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title: "Électronégativité, polarité et interactions entre molécules"
book: "La chimie à l’école — Années 1 à 12"
subject: chemistry
language: fr
chapter: 30
exercises: 15
source: https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/30-electronegativite-polarite-et-interactions-entre-molecules
license: CC-BY-NC-SA-4.0
credit: "One Chemistry Book, One Course (one-course.com)"
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# Chapitre 30 — Électronégativité, 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’eau, $\ce{H2O}$, est plus légère qu’une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) les unes aux autres, et à d’autres objets. Elles sont bien plus faibles que les [liaisons covalentes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-covalent-bond) à l’intérieur d’une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), mais elles décident si une substance est gazeuse, liquide ou solide à température ambiante, et si un gecko tombe.

**Rappel.**

Une [liaison covalente](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-covalent-bond) est un doublet d’[électrons](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/16-a-linterieur-de-latome#def-g9-inside-the-atom-nucleus) mis en commun par deux [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) ; les [schémas de Lewis](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lewis-structure) montrent les [doublets liants](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) et non liants, et les doublets autour d’un [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) central décident de la géométrie d’une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) ([Chapitre 24](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#ch-g10-lewis-and-shape)). Les [ions](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/17-les-ions-et-les-solutions-ioniques#def-g9-ions-ion) portent une charge ; dans un solide ionique, les [ions](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/17-les-ions-et-les-solutions-ioniques#def-g9-ions-ion) positifs et négatifs s’attirent ([Chapitre 17](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/17-les-ions-et-les-solutions-ioniques#ch-g9-ions)).

![Un gecko sur une vitre : les coussinets de ses doigts tiennent grâce à des forces entre molécules.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/img-c4c9bd5535ae.jpg)

*Un gecko sur une vitre : les coussinets de ses doigts tiennent grâce à des forces entre [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule).*

## 30.1 L’électronégativité

**Définition 30.1 (Électronégativité).**

L’*électronégativité* d’un élément mesure la force avec laquelle ses [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom), dans une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), attirent les [électrons](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/16-a-linterieur-de-latome#def-g9-inside-the-atom-nucleus) 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.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/fig-86597e0fef60.svg)

*[Électronégativités](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) 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](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) augmente de gauche à droite le long d’une [période](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) et diminue de haut en bas dans un groupe. Le fluor (3.98) est l’élément le plus électronégatif ; les [métaux alcalins](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/23-les-couches-electroniques-et-le-tableau-periodique#def-g10-electron-shells-family) sont les moins électronégatifs (lithium 0.98, potassium 0.82).

**Démonstration.** Lecture du tableau : le long de la [période](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 2, $0.98 < 1.57 < 2.04 < 2.55 < 3.04 <
3.44 < 3.98$ ; dans le [groupe](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 17, le fluor ($3.98$) est au-dessus du chlore ($3.16$) ; dans le [groupe](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 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](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) en 1932, à partir des énergies de liaison entre [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-covalent-bond) entre deux [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’[électronégativités](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) différentes est une *liaison polarisée* : le doublet partagé se trouve plus près de l’[atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) le plus électronégatif. Cet [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) porte une petite *charge partielle* négative, notée $\delta^-$, et l’autre [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) une charge partielle positive égale, $\delta^+$.

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

Une liaison entre deux [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) identiques n’est pas polarisée. Entre [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) différents, plus la différence d’[électronégativité](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/16-a-linterieur-de-latome#def-g9-inside-the-atom-nucleus) ne sont pas mis en commun mais transférés : le composé est ionique.

**Démonstration.** Admis : cela découle de la définition de l’[électronégativité](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity), les seuils étant des conventions. ∎

**Définition 30.5 (Molécules polaires et apolaires).**

Une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) est une *molécule polaire* si le centre de ses [charges partielles](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) positives et le centre de ses [charges partielles](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) négatives ne coïncident pas ; s’ils coïncident, c’est une *molécule apolaire*.

