La chimie à l’école — Années 1 à 12 · Grades 1–12

30Électronégativité, polarité et interactions entre molécules

Un gecko court sur une vitre et reste suspendu au verre par un seul doigt, sans colle ni ventouse. Une molécule d’eau, $\ce{H2O}$ , est plus légère qu’une molécule de sulfure d’hydrogène, $\ce{H2S}$ , et pourtant l’eau bout à $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ alors que le sulfure d’hydrogène reste gazeux jusqu’à $-60\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Les deux histoires parlent de la même chose : les forces qui retiennent les molécules les unes aux autres, et à d’autres objets. Elles sont bien plus faibles que les liaisons covalentes à l’intérieur d’une molécule, mais elles décident si une substance est gazeuse, liquide ou solide à température ambiante, et si un gecko tombe.

Rappel

Une liaison covalente est un doublet d’électrons mis en commun par deux atomes ; les schémas de Lewis montrent les doublets liants et non liants, et les doublets autour d’un atome central décident de la géométrie d’une molécule (Chapitre 24). Les ions portent une charge ; dans un solide ionique, les ions positifs et négatifs s’attirent (Chapitre 17).

Un gecko sur une vitre : les coussinets de ses doigts tiennent grâce à des forces entre molécules.

30.1 L’électronégativité

Définition 30.1 (Électronégativité)

L’électronégativité d’un élément mesure la force avec laquelle ses atomes, dans une molécule, attirent les électrons des liaisons qu’ils partagent. C’est un nombre sans unité ; sur l’échelle usuelle, elle va d’environ 0.8 à environ 4.

Électronégativités des vingt premiers éléments (échelle de Pauling ; aucune n’est donnée pour l’hélium, le néon et l’argon, qui ne forment pas de liaisons ici). En surbrillance : les quatre éléments les plus électronégatifs.

Proposition 30.2 (Les tendances dans le tableau)

L’électronégativité augmente de gauche à droite le long d’une période et diminue de haut en bas dans un groupe. Le fluor (3.98) est l’élément le plus électronégatif ; les métaux alcalins sont les moins électronégatifs (lithium 0.98, potassium 0.82).

Démonstration. Lecture du tableau : le long de la période 2, $0.98 < 1.57 < 2.04 < 2.55 < 3.04 < 3.44 < 3.98$ ; dans le groupe 17, le fluor ( $3.98$ ) est au-dessus du chlore ( $3.16$ ) ; dans le groupe 1, $2.20$ , $0.98$ , $0.93$ , $0.82$ . (La raison en est expliquée dans le volume de première année d’université.) ∎

Histoire des sciences — L’échelle de Pauling, 1932

Le chimiste Linus Pauling construisit la première échelle d’électronégativité en 1932, à partir des énergies de liaison entre atomes différents. Il donna au fluor la plus grande valeur, et l’échelle utilisée dans ce chapitre porte encore son nom.

30.2 Liaisons polarisées et molécules polaires

Définition 30.3 (Liaison polarisée, charge partielle)

Une liaison covalente entre deux atomes d’électronégativités différentes est une liaison polarisée : le doublet partagé se trouve plus près de l’atome le plus électronégatif. Cet atome porte une petite charge partielle négative, notée $\delta^-$ , et l’autre atome une charge partielle positive égale, $\delta^+$ .

Proposition 30.4 (Quand une liaison est-elle polarisée ?)

Une liaison entre deux atomes identiques n’est pas polarisée. Entre atomes différents, plus la différence d’électronégativité est grande, plus la liaison est polarisée ; en règle pratique, une différence inférieure à 0.4 environ (comme pour $\ce{C-H}$ , $2.55 - 2.20 = 0.35$ ) est considérée comme non polarisée. Quand la différence est très grande (comme pour Na et Cl, $3.16 - 0.93 = 2.23$ ), les électrons ne sont pas mis en commun mais transférés : le composé est ionique.

