C’est assez bas, étant donné que les points de fusion caractéristiques des métaux et des solides ioniques sont supérieurs à 1 000 °C.
D’autre part, leurs points d’ébullition sont également beaucoup plus bas que ceux des autres classes de substances. Pour ces raisons, de nombreuses substances moléculaires sont liquides ou gazeuses à température ambiante et doivent être considérablement refroidies avant de pouvoir se condenser ou geler.
Cela s’explique par les interactions intermoléculaires. Pour passer de l’état solide à l’état liquide, c’est-à-dire fondre, et de l’état liquide à l’état gazeux, c’est-à-dire se vaporiser, il faut briser les forces qui maintiennent ensemble les particules qui composent une substance. Dans le cas des solides moléculaires, ces forces intermoléculaires sont les forces de van der Waals , qui sont beaucoup plus faibles que les forces électrostatiques qui maintiennent ensemble les cations et les anions dans les composés ioniques ou les atomes dans les solides métalliques. Pour cette raison, il est beaucoup plus facile de fondre ou d’évaporer un solide covalent qu’un métal ou un sel.
Ils ont tendance à être volatils
Pour les mêmes raisons expliquées ci-dessus, les solides moléculaires ont tendance à avoir des pressions de vapeur relativement élevées (c’est-à-dire qu’ils sont volatils). Cela donne une caractéristique importante aux solides moléculaires que ni les métaux ni les sels n’ont, encore moins les solides à réseaux covalents : certains ont des arômes caractéristiques.
La seule façon dont nous pouvons sentir une substance est si une partie de celle-ci peut être transportée par l’air jusqu’à notre nez afin qu’elle y stimule les cellules sensorielles de l’odorat. Seuls les solides moléculaires qui ont des pressions de vapeur suffisamment élevées peuvent produire suffisamment de molécules gazeuses pour que nous les percevions.
Ils ont une faible densité
La plupart des solides moléculaires sont constitués d’éléments légers tels que le carbone, l’hydrogène, l’azote et l’oxygène. De plus, le fait que les forces intermoléculaires de van der Waals soient faibles signifie que les molécules sont relativement éloignées. En conséquence, les solides moléculaires ont tendance à avoir de faibles densités.
Ce sont des substances molles et souvent malléables
La dureté est fonction de la façon dont les particules qui composent une substance sont liées ensemble, de sorte que les solides moléculaires, puisque leurs molécules sont liées entre elles par des forces faibles, sont des substances molles.
D’autre part, certains solides moléculaires, en particulier ceux formés par des molécules non polaires telles que les hydrocarbures, sont des substances malléables, c’est-à-dire qu’ils peuvent être déformés en appliquant une force sans se casser. Cela se produit grâce au fait que les forces de dispersion de London , qui sont l’une des composantes des forces de van der Waals, n’ont aucune directionnalité, ce qui permet aux molécules de se déplacer, de glisser les unes sur les autres et de se tordre sans perdre la force qui les maintient ensemble.
Dans le cas des solides ioniques et des solides à réseaux covalents tels que le diamant et le graphite, leur déformation nécessite de rompre les liaisons entre leurs particules et, une fois rompues, elles ne peuvent se reformer que si elles se trouvent toutes dans le même site qu’auparavant avec la même orientation , etc.
Ils peuvent être à la fois des solides cristallins et amorphes.
Certains solides moléculaires tels que la glace, l’iode, de nombreuses substances organiques et le dioxyde de carbone solide (glace sèche), entre autres, forment des solides cristallins avec une structure hautement ordonnée qui se propage dans les trois dimensions. D’autres, comme la plupart des polymères, forment des solides amorphes dans lesquels les molécules ont des orientations et des conformations aléatoires. Encore une fois, cela est dû à la non-directionnalité des forces de van der Waals.
Ce sont généralement des matériaux isolants
Dans les solides moléculaires, les électrons de valence sont souvent impliqués dans la formation des liaisons covalentes qui maintiennent les atomes ensemble. Pour cette raison, ils ne sont pas disponibles pour conduire l’électricité, faisant de ces matériaux des isolants électriques.
Classes de solides moléculaires
Selon le type de molécules qui les composent, les solides moléculaires peuvent être classés en :
- Solides moléculaires organiques . Ceux-ci incluent tous les alcanes, alcènes, alcynes, alcools et autres types de substances dérivées du carbone.
- Solides moléculaires inorganiques . Cela comprend à la fois les allotropes moléculaires des différents éléments non métalliques, tels que l’oxygène moléculaire (O 2 ), le phosphore blanc (S 4 ), le soufre élémentaire (S 8 ), et d’autres, tels que les composés moléculaires formés par l’union de deux ou plusieurs non-métaux.
Selon la polarité de leurs molécules, ils peuvent être classés comme :
- Solides moléculaires polaires . Les exemples incluent l’eau, le monoxyde de carbone, le chlorure d’hydrogène, ainsi que les composés organiques polaires tels que les alcools et les acides carboxyliques. Parmi les solides moléculaires, ceux-ci ont les points de fusion et d’ébullition les plus élevés.
- Solides moléculaires non polaires . Celles-ci incluent toutes les molécules non polaires telles que les espèces homoatomiques (O 2 , O 3 , Br 2 , etc.). Celles-ci ne présentent que les forces de dispersion de Londres, qui sont les interactions les plus faibles parmi les forces de van der Waals, elles ont donc tendance à avoir des points de fusion et d’ébullition plus bas que les forces polaires.
Exemples supplémentaires de solides moléculaires
En plus des exemples qui ont déjà été mentionnés dans les sections précédentes, d’autres exemples spécifiques de solides moléculaires sont :
fullerènes
Les fullerènes sont une classe de molécules composées uniquement d’atomes de carbone et ayant une forme à peu près sphérique. Ce sont différents allotropes du carbone. Le plus populaire de tous est le Buckminsterfulerène dont la formule est C 60 et qui reçoit son nom en l’honneur de l’architecte américain Buckminster Fuller qui était connu pour avoir conçu des dômes géodésiques qui ont donné la clé pour la déduction de la structure de ces composés.
Ozone
C’est un autre allotrope moléculaire de l’oxygène de formule O 3 . Lorsque l’ozone se condense puis gèle à -192,2 °C, il forme un solide moléculaire.
naphtaline
Pour en revenir aux composés organiques, le naphtalène est un solide moléculaire de formule C 10 H 8 qui a un point de fusion de 80,26 °C, il est donc solide à température ambiante.
gaz nobles
Bien qu’ils ne soient pas vraiment des molécules mais des espèces monoatomiques stables, les gaz nobles sont généralement inclus dans les solides moléculaires car ils partagent leur principale caractéristique : les seules interactions entre les particules qui composent ces substances, c’est-à-dire entre les atomes individuels, sont Londres. Forces de dispersion. C’est la raison pour laquelle ce sont tous des gaz à température ambiante.
Les références
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Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS et Herranz, ZR (2020). Chimie (10e éd.). New York, NY : MCGRAW-HILL.
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