**Méthode 30.6 (Une molécule est-elle polaire ?).**

1. Établir le [schéma de Lewis](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lewis-structure) et déterminer la géométrie de la [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) .
2. Repérer les [liaisons polarisées](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) par $\delta^+$ et $\delta^-$ .
3. S’il n’y a aucune [liaison polarisée](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) , la [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) est apolaire. Sinon, examiner la géométrie : si les [liaisons polarisées](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) sont disposées symétriquement autour du centre, leurs effets se compensent et la [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) 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.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/fig-00746de11be9.svg)

*Dans l’eau, la forme coudée place le centre des [charges partielles](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) positives (entre les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène) au-dessous de l’[atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’oxygène : la [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) est polaire. Dans le dioxyde de carbone, les deux [liaisons polarisées](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) tirent dans des sens opposés (flèches) et se compensent : les centres des charges coïncident sur l’[atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) de carbone.*

**Exemple 30.7 (Quatre molécules).**

Le chlorure d’hydrogène $\ce{HCl}$ a une [liaison polarisée](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) et il est polaire, le chlore portant $\delta^-$. L’ammoniac $\ce{NH3}$, une pyramide de trois [liaisons polarisées](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) $\ce{N-H}$, 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](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) $\ce{C-Cl}$, mais placées aux sommets d’un tétraèdre régulier : leurs effets se compensent et la [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) voisines, qui existe entre toutes les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), polaires ou non : les [électrons](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/16-a-linterieur-de-latome#def-g9-inside-the-atom-nucleus) de chaque [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) sont sans cesse en mouvement, et les charges inégalement réparties d’un instant dans une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) attirent celles de ses voisines. Entre [molécules polaires](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-molecule), les [charges partielles](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) permanentes ajoutent une attraction supplémentaire.

**Proposition 30.9 (Les grosses molécules s’attirent davantage).**

Les [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) croissent avec la taille des [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), c’est-à-dire avec leur nombre d’[électrons](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/16-a-linterieur-de-latome#def-g9-inside-the-atom-nucleus) ; entre [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) $\ce{F2}$, $\ce{Cl2}$, $\ce{Br2}$, $\ce{I2}$ 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](#def-g11-polarity-and-cohesion-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](#def-g11-polarity-and-cohesion-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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène lié à un [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) très électronégatif (azote, oxygène ou fluor), qui porte un $\delta^+$ marqué, et un [doublet non liant](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) d’un autre [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’azote, d’oxygène ou de fluor, souvent situé sur une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) voisine. On la représente par un trait en pointillés, et les trois [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) 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.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/fig-4061f37c4b30.svg)

*Les [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) (en pointillés) autour d’une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’eau dans l’eau liquide : ses deux [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène se lient aux [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’oxygène de deux voisines, et les deux [doublets non liants](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) de son [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’oxygène reçoivent les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de tailles presque égales. Pourtant, l’éthanol bout à $78\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ et le propane à $-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}$. Les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’éthanol, avec leur groupe $\ce{O-H}$, forment entre elles des [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) ; les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) retenues les unes aux autres par des [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) et, lorsque c’est possible, par des [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond). 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](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals), les [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond), et l’attraction entre les [ions](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/17-les-ions-et-les-solutions-ioniques#def-g9-ions-ion) 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](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond), à $0\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; le méthane solide, retenu seulement par des [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) entre petites [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), 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.)](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/fig-0c193065fe1c.svg)

*Températures d’ébullition des composés de l’hydrogène avec les éléments des [groupes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 14 à 17. Dans chaque groupe, elles augmentent avec la taille de la [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), sauf pour le premier composé des [groupes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 15, 16 et 17, beaucoup trop élevé : l’ammoniac, l’eau et le fluorure d’hydrogène forment des [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond). (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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’eau est liée par [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) 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.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-polarity-and-cohesion/img-b8cc6167f97d.jpg)

*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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) porte la [charge partielle](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) $\delta^-$ ? Utiliser le tableau des [électronégativités](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity).

**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](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity).

**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 de Exercice 30.3.**

L’azote (3.04 > 2.19) et l’oxygène (3.44 > 2.58) : l’[électronégativité](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period).

**Exercice 30.4 ★.**

Lesquelles des [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) $\ce{CH4}$, $\ce{NH3}$, $\ce{H2O}$ et $\ce{HCl}$ peuvent-elles former des [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) entre elles ? Expliquer.

