9les liquides et les solides Les forces intermoléculaires

C H A P I T R E
9 les liquides et les solides
Recueil de solutions − Chimie générale
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Les
forces intermoléculaires,
Réponses aux problèmes ciblés
9.7 ICl a un moment dipolaire, mais Br2 n’en a pas. Le moment dipolaire augmente les
forces d’attraction entre les molécules ICl, ce qui donne à cette substance un point de
fusion plus élevé que celui du brome.
9.8 DÉMARCHE
Classer les espèces en trois catégories : ioniques, polaires (présence d’un moment
dipolaire) et non polaires. Se rappeler que les forces de dispersion sont présentes dans
toutes les espèces.
SOLUTION
Ces trois molécules sont des substances covalentes non polaires, car la différence
d’électronégativité entre le carbone et l’hydrogène est petite. Les seules forces
d’attraction entre ces molécules sont donc des forces de dispersion. Tout autre facteur
étant égal, la molécule qui a le plus grand nombre d’électrons aura des forces
d’attraction intermoléculaires plus grandes. Vous pouvez prédire l’ordre croissant des
points d’ébullition uniquement d’après les formules moléculaires : CH4 < C3H8 < C4H10.
Par une journée très froide, le propane et le butane seraient liquides (leur point
d’ébullition est respectivement −44,5 °C et −0,5 °C) ; seul le méthane resterait gazeux
(point d’ébullition : −161,6 °C). Il faudrait donc utiliser le méthane.
9.9 Ils sont tous tétraédriques (de type AB4) et non polaires. Ainsi, les seules attractions
intermoléculaires possibles sont les forces de dispersion (voir la section 9.2). Il importe
de savoir que les autres facteurs étant égaux, l’importance des forces de dispersion
augmente avec le nombre d’électrons contenus dans une molécule. Étant donné que l’on
sait que plus l’attraction intermoléculaire est importante, plus le point d’ébullition est
élevé, celui-ci augmente donc avec la masse molaire : ici de CH4 à SnH4.
9.10 a) Le benzène (C6H6) est un composé covalent non polaire. Il n’y a que des forces de
dispersion.
b) Le chloroforme (CH3Cl) est un composé covalent polaire (pourquoi ?). Il y a des
forces dipôle-dipôle et de dispersion.
c) Le trifluorure de phosphore (PF3) a les mêmes forces que celles mentionnées en b).
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150 Chapitre 9 • Les forces intermoléculaires, les liquides et les solides
d) Le chlorure de sodium (NaCl) est un composé ionique. Il y a des forces ion-ion, en plus des
forces de dispersion.
e) Le disulfure de carbone (CS2), un composé non polaire, a les mêmes forces que celles décrites
en a).
9.11 La molécule d’ammoniac centrale forme des liaisons hydrogène avec deux autres molécules
d’ammoniac.
9.12 Dans ce problème, vous devez déterminer les espèces susceptibles de former des liaisons hydrogène
entre elles, non avec l’eau comme dans l’exemple 9.2. Pour ce faire, une molécule doit avoir au
moins un atome d’hydrogène lié à un atome N, O ou F. Parmi les choix offerts, seul e), CH3COOH,
présente cette caractéristique. Les autres ne peuvent former de liaisons hydrogène entre elles.
Lesquelles de ces espèces peuvent former des liaisons hydrogène avec l’eau ?
9.13 Le CO2 est un composé covalent non polaire. Les seules forces intermoléculaires présentes sont des
forces de dispersion relativement faibles (étant donné la faible masse molaire). Le CO2 aura le point
d’ébullition le moins élevé.
La molécule CH3Br est polaire. Il y aura des forces de dispersion (présentes dans toute matière) et
des forces dipôle-dipôle. Le point d’ébullition de ce composé se situe au deuxième rang.
La molécule CH3OH est polaire et peut former des liaisons hydrogène particulièrement fortes. Il y a
des forces de dispersion et des liaisons hydrogène (forces dipôle-dipôle très importantes) ; ainsi, le
point d’ébullition de cette substance se situe au troisième rang par ordre croissant.
Le composé RbF est ionique (pourquoi ?). Les attractions ion-ion sont beaucoup plus fortes que
n’importe quelle force intermoléculaire. Le point d’ébullition de RbF est donc le plus élevé.
9.14 DÉMARCHE
La molécule qui a les plus grandes forces intermoléculaires a le point d’ébullition le plus élevé. Si
une molécule a des liaisons N−H, O−H ou F−H, elle peut former des liaisons hydrogène
intermoléculaires.
SOLUTION
Le butan-1-ol a le point d’ébullition le plus élevé parce que ses molécules peuvent former des
liaisons hydrogène entre elles (il y a une liaison O−H). Les molécules d’éther diéthylique sont
constituées d’oxygène et d’hydrogène, mais tous les atomes d’hydrogène sont liés à des carbones et
non à de l’oxygène. Il n’y a pas de liaison hydrogène dans l’éther diéthylique parce que le carbone
n’est pas assez électronégatif.