Démonstration. Admis : cela découle de la définition de l’électronégativité, les seuils étant des conventions. ∎

Définition 30.5 (Molécules polaires et apolaires)

Une molécule est une molécule polaire si le centre de ses charges partielles positives et le centre de ses charges partielles négatives ne coïncident pas ; s’ils coïncident, c’est une molécule apolaire.

Méthode 30.6 (Une molécule est-elle polaire ?)

Établir le schéma de Lewis et déterminer la géométrie de la molécule.
Repérer les liaisons polarisées par $\delta^+$ et $\delta^-$ .
S’il n’y a aucune liaison polarisée, la molécule est apolaire. Sinon, examiner la géométrie : si les liaisons polarisées sont disposées symétriquement autour du centre, leurs effets se compensent et la molécule est apolaire ; sinon, elle est polaire.

Dans l’eau, la forme coudée place le centre des charges partielles positives (entre les atomes d’hydrogène) au-dessous de l’atome d’oxygène : la molécule est polaire. Dans le dioxyde de carbone, les deux liaisons polarisées tirent dans des sens opposés (flèches) et se compensent : les centres des charges coïncident sur l’atome de carbone.

Exemple 30.7 (Quatre molécules)

Le chlorure d’hydrogène $\ce{HCl}$ a une liaison polarisée et il est polaire, le chlore portant $\delta^-$ . L’ammoniac $\ce{NH3}$ , une pyramide de trois liaisons polarisées $\ce{N-H}$ , est polaire, l’azote portant $\delta^-$ . Le méthane $\ce{CH4}$ n’a que des liaisons $\ce{C-H}$ presque non polarisées : il est apolaire. Le tétrachlorométhane $\ce{CCl4}$ a quatre liaisons polarisées $\ce{C-Cl}$ , mais placées aux sommets d’un tétraèdre régulier : leurs effets se compensent et la molécule est apolaire.

30.3 Les interactions de van der Waals

Définition 30.8 (Interaction de van der Waals)

Une interaction de van der Waals est une faible attraction entre molécules voisines, qui existe entre toutes les molécules, polaires ou non : les électrons de chaque molécule sont sans cesse en mouvement, et les charges inégalement réparties d’un instant dans une molécule attirent celles de ses voisines. Entre molécules polaires, les charges partielles permanentes ajoutent une attraction supplémentaire.

Proposition 30.9 (Les grosses molécules s’attirent davantage)

Les interactions de van der Waals croissent avec la taille des molécules, c’est-à-dire avec leur nombre d’électrons ; entre molécules semblables, les plus grosses ont les températures de fusion et d’ébullition les plus élevées.

Démonstration. Admis : un nuage électronique plus grand se déforme plus facilement, si bien que ses charges instantanées sont plus grandes, et il a davantage de contact avec ses voisins. ∎

Exemple 30.10 (Les halogènes)

Les molécules $\ce{F2}$ , $\ce{Cl2}$ , $\ce{Br2}$ , $\ce{I2}$ sont toutes apolaires et de plus en plus grosses. Leurs températures d’ébullition augmentent avec elles : $-188\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $-34\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $59\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ et $184\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . À température ambiante, le difluor et le dichlore sont des gaz, le dibrome un liquide, le diiode un solide.

Remarque 30.11 (Le gecko)

Une seule interaction de van der Waals est minuscule, mais elles s’additionnent. Les coussinets des doigts d’un gecko sont couverts d’un tapis dense de poils microscopiques, chacun divisé en pointes encore plus fines, qui s’approchent assez du verre pour que les interactions de van der Waals agissent sur une très grande surface totale.

30.4 Les liaisons hydrogène

Définition 30.12 (Liaison hydrogène)

Une liaison hydrogène est une attraction entre un atome d’hydrogène lié à un atome très électronégatif (azote, oxygène ou fluor), qui porte un $\delta^+$ marqué, et un doublet non liant d’un autre atome d’azote, d’oxygène ou de fluor, souvent situé sur une molécule voisine. On la représente par un trait en pointillés, et les trois atomes concernés sont presque alignés.

