3.15
■a
O
c
D
Û
U D
t H
0
CM
©
4-1
x :
01
' v_
>Q.
O
U
a) Ces atomes sont faiblement liés par des forces de van der Waals. L’effet principal est un effet
de masse. Le krypton (masse molaire 83,80) est plus lourd que le néon (masse molaire 20,18) et
possède beaucoup plus d’électrons. Par ailleurs, les forces de van der Waals qui s’exercent entre
atomes augmentent avec le nombre des électrons présents chez les partenaires.
b) Le point d’ébullition de HCl (-85 °C) est plus bas que celui de H,S (-60 °C), bien que
l’enthalpie de vaporisation de HCl soit près du triple de celle de H^S. C’est dû au fait que la
liaison entre H et Cl est plus polaire que la liaison entre H et S (S est moins électronégatif que
Cl). Les liaisons hydrogène sont plus fortes dans le cas de HCl :
h ^ - c h -....h ^ - c i ^ - » h s - h ....sh ,.
Les liaisons hydrogène dans H,S sont très faibles, comparées à celles rencontrées dans H^O
(7^=373 K).
c) Le phosphore étant moins électronégatif que le soufre, la molécule est très peu polaire, bien
que comportant une paire libre sur le phosphore (comme NH^ sur l’azote). Les molécules sont
essentiellement liées par des forces de van der Waals, les liaisons hydrogène étant très faibles
dans ce cas.
3.16
a) Chaque atome d’oxygène de l’eau donne lieu à la foiTnation de deux liaisons hydrogène. La
somme des contributions de ces deux liaisons est 51 - 11 = 40 kJ • mol"', soit environ 20 kJ • mol"'
par liaison. Cette énergie est environ 23 fois plus faible que l’énergie de liaison entre O et H.
b) Les électronégativités de O (3,5) et H (2,1 ) conduisent à AH = (3,5 - 2,1 ) x m = 20 kJ • mol"', soit
m = = 14,3. La valeur de 15 proposée par Pauling est assez proche de ce résultat (l’électronégativité
de O est souvent prise égale à 3,4, ce qui conduit à m = 15,3, de nouveau proche de 15).
c) La structure proposée pour le tétramère est la suivante :
H,C
'o ---- H .............. o
H
H
o ------------- - H— 0 ^
CH,
d) Chaque atome d’oxygène possède deux paires libres, mais un seul hydrogène pour se lier.
Du fait qu’il y a quatre électrons de paires libres par hydrogène la liaison O...H (26 kJ • mol"')
est plus forte que dans la glace où, en moyenne, un hydrogène est lié à une seule paire libre
(20 kJ • mol"' avec deux liaisons hydrogène par oxygène).
3.17 La hiérarchie des liaisons hydrogène s’établit selon la séquence :
O
H-O >N .... H -0>0 .... H-N>N
H-N
Dans les hydrates de carbone, on ne rencontre que des liaisons du type le plus fort O .... H-O. Il
en résulte une grande stabilité comme dans le cas de la cellulose. Les liaisons de van der Waals
jouent un rôle secondaire dans ces composés.
La stabilité des protéines est assurée pour une partie mineure par des forces de van der Waals
à travers l’espace mais surtout par des liaisons hydrogène entre groupes amides -CO -N H -
(deuxième type de la classification donnée dans l’énoncé). La stabilité des édifices est moindre
que dans le cas des hydrates de carbone : les protéines sont fragiles vis-à-vis d’une élévation de
température, ou de variation du milieu (pH par exemple). Cet inconvénient est aussi le garant
de leur souplesse et de leur possibilité d’adaptation à partir d’une position de stabilité optimale.
473
■a
O
c
D
Û
U D
t H
0
CM
©
4-1
x :
01
' v_
>Q.
O
U
a) Ces atomes sont faiblement liés par des forces de van der Waals. L’effet principal est un effet
de masse. Le krypton (masse molaire 83,80) est plus lourd que le néon (masse molaire 20,18) et
possède beaucoup plus d’électrons. Par ailleurs, les forces de van der Waals qui s’exercent entre
atomes augmentent avec le nombre des électrons présents chez les partenaires.
b) Le point d’ébullition de HCl (-85 °C) est plus bas que celui de H,S (-60 °C), bien que
l’enthalpie de vaporisation de HCl soit près du triple de celle de H^S. C’est dû au fait que la
liaison entre H et Cl est plus polaire que la liaison entre H et S (S est moins électronégatif que
Cl). Les liaisons hydrogène sont plus fortes dans le cas de HCl :
h ^ - c h -....h ^ - c i ^ - » h s - h ....sh ,.
Les liaisons hydrogène dans H,S sont très faibles, comparées à celles rencontrées dans H^O
(7^=373 K).
c) Le phosphore étant moins électronégatif que le soufre, la molécule est très peu polaire, bien
que comportant une paire libre sur le phosphore (comme NH^ sur l’azote). Les molécules sont
essentiellement liées par des forces de van der Waals, les liaisons hydrogène étant très faibles
dans ce cas.
3.16
a) Chaque atome d’oxygène de l’eau donne lieu à la foiTnation de deux liaisons hydrogène. La
somme des contributions de ces deux liaisons est 51 - 11 = 40 kJ • mol"', soit environ 20 kJ • mol"'
par liaison. Cette énergie est environ 23 fois plus faible que l’énergie de liaison entre O et H.
b) Les électronégativités de O (3,5) et H (2,1 ) conduisent à AH = (3,5 - 2,1 ) x m = 20 kJ • mol"', soit
m = = 14,3. La valeur de 15 proposée par Pauling est assez proche de ce résultat (l’électronégativité
de O est souvent prise égale à 3,4, ce qui conduit à m = 15,3, de nouveau proche de 15).
c) La structure proposée pour le tétramère est la suivante :
H,C
'o ---- H .............. o
H
H
o ------------- - H— 0 ^
CH,
d) Chaque atome d’oxygène possède deux paires libres, mais un seul hydrogène pour se lier.
Du fait qu’il y a quatre électrons de paires libres par hydrogène la liaison O...H (26 kJ • mol"')
est plus forte que dans la glace où, en moyenne, un hydrogène est lié à une seule paire libre
(20 kJ • mol"' avec deux liaisons hydrogène par oxygène).
3.17 La hiérarchie des liaisons hydrogène s’établit selon la séquence :
O
H-O >N .... H -0>0 .... H-N>N
H-N
Dans les hydrates de carbone, on ne rencontre que des liaisons du type le plus fort O .... H-O. Il
en résulte une grande stabilité comme dans le cas de la cellulose. Les liaisons de van der Waals
jouent un rôle secondaire dans ces composés.
La stabilité des protéines est assurée pour une partie mineure par des forces de van der Waals
à travers l’espace mais surtout par des liaisons hydrogène entre groupes amides -CO -N H -
(deuxième type de la classification donnée dans l’énoncé). La stabilité des édifices est moindre
que dans le cas des hydrates de carbone : les protéines sont fragiles vis-à-vis d’une élévation de
température, ou de variation du milieu (pH par exemple). Cet inconvénient est aussi le garant
de leur souplesse et de leur possibilité d’adaptation à partir d’une position de stabilité optimale.
473