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ETATS, LIAISONS, STRUCTURES ET COMPORTEMENT THERMO-ELASTIQUE
Les états de la matière Trois états sont généralement distingués, solide, liquide et gazeux
A l’état gazeux, la matière est diluée et désordonnée. Les atomes sont en mouvement permanent dans toutes les directions au gré des chocs entre atomes. Le désordre du système est alors maximal. La pression peut être interprétée comme une conséquence de l’agitation des atomes. La pression est la force moyenne par unité de surface due aux particules venant frapper une paroi. Prenons l’exemple du gaz argon, dont la dimension des atomes est de 0.2 nm, à l’état gazeux, les atomes se déplacent à une vitesse moyenne de 100 ms-1 et se trouvent à une distance d’environ 4 nm les uns des autres.
L’état liquide est un état plus ordonné qu’un gaz
Le liquide est plus dense, les particules (atomes ou molécules) interagissent davantage les unes avec les autres, de ce fait il existe un ordre à petite distance (quelques dizaines de particules). Beaucoup de particules se contentent de vibrer sans changer leur position relative par rapport aux particules voisines. Cependant des échanges de position restent possibles, c’est ce qui permet la diffusion, phénomène facile à mettre en évidence dans le cas de deux liquides miscibles. Dans le cas de l’argon à l’état liquide, par exemple, les atomes se déplacent à une vitesse moyenne de 10 ms-1 et se trouvent à une distance d’environ 0.4 nm les uns des autres.
L’état solide est le plus ordonné et le plus dense
Les atomes interagissent beaucoup avec leurs voisins et de ce fait l’ordre existe à grande distance. On parle alors de structure cristalline. Dans les métaux courants, les cristallites (ou grains) ont des dimensions de l’ordre de quelques dizaines de micromètres. Dans les solides, les atomes vibrent autour d’une position moyenne, la diffusion est beaucoup plus difficile. Le schéma ci-après donne la nomenclature des divers changements d’état ou transitions de phase entre les états solide, liquide et gazeux. On peut ajouter à cette liste d’états fondamentaux deux états « composites », c’est-à-dire des milieux dans lesquelles coexistent des états différents.
L’état pâteux, pour lequel des particules solides baignent dans un milieu liquide
On peut citer par exemple, le mortier avant la prise (grains de sable + pâte de ciment) ou encore la pâte dentifrice. Ces milieux, dits milieux granulaires, ont des propriétés originales. Les particules solides sont susceptibles de s’ordonner à courte distance, lorsque le milieu est en mouvement (quelques dizaines de particules) ou à grande distance lorsque le milieu est au repos. Ainsi le comportement observé peut s’approcher tantôt de l’état liquide, tantôt de l’état solide en fonction de la vitesse de déformation (c’est le comportement des sables mouvants, par exemple). SAPHIRE – Matériaux, mécanique des matériaux 15 5. L’état caoutchoutique, pour lequel des fibres solides sont enchevêtrées (exemple : panneaux de fibres de verre). Autour de la position de repos le désordre des fibres est maximal, les fibres peuvent bouger facilement les unes par rapport aux autres, le milieu est très compressible, et peut être plus ou moins considéré comme un gaz. Si le milieu est soumis à de fortes déformations, les fibres peuvent s’aligner, s’organiser localement et le comportement évolue vers celui d’un solide.
Etat Solide, liaisons
A l’état solide on distinguera quatre types de liaisons entre les atomes, qui permettent justement de classer les matériaux en trois grandes familles (métaux, céramiques et polymères). Liaison ionique : Cette liaison se caractérise par l’échange d’électrons entre deux atomes. Cette liaison est forte car elle sature la couche extérieure des atomes qui deviennent des ions. Cette liaison concerne essentiellement les éléments qui ont peu d’électrons sur leur couche externe (colonnes 1 et 2 du tableau périodique) et les éléments qui ont des couches externes presque saturées (colonnes 16 et 17 du tableau périodique). Par exemple, le sodium Na, présente une structure électronique comme suit : 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s1 . Il devient donc un ion Na+. Par ailleurs le Chlore Cl, présente une structure électronique comme suit 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2, 3p5, il devient donc un ion Cl- , on obtient alors le composé stable NaCl. Cette liaison est forte car elle stabilise fortement la structure électronique des atomes en saturant leur couche électronique externe. La réaction K+ + Cl- donne KCl libère ainsi une énergie de 374 kJ/mole. Liaison covalente : Cette liaison se caractérise par la mise en commun d’électrons afin de saturer les couches électroniques externes de chacun des atomes de la molécule. Cette liaison permet par exemple d’expliquer l’association de deux atomes d’hydrogène pour former la molécule de di-hydrogène. La liaison covalente est également une liaison forte puisque elle permet de saturer la couche électronique externe des atomes. La réaction H+H donne H2 libère ainsi une énergie de 436 kJ/mole Liaison métallique : Cette liaison se caractérise aussi par la mise en commun d’électrons entre plusieurs atomes afin de saturer les couches électronique externes. A la différence de la liaison covalente, la liaison métallique est délocalisée, c’est-à-dire que chaque atome peut être considéré comme un ion baignant dans un gaz d’électron. Les orbitales externes des atomes « coalescent » lorsque le cristal se forme. Ainsi les électrons de la couche externe ont-ils la liberté de se déplacer partout dans le cristal. Le matériau est alors conducteur électrique et thermique. Les atomes qui, isolés, présentent en couche externe des orbitales de type s ou d, dont la forme est assez isotrope, ont davantage tendance, lorsqu’ils sont sous forme de cristaux, à former des liaisons métalliques. Cette liaison est un peu moins forte que les liaisons covalente ou ionique mais elle reste une liaison forte. Liaisons faibles (Van der Waals, liaison hydrogène) : Il existe également des liaisons électrostatiques faibles entre les molécules (et non pas entre atomes). Divers mécanismes font que les liaisons entre deux atomes d’une molécule peuvent être légèrement dissymétriques. La liaison se comporte alors comme un dipôle électrique. Lorsque plusieurs molécules sont assemblées, les pôles positifs et négatifs des dipôles auront tendance à s’attirer. Ainsi apparaissent des liaisons faibles entre molécules. Prenons par exemple le cas de la molécule HCl. L’atome d’hydrogène est de structure (1s1 ), il cède un électron et devient un proton H+ . Par ailleurs, le Chlore (1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2, 3p5 ) acquiert un électron et devient un ion Cl- . Ainsi se forme une molécule stable de HCl. Cependant l’électron cédé par l’atome d’hydrogène provient d’une couche très proche du noyau (la première) et est donc fortement liée à son noyau. Cet électron doit s’insérer dans une couche externe de l’atome de Chlore où il sera plus éloigné du noyau et donc moins attiré. La liaison covalente HCl n’est donc pas symétrique, l’électron reste finalement plus proche de l’atome d’hydrogène que de l’atome de Chlore. Ceci conduit à la formation d’un dipôle électrique sur la liaison HCl. Lorsque plusieurs molécules d’HCl sont mises en présence, le coté Cl d’une molécule attire le coté H d’une autre. Cette interaction entre molécules est appelée une liaison faible. Selon ce mécanisme, le dipôle est d’intensité maximale dans le cas d’une liaison hétérogène entre un atome d’hydrogène (très petit) et un autre atome beaucoup plus lourd (liaison hydrogène) mais SAPHIRE – Matériaux, mécanique des matériaux 16 peut exister à priori pour toute autre liaison hétérogène. Il existe également d’autres mécanismes de formation de dipôles électriques dans une molécule.
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