Les liaisons hydrogène (en pointillés) autour d’une molécule d’eau dans l’eau liquide : ses deux atomes d’hydrogène se lient aux atomes d’oxygène de deux voisines, et les deux doublets non liants de son atome d’oxygène reçoivent les atomes d’hydrogène de deux autres.

Exemple 30.13 (L’éthanol et le propane)

L’éthanol, $\ce{CH3-CH2-OH}$ ( $46.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ), et le propane, $\ce{CH3-CH2-CH3}$ ( $44.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ), ont des molécules de tailles presque égales. Pourtant, l’éthanol bout à $78\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ et le propane à $-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Les molécules d’éthanol, avec leur groupe $\ce{O-H}$ , forment entre elles des liaisons hydrogène ; les molécules de propane ne le peuvent pas.

30.5 La cohésion des solides et des liquides

Définition 30.14 (Solide moléculaire)

Un solide moléculaire est un solide formé de molécules retenues les unes aux autres par des interactions de van der Waals et, lorsque c’est possible, par des liaisons hydrogène. La glace, le diiode solide et le sucre sont des solides moléculaires.

Proposition 30.15 (Cohésion et changement d’état)

Plus les attractions entre les particules d’une substance sont fortes, plus ses températures de fusion et d’ébullition sont élevées. Par ordre croissant de force : les interactions de van der Waals, les liaisons hydrogène, et l’attraction entre les ions d’un solide ionique.

Démonstration. Admis : la fusion et l’ébullition écartent les particules les unes des autres contre ces attractions, ce qui demande d’autant plus d’énergie, donc une température d’autant plus élevée, qu’elles sont fortes. ∎

Exemple 30.16 (Trois solides)

Le chlorure de sodium, un solide ionique, fond à $801\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; la glace, retenue par des liaisons hydrogène, à $0\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; le méthane solide, retenu seulement par des interactions de van der Waals entre petites molécules, bien au-dessous de $-150\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

Températures d’ébullition des composés de l’hydrogène avec les éléments des groupes 14 à 17. Dans chaque groupe, elles augmentent avec la taille de la molécule, sauf pour le premier composé des groupes 15, 16 et 17, beaucoup trop élevé : l’ammoniac, l’eau et le fluorure d’hydrogène forment des liaisons hydrogène. (Aucune valeur n’est tracée là où les sources utilisées n’en donnent pas.)

Remarque 30.17 (La glace et la neige)

Dans la glace, chaque molécule d’eau est liée par liaisons hydrogène à quatre voisines, en un réseau ouvert d’anneaux hexagonaux. Ce réseau laisse plus d’espace vide que l’eau liquide, où les liaisons se rompent et se reforment sans cesse : la glace est moins dense que l’eau et flotte. La symétrie d’ordre six des cristaux de neige reflète les anneaux hexagonaux du réseau.

Des cristaux de neige photographiés par Wilson Bentley au début des années 1900 : chacun a six branches.

30.6 Exercices

Exercice 30.1 ★

Dans les liaisons $\ce{H-Cl}$ , $\ce{O-H}$ et $\ce{C-O}$ , quel atome porte la charge partielle $\delta^-$ ? Utiliser le tableau des électronégativités.

Solution

Solution de Exercice 30.1.

$\ce{H-Cl}$ : le chlore (3.16 contre 2.20). $\ce{O-H}$ : l’oxygène (3.44). $\ce{C-O}$ : l’oxygène (3.44 contre 2.55).

Exercice 30.2 ★

Parmi ces liaisons, lesquelles sont polarisées : $\ce{H-H}$ , $\ce{C-H}$ , $\ce{O-H}$ , $\ce{N-H}$ , $\ce{Cl-Cl}$ , $\ce{C-Cl}$ ? Donner pour chacune la différence d’électronégativité.

Solution

Solution de Exercice 30.2.

$\ce{H-H}$ : 0, non polarisée. $\ce{C-H}$ : 0.35, considérée comme non polarisée. $\ce{O-H}$ : 1.24, polarisée. $\ce{N-H}$ : 0.84, polarisée. $\ce{Cl-Cl}$ : 0, non polarisée. $\ce{C-Cl}$ : 0.61, polarisée.

