Corrections 665
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H
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H
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N
Exercice 24.7
1. H : 1s
1 , colonne 1, période 1.
N : 2s
2 2p
3 , colonne 15, période 2.
O : 2s
2 2p
4 , colonne 16, période 2.
F : 2s
2 2p
5 , colonne 17, période 2.
Cl : 3s
2 3p
5 , colonne 17, période 3.
Br : 4s
2 4p
5 , colonne 17, période 4.
I : 5s
2 5p
5 , colonne 17, période 5.
2. Ces molécules diatomiques sont apolaires, en raison de leur symétrie. L’interaction de van der Waals
attractive entre deux molécules diatomiques, par exemple N 2 , est de type London, c’est-à-dire une
interaction entre le dipôle instantané d’une molécule et le dipôle qu’il induit dans une autre.
3. Les interactions de London sont d’autant plus fortes que la molécule du corps simple est polarisable.
Or une molécule est d’autant plus polarisable que son nuage électronique est volumineux.
On peut ainsi expliquer les très faibles températures de fusion et d’ébullition de H 2 , une molécule très
petite. N 2 , O 2 et F 2 ont des tailles très voisines car N, O et F sont situés sur la même ligne du tableau
périodique, sur des colonnes voisines. Les températures de changement d’état de ces trois corps simples
sont donc très voisines. La molécule Cl 2 est beaucoup plus volumineuse que F 2 car Cl est situé sur la
même colonne que F mais une période plus loin. Cela explique les températures de changement d’état
nettement plus élevées pour Cl 2 que pour F 2 . On explique de manière similaire les températures plus
élevées pour Br 2 , puis pour I 2 . Ce dernier est d’ailleurs solide à température ambiante.
Exercice 24.8
1. Un solvant polaire est un solvant dont la molécule possède un moment dipolaire permament. Tous ces
solvants sont polaires à l’exception de l’hexane, qui est donc apolaire.
2. Un solvant protique est un solvant dont la molécule est donneuse de liaison hydrogène, c’est-à-dire
possède un atome d’hydrogène lié à un atome très électronégatif, typiquement O ou N. L’eau et le
méthanol sont des solvants protiques. Les autres sont aprotiques.
3. Un accepteur de liaison hydrogène possède un atome électronégatif (O, N ou F) avec au moins un
doublet non liant. Tous ces solvants sont accepteurs de liaison hydrogène à l’exception de l’hexane.
4. L’hexane n’est ni polaire, ni donneur ou accepteur de liaisons hydrogène, ce qui explique sa non miscibilité avec les autres solvants. Les autres solvants sont miscibles, d’une part à cause des interactions
dipôle-dipôle qui s’établissent entre leurs molécules, d’autre part à cause des liaisons hydrogène. Par
exemple, le méthanol est donneur et accepteur de liaison hydrogène alors que le DMF est accepteur.
© Dunod. Toute reproduction non autorisée est un délit.
partagelivrescpge.blogspot.com
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Exercice 24.7
1. H : 1s
1 , colonne 1, période 1.
N : 2s
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3 , colonne 15, période 2.
O : 2s
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4 , colonne 16, période 2.
F : 2s
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5 , colonne 17, période 2.
Cl : 3s
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5 , colonne 17, période 3.
Br : 4s
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5 , colonne 17, période 4.
I : 5s
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5 , colonne 17, période 5.
2. Ces molécules diatomiques sont apolaires, en raison de leur symétrie. L’interaction de van der Waals
attractive entre deux molécules diatomiques, par exemple N 2 , est de type London, c’est-à-dire une
interaction entre le dipôle instantané d’une molécule et le dipôle qu’il induit dans une autre.
3. Les interactions de London sont d’autant plus fortes que la molécule du corps simple est polarisable.
Or une molécule est d’autant plus polarisable que son nuage électronique est volumineux.
On peut ainsi expliquer les très faibles températures de fusion et d’ébullition de H 2 , une molécule très
petite. N 2 , O 2 et F 2 ont des tailles très voisines car N, O et F sont situés sur la même ligne du tableau
périodique, sur des colonnes voisines. Les températures de changement d’état de ces trois corps simples
sont donc très voisines. La molécule Cl 2 est beaucoup plus volumineuse que F 2 car Cl est situé sur la
même colonne que F mais une période plus loin. Cela explique les températures de changement d’état
nettement plus élevées pour Cl 2 que pour F 2 . On explique de manière similaire les températures plus
élevées pour Br 2 , puis pour I 2 . Ce dernier est d’ailleurs solide à température ambiante.
Exercice 24.8
1. Un solvant polaire est un solvant dont la molécule possède un moment dipolaire permament. Tous ces
solvants sont polaires à l’exception de l’hexane, qui est donc apolaire.
2. Un solvant protique est un solvant dont la molécule est donneuse de liaison hydrogène, c’est-à-dire
possède un atome d’hydrogène lié à un atome très électronégatif, typiquement O ou N. L’eau et le
méthanol sont des solvants protiques. Les autres sont aprotiques.
3. Un accepteur de liaison hydrogène possède un atome électronégatif (O, N ou F) avec au moins un
doublet non liant. Tous ces solvants sont accepteurs de liaison hydrogène à l’exception de l’hexane.
4. L’hexane n’est ni polaire, ni donneur ou accepteur de liaisons hydrogène, ce qui explique sa non miscibilité avec les autres solvants. Les autres solvants sont miscibles, d’une part à cause des interactions
dipôle-dipôle qui s’établissent entre leurs molécules, d’autre part à cause des liaisons hydrogène. Par
exemple, le méthanol est donneur et accepteur de liaison hydrogène alors que le DMF est accepteur.
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