.~
:;;
"O
"'O
c:
0
::l
c
"'
::i
" "
0
~
lJ)
·;::
.9
T"-i
::l
0
"' c:
N
0
c:
@
c:
.!2
.......
ü
..c
.g
0\
2
ï:::
Q.
>~
a. .!l
0
"
u
<2
-0
0
c:
::l
Cl
@
Réponses
Interactions moléculaires
1. d. Les forces de dispersion de London sont
des interactions dipôle instantané - dipôle
induit. Elles s'exercent aussi bien dans les
molécules polaires que dans les molécules
non polaires puisqu'elles sont associées aux
déformations du nuage électronique résultant du « mouvement des électrons dans les
orbitales ».
2. e. Les forces d ' interactions de Van der Waals
varient en 1 / r 7 . Ce sont donc des forces de
très courte portée.
3. c. Représentons chacune des molécules des
mélanges proposés :
Eau
H
H
1
)~1
Acétone Méthanol Propane
- / H
10
1
C····· H
H/ "H
H H
\ /
H
/ C"
";c
H
w1
C ----- H
H / "H
Pour la formation de ponts hydrogène, il faut
la présence dans la mol écu l e d'un atome
d'hydrogène impliqué dans un e liaison fort em ent polarisée qui le rend porteur d'une
fraction de charge positive (o+) et un petit
atome fortement électronégatif d'une molécule voisine, porteur d'un doublet d'électrons
libre (paire non liante). Comparons la polarité
de ch aque type de liaison s impliquées dans
ces molécules :
4.
- liaison 0-H : ~X = 3,5(0) - 2,2(H) = 1,3
-> liaison covalente polarisée ;
- liaison C-H : ~X = 2 ,6(C) - 2,2(H) = 0,4
-> liaison covalente faiblement polari sée ;
- liaison C-0 : ~X = 3,5(0) - 2,6(C) = 0,9
-> liaison covalente polarisée.
Les molécules d'acétone ne formeront pas de
ponts hydrogène entre elles car aucun atome
d'hydrogène n'est porteur d'une fraction de
charge o+ importante (proposition 1 ). Il en
est de même pour les molécules de pro -
pane aussi bien avec l 'eau qu'avec l'acétone
(propositions 4 et 5). Par contre, des ponts
hydrogène (dessinés en bleu) peuvent se
former:
entre
des molécules
de méthanol
entre
des molécules
d'acétone
et de méthanol
b. Recherchons, au sein de chaque paire de
composés, le membre possédant les forces
intermoléculaires attractives le s plus fortes :
l) Al(s) ou 1 2 (s)
L'aluminium (Al) est un cristal métallique constitué de cations et d'électrons
mobiles . Ces interactions sont fortes en énergie.
Le diiode est, quant à lui , une molécule non polaire. Le s seules interactions
entre molécules sont des forces de London, plus faibles en énergie.
Comme CH 4 est non polaire, seu l es des
interactions de London s'exercent entre les
molécules. CHCl 3 est polaire et toutes les
interactions de Van der Waals s'exercent entre
ces molécules.
Ces deux molécules ont une petite chaîne
carbonée et un site polaire (liaison 0-H). Elles
pourront toutes deux faire des interactions
de Van der Waals et des ponts hydrogène.
Néanmoin s, C 2 H 5 0H possède une chaîne
carbonée (non polaire) plus grande et les
interaction s (forces de Londo n) entre ces
molécules seront donc plus fortes.
209
:;;
"O
"'O
c:
0
::l
c
"'
::i
" "
0
~
lJ)
·;::
.9
T"-i
::l
0
"' c:
N
0
c:
@
c:
.!2
.......
ü
..c
.g
0\
2
ï:::
Q.
>~
a. .!l
0
"
u
<2
-0
0
c:
::l
Cl
@
Réponses
Interactions moléculaires
1. d. Les forces de dispersion de London sont
des interactions dipôle instantané - dipôle
induit. Elles s'exercent aussi bien dans les
molécules polaires que dans les molécules
non polaires puisqu'elles sont associées aux
déformations du nuage électronique résultant du « mouvement des électrons dans les
orbitales ».
2. e. Les forces d ' interactions de Van der Waals
varient en 1 / r 7 . Ce sont donc des forces de
très courte portée.
3. c. Représentons chacune des molécules des
mélanges proposés :
Eau
H
H
1
)~1
Acétone Méthanol Propane
- / H
10
1
C····· H
H/ "H
H H
\ /
H
/ C"
";c
H
w1
C ----- H
H / "H
Pour la formation de ponts hydrogène, il faut
la présence dans la mol écu l e d'un atome
d'hydrogène impliqué dans un e liaison fort em ent polarisée qui le rend porteur d'une
fraction de charge positive (o+) et un petit
atome fortement électronégatif d'une molécule voisine, porteur d'un doublet d'électrons
libre (paire non liante). Comparons la polarité
de ch aque type de liaison s impliquées dans
ces molécules :
4.
- liaison 0-H : ~X = 3,5(0) - 2,2(H) = 1,3
-> liaison covalente polarisée ;
- liaison C-H : ~X = 2 ,6(C) - 2,2(H) = 0,4
-> liaison covalente faiblement polari sée ;
- liaison C-0 : ~X = 3,5(0) - 2,6(C) = 0,9
-> liaison covalente polarisée.
Les molécules d'acétone ne formeront pas de
ponts hydrogène entre elles car aucun atome
d'hydrogène n'est porteur d'une fraction de
charge o+ importante (proposition 1 ). Il en
est de même pour les molécules de pro -
pane aussi bien avec l 'eau qu'avec l'acétone
(propositions 4 et 5). Par contre, des ponts
hydrogène (dessinés en bleu) peuvent se
former:
entre
des molécules
de méthanol
entre
des molécules
d'acétone
et de méthanol
b. Recherchons, au sein de chaque paire de
composés, le membre possédant les forces
intermoléculaires attractives le s plus fortes :
l) Al(s) ou 1 2 (s)
L'aluminium (Al) est un cristal métallique constitué de cations et d'électrons
mobiles . Ces interactions sont fortes en énergie.
Le diiode est, quant à lui , une molécule non polaire. Le s seules interactions
entre molécules sont des forces de London, plus faibles en énergie.
Comme CH 4 est non polaire, seu l es des
interactions de London s'exercent entre les
molécules. CHCl 3 est polaire et toutes les
interactions de Van der Waals s'exercent entre
ces molécules.
Ces deux molécules ont une petite chaîne
carbonée et un site polaire (liaison 0-H). Elles
pourront toutes deux faire des interactions
de Van der Waals et des ponts hydrogène.
Néanmoin s, C 2 H 5 0H possède une chaîne
carbonée (non polaire) plus grande et les
interaction s (forces de Londo n) entre ces
molécules seront donc plus fortes.
209