Exercice 30.3 ★

Quel est l’élément le plus électronégatif de chaque paire : azote ou phosphore ; oxygène ou soufre ; carbone ou azote ; sodium ou magnésium ? Quelle tendance du tableau chaque paire illustre-t-elle ?

Solution

Solution de Exercice 30.3.

L’azote (3.04 > 2.19) et l’oxygène (3.44 > 2.58) : l’électronégativité diminue en descendant dans un groupe. L’azote (3.04 > 2.55) et le magnésium (1.31 > 0.93) : elle augmente de gauche à droite le long d’une période.

Exercice 30.4 ★

Lesquelles des molécules $\ce{CH4}$ , $\ce{NH3}$ , $\ce{H2O}$ et $\ce{HCl}$ peuvent-elles former des liaisons hydrogène entre elles ? Expliquer.

Solution

Solution de Exercice 30.4.

L’ammoniac et l’eau : chacun possède des atomes d’hydrogène liés à l’azote ou à l’oxygène, et des doublets non liants sur cet atome. Le méthane n’a pas d’hydrogène lié à N, O ou F ; le chlorure d’hydrogène a un hydrogène lié au chlore, qui ne fait pas partie des trois atomes de la définition.

Exercice 30.5 ★

Existe-t-il des attractions entre les molécules apolaires du méthane ? Pourquoi le méthane est-il néanmoins un gaz à température ambiante ?

Solution

Solution de Exercice 30.5.

Oui : des interactions de van der Waals existent entre toutes les molécules. Mais les molécules de méthane sont petites (10 électrons) : ces interactions sont très faibles et se rompent à très basse température ; le méthane bout vers $-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

Exercice 30.6 ★★

Dire si chaque molécule est polaire : le dichlorométhane $\ce{CH2Cl2}$ (tétraédrique), le tétrachlorométhane $\ce{CCl4}$ , l’ammoniac $\ce{NH3}$ , le dioxyde de carbone $\ce{CO2}$ , le trifluorure de bore $\ce{BF3}$ (un triangle plan avec le bore au centre).

Solution

Solution de Exercice 30.6.

$\ce{CH2Cl2}$ : polaire (deux liaisons $\ce{C-Cl}$ polarisées et deux liaisons $\ce{C-H}$ presque non polarisées : aucune symétrie ne les compense). $\ce{CCl4}$ : apolaire (quatre liaisons identiques aux sommets d’un tétraèdre). $\ce{NH3}$ : polaire (pyramide). $\ce{CO2}$ : apolaire (linéaire, liaisons opposées). $\ce{BF3}$ : apolaire (trois liaisons polarisées identiques à $120{}^{\circ}$ dans un plan se compensent).

Exercice 30.7 ★★

Dans le méthanol, $\ce{CH3-OH}$ , quel atome d’hydrogène peut être donné dans une liaison hydrogène ? Quel atome peut en recevoir une ? Les molécules de méthanol et d’eau peuvent-elles former des liaisons hydrogène entre elles ? En représenter une.

Solution

Solution de Exercice 30.7.

L’hydrogène du groupe $\ce{O-H}$ peut être donné (pas ceux de $\ce{CH3}$ , liés au carbone) ; l’atome d’oxygène, avec ses deux doublets non liants, peut en recevoir. Oui : le $\ce{O-H}$ du méthanol peut se lier à l’oxygène d’une molécule d’eau, et un $\ce{O-H}$ de l’eau à l’oxygène du méthanol, par exemple $\ce{CH3-O-H}$ $\cdots$ $\ce{OH2}$ .

Exercice 30.8 ★★

Expliquer pourquoi les températures d’ébullition augmentent dans l’ordre $\ce{CH4}$ < $\ce{SiH4}$ < $\ce{GeH4}$ .

Solution

Solution de Exercice 30.8.

Les trois molécules sont apolaires et de même géométrie, mais de plus en plus grosses (10, 18 et 36 électrons) : leurs interactions de van der Waals augmentent, et leurs températures d’ébullition aussi.