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Problèmes ciblés 151
9.15 a) O2 a plus d’électrons que N2 (les deux sont non polaires) ; il a donc des forces de dispersion plus
grandes. O2 a le point d’ébullition le plus élevé.
b) SO2 est polaire (facteur le plus important ici) et a plus d’électrons que CO2 (non polaire). Un
plus grand nombre d’électrons signifie des forces de dispersion plus grandes. SO2 a le point
d’ébullition le plus élevé.
c) HF, car il peut former des liaisons hydrogène, ce qui n’est pas le cas de HI, même si ce dernier a
plus d’électrons et devrait alors avoir des forces de dispersion plus grandes. La liaison
hydrogène est la force d’attraction la plus puissante.
9.16 a) Xe, parce qu’il a plus d’électrons et comporte donc des forces de dispersion plus grandes.
b) CS2, parce qu’il a plus d’électrons (les deux molécules sont non polaires) et comporte donc des
forces de dispersion plus grandes.
c) Cl2, parce qu’il a plus d’électrons (les deux molécules sont non polaires) et comporte donc des
forces de dispersion plus grandes.
d) LiF, parce que c’est un composé ionique ; les attractions ion-ion sont beaucoup plus fortes que
les forces de dispersion qui s’exercent entre les molécules F2.
e) NH3, parce qu’il peut former des liaisons hydrogène, tandis que PH3 ne le peut pas.
9.17 a) Le point d’ébullition de NH3 est plus élevé que celui de CH4 parce que NH3 est polaire et peut
former des liaisons hydrogène, alors que le CH4 est non polaire et ne comporte que des
attractions faibles (forces de dispersion).
b) KCl est un composé ionique. Les forces d’attraction ion-ion sont plus grandes que toute autre
force intermoléculaire. Dans I2, une substance covalente non polaire, il n’y a que des forces de
dispersion en jeu.
9.18 DÉMARCHE
Classer les espèces en trois catégories : ioniques, polaires (présence d’un moment dipolaire) et non
polaires. Déterminer aussi lesquelles de ces molécules ont des liaisons N−H, O−H ou F−H, ce qui
permet la formation de liaisons hydrogène intermoléculaires. Se rappeler que les forces de
dispersion sont présentes dans toutes les espèces.
SOLUTION
a) La molécule d’eau a des liaisons O−H. Les molécules d’eau peuvent donc former des liaisons
hydrogène. Il faudra vaincre les liaisons hydrogène et les forces de dispersion.
b) Les molécules de brome (Br2) sont non polaires. Il y aura seulement les forces de dispersion à
vaincre.
c) Les molécules d’iode (I2) sont non polaires. Il y aura seulement les forces de dispersion à
vaincre.
d) Dans ce dernier cas, il faudra briser la liaison F−F. Il s’agit d’une force intramoléculaire entre
deux atomes F, et non d’une force intermoléculaire entre deux molécules de F2. Il faudra donc
vaincre les forces d’attraction attribuables aux liaisons covalentes.
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152 Chapitre 9 • Les forces intermoléculaires, les liquides et les solides
9.19 Le n-butane avec sa structure linéaire a un point d’ébullition plus élevé (−0,5 °C) que celui du
méthyl-2-propane (point d’ébullition : −11,7 °C) de structure ramifiée parce que les formes linéaires
peuvent s’imbriquer plus facilement.
9.20 Le composé qui fond à une température plus basse peut former des liaisons hydrogène
intramoléculaires, comme le montre la figure ci-dessous. Une telle liaison ne participe pas à
l’attraction intermoléculaire et ne fait pas monter le point de fusion. L’autre composé ne peut
former que des liaisons hydrogène intermoléculaires.
9.31 Les molécules d’éthanol peuvent former des liaisons hydrogène entre elles ; les molécules d’éther
diméthylique ne le peuvent pas (pourquoi ?). La tension superficielle de l’éthanol est supérieure à
celle de l’éther diméthylique parce que ses forces intermoléculaires (liaisons hydrogène) sont plus
importantes. L’éthanol et l’éther diméthylique ayant une masse molaire et une formule moléculaire
identiques, l’attraction résultant des forces de dispersion est également identique.
9.32 L’éthylène glycol a deux groupes −OH ; sa capacité de former de fortes liaisons intermoléculaires
grâce aux liaisons hydrogène devrait se situer entre celles de l’éthanol et du glycérol.