**Solution de Exercice 30.4.**

L’ammoniac et l’eau : chacun possède des [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène liés à l’azote ou à l’oxygène, et des [doublets non liants](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) sur cet [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom). 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) de la définition.

**Exercice 30.5 ★.**

Existe-t-il des attractions entre les [molécules apolaires](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-molecule) du méthane ? Pourquoi le méthane est-il néanmoins un gaz à température ambiante ?

**Solution de Exercice 30.5.**

Oui : des [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) existent entre toutes les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule). Mais les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de méthane sont petites (10 [électrons](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/16-a-linterieur-de-latome#def-g9-inside-the-atom-nucleus)) : 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) 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 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](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond) identiques à $120{}^{\circ}$ dans un plan se compensent).

**Exercice 30.7 ★★.**

Dans le méthanol, $\ce{CH3-OH}$, quel [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène peut être donné dans une [liaison hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) ? Quel [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) peut en recevoir une ? Les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de méthanol et d’eau peuvent-elles former des [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) entre elles ? En représenter une.

**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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’oxygène, avec ses deux [doublets non liants](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair), peut en recevoir. Oui : le $\ce{O-H}$ du méthanol peut se lier à l’oxygène d’une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) 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 de Exercice 30.8.**

Les trois [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) sont apolaires et de même géométrie, mais de plus en plus grosses (10, 18 et 36 [électrons](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/16-a-linterieur-de-latome#def-g9-inside-the-atom-nucleus)) : leurs [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-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 de Exercice 30.9.**

Le [groupe](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 14 : le méthane n’a pas d’hydrogène lié à N, O ou F et ne forme pas de [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) ; 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](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) 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 de Exercice 30.10.**

Les [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) : les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) 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](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond).

**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](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-molecule) $\ce{X2}$. Expliquer.

**Solution de Exercice 30.11.**

Une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de diiode est bien plus grosse qu’une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de dichlore (106 [électrons](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/16-a-linterieur-de-latome#def-g9-inside-the-atom-nucleus) contre 34) : ses [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) sont bien plus fortes, assez pour maintenir les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-molar-mass). Ils bouillent à $78\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, $-25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ et $-42\,{}^{\circ}\mathrm{C}$. Lesquels sont polaires ? Lesquels forment des [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) entre leurs propres [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) ? Expliquer l’ordre.

**Solution de Exercice 30.12.**

Le propane est apolaire : seulement des [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-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](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) entre ses [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule). L’éthanol est polaire et ses groupes $\ce{O-H}$ forment des [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond). Plus les attractions sont fortes, plus la température d’ébullition est élevée : propane < méthoxyméthane < éthanol.

**Exercice 30.13 ★★★.**

Dans la glace, chaque [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’eau est liée par [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) 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 de Exercice 30.13.**

Le réseau ouvert de la glace occupe plus de place que les mêmes [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) dans le liquide : la glace est moins dense que l’eau liquide et flotte. Un lac gèle par le haut : la [couche](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/23-les-couches-electroniques-et-le-tableau-periodique#def-g10-electron-shells-configuration) 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 de Exercice 30.14.**

Le méthane solide ([interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) entre petites [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule)) < la glace ([liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond)) < le chlorure de potassium (attraction entre [ions](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/17-les-ions-et-les-solutions-ioniques#def-g9-ions-ion)).

**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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène que chaque [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) peut donner et les [doublets non liants](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) avec lesquels elle peut en recevoir, et expliquer.

**Solution de Exercice 30.15.**

Une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’eau a deux [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène à donner et deux [doublets non liants](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) pour en recevoir : chaque [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) peut participer à quatre [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond), deux données et deux reçues, ce qui construit un réseau complet. Une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de fluorure d’hydrogène a trois [doublets non liants](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) mais un seul [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène : elle ne donne qu’une [liaison hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond), si bien qu’il ne se forme en moyenne qu’une liaison par [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) (chaînes en zigzag). L’eau a environ deux fois plus de [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) par [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule). L’eau fait exception. De combien ?