Exercice 30.9 ★★

Sur le graphique des températures d’ébullition des hydrures, quel groupe ne présente aucune valeur anormale pour son premier composé ? Pourquoi ?

Solution

Solution de Exercice 30.9.

Le groupe 14 : le méthane n’a pas d’hydrogène lié à N, O ou F et ne forme pas de liaisons hydrogène ; il suit donc la tendance de son groupe.

Exercice 30.10 ★★

Les liaisons $\ce{H-Cl}$ , $\ce{H-Br}$ , $\ce{H-I}$ sont de moins en moins polarisées (les électronégativités du chlore, du brome et de l’iode valent 3.16, 2.96 et 2.66), et pourtant les températures d’ébullition augmentent : $-85\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $-66\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $-35\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Quelle interaction l’emporte, et pourquoi ?

Solution

Solution de Exercice 30.10.

Les interactions de van der Waals : les molécules grossissent de $\ce{HCl}$ à $\ce{HI}$ , et l’augmentation de ces interactions avec la taille l’emporte sur la diminution de l’attraction entre les charges partielles.

Exercice 30.11 ★★

À température ambiante, le dichlore est un gaz et le diiode un solide, bien que tous deux soient formés de molécules apolaires $\ce{X2}$ . Expliquer.

Solution

Solution de Exercice 30.11.

Une molécule de diiode est bien plus grosse qu’une molécule de dichlore (106 électrons contre 34) : ses interactions de van der Waals sont bien plus fortes, assez pour maintenir les molécules dans un solide à température ambiante.

Exercice 30.12 ★★★

L’éthanol $\ce{CH3-CH2-OH}$ , le méthoxyméthane $\ce{CH3-O-CH3}$ et le propane $\ce{CH3-CH2-CH3}$ ont presque la même masse molaire. Ils bouillent à $78\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $-25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ et $-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Lesquels sont polaires ? Lesquels forment des liaisons hydrogène entre leurs propres molécules ? Expliquer l’ordre.

Solution

Solution de Exercice 30.12.

Le propane est apolaire : seulement des interactions de van der Waals. Le méthoxyméthane est polaire (deux liaisons $\ce{C-O}$ polarisées dans un enchaînement coudé $\ce{C-O-C}$ ) mais n’a pas d’hydrogène sur son oxygène : pas de liaisons hydrogène entre ses molécules. L’éthanol est polaire et ses groupes $\ce{O-H}$ forment des liaisons hydrogène. Plus les attractions sont fortes, plus la température d’ébullition est élevée : propane < méthoxyméthane < éthanol.

Exercice 30.13 ★★★

Dans la glace, chaque molécule d’eau est liée par liaisons hydrogène à quatre voisines, en un réseau ouvert ; dans l’eau liquide, le réseau se rompt sans cesse et s’effondre en partie. Expliquer pourquoi la glace flotte sur l’eau. Pourquoi est-ce important pour les poissons d’un lac gelé ?

Solution

Solution de Exercice 30.13.

Le réseau ouvert de la glace occupe plus de place que les mêmes molécules dans le liquide : la glace est moins dense que l’eau liquide et flotte. Un lac gèle par le haut : la couche de glace isole l’eau qui se trouve dessous, qui reste liquide, et les poissons survivent.

Exercice 30.14 ★★★

Classer par température de fusion croissante, en justifiant par les attractions entre les particules : le chlorure de potassium $\ce{KCl}$ , la glace $\ce{H2O}$ , le méthane solide $\ce{CH4}$ .

Solution

Solution de Exercice 30.14.

Le méthane solide (interactions de van der Waals entre petites molécules) < la glace (liaisons hydrogène) < le chlorure de potassium (attraction entre ions).

Exercice 30.15 ★★★

Le fluor est plus électronégatif que l’oxygène : une liaison $\ce{H-F}$ est donc plus polarisée qu’une liaison $\ce{O-H}$ . Pourtant, l’eau bout à $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ et le fluorure d’hydrogène à $20\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Compter les atomes d’hydrogène que chaque molécule peut donner et les doublets non liants avec lesquels elle peut en recevoir, et expliquer.