9.35 Voir le tableau 9.5 du manuel. On y présente les types de solides cristallins et des exemples.
9.36 Voir le tableau 9.5 du manuel. Selon les propriétés observées, il s’agit d’un solide ionique.
9.37 Voir le tableau 9.5 du manuel. Selon les propriétés observées, il s’agit d’un solide moléculaire.
9.38 Voir le tableau 9.5 du manuel. Selon les propriétés observées, il s’agit d’un solide covalent.
9.39 Dans un métal, les électrons de liaison sont dispersés (ou délocalisés) dans tout le cristal. Ces
électrons délocalisés sont très mobiles ; c’est ce qui explique que les métaux conduisent bien
l’électricité et la chaleur. Mais à haute température, il y a augmentation du mouvement vibrationnel
des atomes, ce qui diminue la libre circulation des électrons dans le métal. Par conséquent, la
conductibilité électrique des métaux diminue avec l’augmentation de la température.
9.40 Li et Be forment des solides métalliques. B et C forment des solides covalents. N2, O2, F2 et Ne
forment des solides moléculaires.
9.41 Na2O, MgO et Al2O3 sont des composés constitués d’un métal et d’un non-métal. Ils ont tous des
points de fusion élevés. Il s’agit de solides ioniques. SiO2 est un composé constitué d’un métalloïde
et d’un non-métal. Son point de fusion est élevé, il s’agit donc d’un solide covalent. Les trois
derniers composés, P4O10, SO3 et Cl2O7, sont tous constitués uniquement de non-métaux. Il s’agit
donc de solides moléculaires.
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Problèmes ciblés 153
9.42 Dans un solide moléculaire, les points de la maille sont occupés par des molécules. Parmi les
solides mentionnés, Se8, HBr, CO2, P4O6 et SiH4 sont moléculaires. Dans un solide covalent, les
atomes sont retenus ensemble uniquement par des liaisons covalentes, formant ainsi un vaste réseau
tridimensionnel. Parmi les solides mentionnés, ceux constitués d’atomes retenus ensemble par des
liaisons covalentes sont Si, C et B.
9.43 a) Dans un réseau cubique simple, chaque sphère en touche six autres situées sur les axes ±x, ±y et
±z (voir la figure 9.17).
b) Dans un réseau cubique centré I, chaque sphère en touche huit autres. Visualisez la sphère
centrée qui touche les huit sphères situées dans les coins (voir la figure 9.18).
c) Dans un réseau cubique centré F, chaque sphère en touche douze autres (voir la section 9.4).
9.44 Une sphère située dans un coin appartient à huit mailles élémentaires adjacentes, de sorte que
seulement le huitième de cette sphère appartient réellement à la maille élémentaire. Une sphère
située sur une face, comme dans un réseau cubique centré F, appartient à deux mailles adjacentes.
Une sphère située au centre d’une maille cubique, comme dans le cas d’une maille cubique
centrée I, lui appartient entièrement.
Dans les coins d’une maille cubique simple, il y a huit sphères. Il n’y a que le un huitième de
chacune de ces sphères qui appartient à chaque maille, ce qui donne un total de une sphère par
maille. Dans une maille centrée I, il y a huit sphères de coin et une sphère située au centre, ce qui
donne un total de deux sphères par maille (une sphère résultant des sphères de coin et une située au
centre). Dans une maille centrée F, il y a huit sphères de coin et une sphère centrée dans chaque
face (six). Le nombre total de sphères est quatre : une venant des coins et trois venant des faces.
9.45 La masse d’un cube de 287 pm d’arête peut être facilement calculée à partir de la masse d’un cube
d’arête de 1,00 cm (7,87 g) :
()
()
3
3
3
312
7,87 g 100 cm 1 m
287 pm
1 m
1 cm 10 pm
⎛⎞
⎛⎞
⎜⎟ ⎜ ⎟
⎝⎠ ⎝⎠ = 1,86 × 10−22 g
On calcule la masse de un atome de fer en divisant la masse molaire du fer (55,85 g/mol) par le
nombre d’Avogadro :
23
55,85 g 1 mol
1 mol
6,022 10 atomes
⎛⎞
⎛⎞
⎜⎟
⎜⎟
×
⎝⎠
⎝⎠
= 9,27 × 10−23 g/atome
Le nombre d’atomes de fer dans une maille est le quotient de ces deux nombres :
22
23
1,86 10 g
9,27 10 g/atome
−
−
×
× = 2,00 atomes, donc 2 atomes Fe/maille élémentaire
De quel type de maille cubique s’agit-il ?
9.46 DÉMARCHE
L’indice donné dans l’énoncé de ce problème nous invite à calculer d’abord le volume (en cm3)
occupé par une mole d’atomes de Ba. Ensuite, il faudra calculer le volume occupé par un seul
atome de Ba. La multiplication de ces deux résultats nous donnera le nombre d’atomes de Ba par
mole de Ba.
3
3
nombre d’atomes de Ba cm
1 mol Ba
cm × =
nombre d’atomes de Ba
1 mol Ba
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