Chapitre 4 • Interactions non covalentes (ionique, Van der Waals, liaison hydrogène)
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4.6* Liaison hydrogène et températures de changement d’état
a) Le 1-butanol CH 3 –(CH 2 ) 3 –O–H est beaucoup moins volatil que le diéthyléther. Les
interactions intermoléculaires au sein du 1-butanol liquide sont donc beaucoup plus fortes
qu’au sein du diéthyléther liquide.
Les deux composés comportent autant d’atomes identiques. Les molécules ont des formes
allongées voisines et des polarités qu’on peut estimer semblables. Les interactions de Van der
Waals ne doivent donc pas beaucoup différer en phase liquide.
La différence de volatilité ne peut donc résulter que de la cohésion supplémentaire due aux
liaisons hydrogène intermoléculaires au sein du 1-butanol liquide, qui n’existent pas dans le
diéthyléther :
b) pF(II) > pF(I) : Le groupe –OH de I s’associe à l’oxygène du carbonyle de la même molécule
par liaison hydrogène intramoléculaire. Le groupe –OH de II s’associe à l’oxygène du
carbonyle d’une molécule voisine par liaison hydrogène intermoléculaire. La phase solide
de II présente donc une plus grande cohésion que celle de I.
pF(II) > pF(III) : La molécule III n’a pas de groupe –OH susceptible de donner des liaisons
hydrogène. Au sein de la phase solide, il n’existe que des interactions de Van der Waals,
contrairement à la phase solide de II où des liaisons hydrogène se superposent aux interactions de
Van der Waals.
pF(I) ≈ pF(III) : Les liaisons intermoléculaires dans les phases solides de I et de III sont d’énergie
comparable. Donc au sein de I, comme au sein de III, n’existent que des interactions de Van der
Waals. Cela confirme le fait que les groupes –OH des molécules de I sont engagés dans des
liaisons hydrogène seulement intramoléculaires.
Ce qu’il faut retenir de l’exercice 4.6
z Les composés dont les molécules sont susceptibles d’être associées par liaisons hydrogène
intermoléculaires, présentent des températures de fusion et d’ébullition plus élevées que
celles de molécules similaires ne subissant que des interactions de Van der Waals.
4.7** Liaison hydrogène en phase gazeuse
Rappel 1 : La densité d’un gaz est le rapport de la masse volumique du gaz à la masse volumique
de l’air, les deux masses volumiques étant mesurées dans les mêmes conditions de température et
de pression. Lorsque les gaz suivent le modèle du gaz parfait, la densité est indépendante de la
température et de la pression.
C
O
H
H
O C
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4.6* Liaison hydrogène et températures de changement d’état
a) Le 1-butanol CH 3 –(CH 2 ) 3 –O–H est beaucoup moins volatil que le diéthyléther. Les
interactions intermoléculaires au sein du 1-butanol liquide sont donc beaucoup plus fortes
qu’au sein du diéthyléther liquide.
Les deux composés comportent autant d’atomes identiques. Les molécules ont des formes
allongées voisines et des polarités qu’on peut estimer semblables. Les interactions de Van der
Waals ne doivent donc pas beaucoup différer en phase liquide.
La différence de volatilité ne peut donc résulter que de la cohésion supplémentaire due aux
liaisons hydrogène intermoléculaires au sein du 1-butanol liquide, qui n’existent pas dans le
diéthyléther :
b) pF(II) > pF(I) : Le groupe –OH de I s’associe à l’oxygène du carbonyle de la même molécule
par liaison hydrogène intramoléculaire. Le groupe –OH de II s’associe à l’oxygène du
carbonyle d’une molécule voisine par liaison hydrogène intermoléculaire. La phase solide
de II présente donc une plus grande cohésion que celle de I.
pF(II) > pF(III) : La molécule III n’a pas de groupe –OH susceptible de donner des liaisons
hydrogène. Au sein de la phase solide, il n’existe que des interactions de Van der Waals,
contrairement à la phase solide de II où des liaisons hydrogène se superposent aux interactions de
Van der Waals.
pF(I) ≈ pF(III) : Les liaisons intermoléculaires dans les phases solides de I et de III sont d’énergie
comparable. Donc au sein de I, comme au sein de III, n’existent que des interactions de Van der
Waals. Cela confirme le fait que les groupes –OH des molécules de I sont engagés dans des
liaisons hydrogène seulement intramoléculaires.
Ce qu’il faut retenir de l’exercice 4.6
z Les composés dont les molécules sont susceptibles d’être associées par liaisons hydrogène
intermoléculaires, présentent des températures de fusion et d’ébullition plus élevées que
celles de molécules similaires ne subissant que des interactions de Van der Waals.
4.7** Liaison hydrogène en phase gazeuse
Rappel 1 : La densité d’un gaz est le rapport de la masse volumique du gaz à la masse volumique
de l’air, les deux masses volumiques étant mesurées dans les mêmes conditions de température et
de pression. Lorsque les gaz suivent le modèle du gaz parfait, la densité est indépendante de la
température et de la pression.
C
O
H
H
O C