Solution

Solution de Exercice 30.15.

Une molécule d’eau a deux atomes d’hydrogène à donner et deux doublets non liants pour en recevoir : chaque molécule peut participer à quatre liaisons hydrogène, deux données et deux reçues, ce qui construit un réseau complet. Une molécule de fluorure d’hydrogène a trois doublets non liants mais un seul atome d’hydrogène : elle ne donne qu’une liaison hydrogène, si bien qu’il ne se forme en moyenne qu’une liaison par molécule (chaînes en zigzag). L’eau a environ deux fois plus de liaisons hydrogène par molécule, et bout plus haut.

30.7 Problème : pourquoi l’eau bout-elle à $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ?

Problème 30.1

Problème du week-end — sans liaisons hydrogène, à quelle température l’eau bouillirait-elle ?

L’oxygène, le soufre et le sélénium sont dans le même groupe du tableau, et tous trois forment un composé avec l’hydrogène : $\ce{H2O}$ , $\ce{H2S}$ , $\ce{H2Se}$ . Dans chaque groupe d’hydrures, les températures d’ébullition augmentent en général avec la taille de la molécule. L’eau fait exception. De combien ?

Partie I — Trois molécules.

Établir les schémas de Lewis de $\ce{H2O}$ , $\ce{H2S}$ et $\ce{H2Se}$ . Pourquoi se ressemblent-ils ?
Calculer leurs masses molaires.
Calculer les différences d’électronégativité des liaisons $\ce{O-H}$ , $\ce{S-H}$ et $\ce{Se-H}$ (oxygène 3.44, soufre 2.58, sélénium 2.55, hydrogène 2.20). Quelles liaisons sont nettement polarisées ?
Quelle est la géométrie des trois molécules ? Sont-elles polaires ?
Compter les électrons de chaque molécule. Laquelle a les interactions de van der Waals les plus fortes ?

Partie II — Les liaisons hydrogène.

Lequel des trois composés forme des liaisons hydrogène entre ses molécules ? Pourquoi pas les autres ?
À combien de liaisons hydrogène une molécule d’eau peut-elle participer au plus ? Les représenter.
Quelles interactions retiennent les molécules de sulfure d’hydrogène entre elles dans le liquide ?

Partie III — La tendance.

Le sulfure d’hydrogène bout à $212.9\,\mathrm{K}$ et le séléniure d’hydrogène à $-41.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Exprimer la première en degrés Celsius ( $\theta = T - 273.15$ ).
De combien la température d’ébullition augmente-t-elle de la période 3 ( $\ce{H2S}$ ) à la période 4 ( $\ce{H2Se}$ ) ?
Pourquoi augmente-t-elle ?
En supposant la même augmentation de la période 2 à la période 3, à quelle température bouillirait une eau « normale » $\ce{H2O}$ ?
Tester la méthode sur le groupe 14 : $\ce{SiH4}$ bout à $-112\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ et $\ce{GeH4}$ à $-88.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Prévoir la température d’ébullition de $\ce{CH4}$ et la comparer à la valeur réelle, $-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . L’extrapolation est-elle exacte ?
Faire de même pour le groupe 17 ( $\ce{HCl}$ $-85.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $\ce{HBr}$ $-66.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ) et comparer avec $\ce{HF}$ , $19.6\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

Partie IV — L’écart.

L’eau bout réellement à $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Quel est l’écart entre la valeur réelle et la valeur extrapolée ?
Même question pour l’ammoniac, à l’aide de $\ce{PH3}$ $-87.8\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ et $\ce{AsH3}$ $-62.5\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; l’ammoniac bout réellement à $-33.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .
Classer l’eau, le fluorure d’hydrogène et l’ammoniac selon la taille de leur écart, et expliquer ce classement en comptant les liaisons hydrogène.
Sans liaisons hydrogène, l’eau serait-elle solide, liquide ou gazeuse à température ambiante ? Que cela signifierait-il pour la Terre ?
Pourquoi la réponse à la question 12 n’est-elle qu’une estimation ?
Donner la réponse finale : à quelle température environ l’eau bouillirait-elle sans liaisons hydrogène ?