**Partie I — Trois [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule).**

1. Établir les [schémas de Lewis](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lewis-structure) de $\ce{H2O}$ , $\ce{H2S}$ et $\ce{H2Se}$ . Pourquoi se ressemblent-ils ?
2. Calculer leurs [masses molaires](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-molar-mass) .
3. Calculer les différences d’ [électronégativité](#def-g11-polarity-and-cohesion-electronegativity) 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 ?
4. Quelle est la géométrie des trois [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) ? Sont-elles polaires ?
5. Compter les [électrons](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/16-a-linterieur-de-latome#def-g9-inside-the-atom-nucleus) de chaque [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) . Laquelle a les [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) les plus fortes ?

**Partie II — Les [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond).**

6. Lequel des trois composés forme des [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) entre ses [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) ? Pourquoi pas les autres ?
7. À combien de [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) d’eau peut-elle participer au plus ? Les représenter.
8. Quelles interactions retiennent les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de sulfure d’hydrogène entre elles dans le liquide ?

**Partie III — La tendance.**

9. 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 ( $\theta = T - 273.15$ ).
10. De combien la température d’ébullition augmente-t-elle de la [période](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 3 ( $\ce{H2S}$ ) à la [période](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 4 ( $\ce{H2Se}$ ) ?
11. Pourquoi augmente-t-elle ?
12. En supposant la même augmentation de la [période](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 2 à la [période](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 3, à quelle température bouillirait une eau « normale » $\ce{H2O}$ ?
13. Tester la méthode sur le [groupe](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 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 ?
14. Faire de même pour le [groupe](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 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.**

15. L’eau bout réellement à $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Quel est l’écart entre la valeur réelle et la valeur extrapolée ?
16. 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 $-33.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .
17. 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](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) .
18. Sans [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) , l’eau serait-elle solide, liquide ou gazeuse à température ambiante ? Que cela signifierait-il pour la Terre ?
19. Pourquoi la réponse à la question 12 n’est-elle qu’une estimation ?
20. Donner la réponse finale : à quelle température environ l’eau bouillirait-elle sans [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) ?

**Solution de Problème 30.1.**

**1.** $\ce{H-O-H}$, $\ce{H-S-H}$, $\ce{H-Se-H}$, chaque [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) central portant deux [doublets non liants](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) : O, S et Se ont six [électrons de valence](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/23-les-couches-electroniques-et-le-tableau-periodique#def-g10-electron-shells-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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair)). L’eau est polaire ; le sulfure et le séléniure d’hydrogène ne le sont que très peu.

**5.** 10, 18 et 36 [électrons](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/16-a-linterieur-de-latome#def-g9-inside-the-atom-nucleus) : c’est le séléniure d’hydrogène qui a les [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) les plus fortes.

**6.** L’eau seulement : ses [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène sont liés à l’oxygène, l’un des trois [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) très électronégatifs ; le soufre et le sélénium ne sont pas assez électronégatifs pour donner à leurs [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène un $\delta^+$ marqué.

**7.** Quatre : deux par ses propres [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène, deux reçues par ses deux [doublets non liants](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair).

**8.** Des [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-van-der-waals) (y compris une faible attraction entre les petites [charges partielles](#def-g11-polarity-and-cohesion-polar-bond)).

**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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) est plus grosse : ses [interactions de van der Waals](#def-g11-polarity-and-cohesion-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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène et en reçoit avec deux [doublets non liants](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) : quatre [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond) par [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), toutes utilisées. Le fluorure d’hydrogène n’a qu’un hydrogène à donner, et l’ammoniac qu’un [doublet non liant](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lone-pair) pour recevoir : en moyenne moins de liaisons par [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/20-le-tableau-periodique-un-premier-regard#def-g9-periodic-table-first-look-period) 14 montre qu’une telle extrapolation peut se tromper de quelque $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$.

**20.** Sans [liaisons hydrogène](#def-g11-polarity-and-cohesion-hydrogen-bond), l’eau bouillirait vers $-80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, quelque $180\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ au-dessous de sa véritable température d’ébullition.