Cohésion des solides ioniques et moléculaires : cours de 1re

Un morceau de sel de cuisine, un glaçon, un cristal de sucre : tu peux les tenir dans la main, ils gardent leur forme et ne s'éparpillent pas. Pourtant, à l'échelle microscopique, ils sont constitués d'un nombre immense de minuscules entités : des ions pour le sel, des molécules pour le glaçon et le sucre. Ces entités ne sont pas collées au hasard. Quelque chose les retient les unes aux autres. Ce « quelque chose », c'est ce qu'on appelle la cohésion du solide.

Le programme de Première demande d'expliquer la cohésion au sein de composés solides en analysant les interactions ioniques et moléculaires.¹ Autrement dit : pour chaque solide, tu dois savoir quelles entités le composent, quelles interactions les maintiennent, et ce que cela change pour les propriétés observables.

Ce cours suit une démarche en trois temps : d'abord identifier les entités (ions ou molécules), ensuite nommer l'interaction qui les relie, enfin en tirer des conséquences concrètes, comme la formule d'un cristal ionique ou le niveau de la température de fusion.

Tu t'appuieras sur trois notions vues avant : le schéma de Lewis (comment les atomes se lient dans une molécule), la géométrie des molécules (leur forme dans l'espace) et l'électronégativité qui explique la polarité d'une liaison. Si l'une d'elles est floue, relis-la rapidement : elle revient dans les raisonnements ci-dessous.

Ce chapitre prépare aussi la suite : la dissolution et la solubilité, puis l'extraction par solvant. Comprendre comment un solide tient ensemble, c'est comprendre pourquoi, plus tard, l'eau parvient à le défaire ou non.

Cette différence est le point de départ de tout le chapitre. Une molécule est neutre : elle ne porte pas de charge globale. Un ion, lui, est chargé. C'est cette différence qui explique que deux familles de solides se comportent très différemment.

Attention au vocabulaire : « atome », « molécule » et « ion » ne sont pas interchangeables. Un atome seul peut devenir un ion monoatomique en gagnant ou perdant des électrons ; un groupe d'atomes liés peut former un ion polyatomique, donc une sorte de « molécule chargée ». Le mot molécule, lui, est réservé à une entité neutre.

Imagine un damier en trois dimensions. À chaque case on place un ion, en alternant des charges positives et négatives. Chaque cation est entouré d'anions qui l'attirent ; chaque anion est entouré de cations. Comme les charges de signes opposés s'attirent, l'ensemble se maintient. Il n'y a pas de « paire » isolée de deux ions : c'est tout le réseau qui forme un seul édifice.

Ce point est important : dans un solide ionique, on ne parle pas de molécule de sel. La formule d'un composé ionique n'indique pas une entité isolée, mais la proportion des ions dans le cristal.

Pourquoi cette neutralité ? Parce que les charges positives des cations compensent exactement les charges négatives des anions. Il y a donc, dans le cristal, autant de charge positive que de charge négative en valeur absolue. C'est cette règle qui permet de trouver la formule d'un solide ionique, comme on le verra dans la méthode.

La neutralité du cristal ne dit pas que chaque cation est associé à un seul anion. Elle dit seulement que la somme des charges est nulle. Si les charges des ions sont différentes en valeur absolue, les nombres d'ions seront différents.

Des exemples courants de solides moléculaires : la glace, le sucre et la neige carbonique.⁴ Dans chacun, ce sont des molécules neutres qui se répètent. Dans le solide, les molécules sont disposées les unes contre les autres, de façon ordonnée ou non, et chacune oscille légèrement autour de sa place.³ Elles ne circulent donc pas librement comme dans un gaz, où les molécules sont très éloignées les unes des autres et très agitées.³

Il faut bien séparer deux niveaux :

• à l'intérieur d'une molécule, les atomes sont tenus par des liaisons covalentes, fortes ;
• entre les molécules, ce sont des interactions faibles (van der Waals, liaisons hydrogène) qui assurent la cohésion du solide.

Quand un solide moléculaire fond, ce sont ces interactions faibles entre molécules qui sont surmontées. Les molécules, elles, restent intactes : l'eau liquide qui sort d'un glaçon qui fond est toujours faite de molécules d'eau.

Le tableau ci-dessous met face à face les deux familles. Il reprend les éléments vus dans les parties précédentes : la nature des entités, l'interaction qui assure la cohésion et ce qu'on peut en dire sur les propriétés.

Un solide moléculaire s'oppose à un solide ionique, comme le chlorure de sodium, le sel de cuisine.⁴ Il s'oppose aussi à d'autres types de solides, comme le solide covalent (le diamant) ou le solide métallique (l'or massif).⁴ Au niveau de ce cours, tu dois surtout maîtriser les deux premières familles : ionique et moléculaire.

Une question à te poser devant n'importe quel solide : « de quoi sont faites les entités répétées ? ». Si ce sont des ions de signes opposés, tu es dans un solide ionique. Si ce sont des molécules neutres, tu es dans un solide moléculaire.

L'intérêt de comprendre la cohésion, c'est de pouvoir prévoir des propriétés. Prends la température de fusion : fondre, c'est vaincre les interactions qui maintiennent les entités à leur place. Plus ces interactions sont faibles, plus il est facile de les vaincre.

Cette propriété se comprend avec ce que tu viens de voir : les molécules ne sont retenues entre elles que par des interactions faibles. Un apport d'énergie plus réduit suffit alors pour qu'elles quittent leur position et glissent les unes sur les autres.

Un contraste du quotidien l'illustre : un glaçon fond dans la main, alors qu'un cristal de sel y reste solide. Ce contraste est une conséquence de la nature des entités et des interactions. Attention cependant à ne pas aller plus loin que ce que ton cours établit : on compare ici, on ne chiffre pas.

Autre point d'observation : certains solides moléculaires sont solubles dans des solvants organiques, et certains se dissolvent dans l'eau.⁴ Le sucre en est un exemple de la vie courante, puisque le saccharose $\text{C}_{12}\text{H}_{22}\text{O}_{11}$ est cité comme soluté moléculaire.²