Solution

Solution de Problème 30.1.

1. $\ce{H-O-H}$ , $\ce{H-S-H}$ , $\ce{H-Se-H}$ , chaque atome central portant deux doublets non liants : O, S et Se ont six électrons de valence, car ils sont dans le même groupe.

2. $M(\ce{H2O}) = 18.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{H2S}) = 34.1\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{H2Se}) = 81.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

3. $3.44 - 2.20 = 1.24$ ; $2.58 - 2.20 = 0.38$ ; $2.55 - 2.20 = 0.35$ . Seule la liaison $\ce{O-H}$ est nettement polarisée.

4. Coudée (quatre groupes, dont deux doublets non liants). L’eau est polaire ; le sulfure et le séléniure d’hydrogène ne le sont que très peu.

5. 10, 18 et 36 électrons : c’est le séléniure d’hydrogène qui a les interactions de van der Waals les plus fortes.

6. L’eau seulement : ses atomes d’hydrogène sont liés à l’oxygène, l’un des trois atomes très électronégatifs ; le soufre et le sélénium ne sont pas assez électronégatifs pour donner à leurs atomes d’hydrogène un $\delta^+$ marqué.

7. Quatre : deux par ses propres atomes d’hydrogène, deux reçues par ses deux doublets non liants.

8. Des interactions de van der Waals (y compris une faible attraction entre les petites charges partielles).

9. $212.9 - 273.15 = -60.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ et $-41.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

10. $-41.3 - (-60.3) = 19.0\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

11. La molécule est plus grosse : ses interactions de van der Waals sont plus fortes.

12. $-60.3 - 19.0 = -79.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

13. Augmentation : $-88.1 - (-112) = 23.9\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; prévision pour le méthane : $-112 - 23.9 = -136\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , contre $-162\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ en réalité : l’extrapolation est trop haute d’environ $26\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Elle n’est pas exacte ; la tendance réelle n’est pas une droite.

14. Augmentation : $18.7\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; prévision pour le fluorure d’hydrogène : $-85.1 - 18.7 = -103.8\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , contre $19.6\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ : un écart d’environ $123\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

15. $100 - (-79.3) = 179\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , environ $180\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

16. Augmentation : $25.3\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; prévision : $-87.8 - 25.3 = -113\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; écart : $-33.4 - (-113) = 80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

17. L’eau ( $180\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ) > le fluorure d’hydrogène ( $123\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ) > l’ammoniac ( $80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ). L’eau donne deux atomes d’hydrogène et en reçoit avec deux doublets non liants : quatre liaisons hydrogène par molécule, toutes utilisées. Le fluorure d’hydrogène n’a qu’un hydrogène à donner, et l’ammoniac qu’un doublet non liant pour recevoir : en moyenne moins de liaisons par molécule, et l’azote, moins électronégatif, en forme de plus faibles.

18. Gazeuse : elle bouillirait vers $-80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . La Terre n’aurait pas d’eau liquide, pas d’océans, pas de pluie, et aucune des formes de vie qui en dépendent.

19. On extrapole une droite tracée par deux points seulement, et le test sur le groupe 14 montre qu’une telle extrapolation peut se tromper de quelque $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

20. Sans liaisons hydrogène, l’eau bouillirait vers $-80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , quelque $180\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ au-dessous de sa véritable température d’ébullition.

Termes définis dans ce chapitre

Voir les 852 termes du glossaire

30.1 L’électronégativité

30.2 Liaisons polarisées et molécules polaires

30.3 Les interactions de van der Waals

30.4 Les liaisons hydrogène

30.5 La cohésion des solides et des liquides

30.6 Exercices

30.7 Problème : pourquoi l’eau bout-elle à 100 ∘C100\,{}^{\circ}\mathrm{C}100∘C ?

Termes définis dans ce chapitre

30.7 Problème : pourquoi l’eau bout-elle à $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ?