Exercices — Structure et propriétés

1. L'électronégativité mesure la capacité d'un atome à attirer vers lui le doublet d'électrons d'une liaison covalente à laquelle il participe.

2. \(\chi(\text{H})=2{,}20 < \chi(\text{Cl})=3{,}16 < \chi(\text{O})=3{,}44\).

1. \(\Delta\chi = 3{,}16-2{,}20 = 0{,}96\), différence non nulle et significative (généralement, une liaison est considérée polarisée dès que \(\Delta\chi>0{,}4\)) : la liaison H-Cl est bien polarisée.

2. Le chlore, plus électronégatif, attire davantage le doublet liant : il porte la charge partielle \(\delta^-\). L'hydrogène, moins électronégatif, porte \(\delta^+\).

1. \(\Delta\chi(\text{C-O}) = 3{,}44-2{,}55 = 0{,}89\). \(\Delta\chi(\text{C-N}) = 3{,}04-2{,}55 = 0{,}49\).

2. La liaison C-O est la plus polarisée, car sa différence d'électronégativité (0,89) est plus grande que celle de la liaison C-N (0,49).

1. Une molécule est polaire si le barycentre des charges partielles positives ne coïncide pas avec celui des charges partielles négatives (les moments dipolaires des liaisons ne s'annulent pas vectoriellement).

2. \(\text{H}_2\text{O}\) est coudée (géométrie non symétrique) : les deux moments dipolaires O-H ne s'annulent pas, la molécule est polaire. \(\text{CO}_2\) est linéaire et symétrique : les deux moments dipolaires C=O, opposés et de même norme, s'annulent exactement — la molécule est apolaire malgré ses liaisons polarisées.

1. Une espèce polaire (ou ionique) se dissout préférentiellement dans un solvant polaire, et une espèce apolaire se dissout préférentiellement dans un solvant apolaire — les interactions de même nature (dipôle-dipôle ou ion-dipôle pour les polaires, Van der Waals pour les apolaires) sont favorisées entre espèces de polarité similaire.

2. Le chlorure de sodium, très polaire (ionique), sera bien plus soluble dans l'eau (solvant polaire) que dans le cyclohexane (apolaire) : les molécules d'eau, polaires, peuvent entourer et stabiliser efficacement les ions \(\text{Na}^+\) et \(\text{Cl}^-\) par solvatation, ce que ne peut pas faire le cyclohexane apolaire.

1. Une liaison hydrogène se forme entre un atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif et petit (typiquement F, O ou N) d'une molécule, et un doublet non liant porté par un atome électronégatif (F, O, ou N) d'une molécule voisine.

2. Dans l'eau, l'hydrogène est lié à l'oxygène (très électronégatif) : de nombreuses liaisons hydrogène intermoléculaires se forment, qu'il faut rompre pour faire bouillir le liquide, ce qui nécessite beaucoup d'énergie (température d'ébullition élevée). Dans \(\text{H}_2\text{S}\), le soufre est beaucoup moins électronégatif que l'oxygène : aucune liaison hydrogène significative ne se forme, seules des interactions de Van der Waals, bien plus faibles, sont présentes — d'où une température d'ébullition beaucoup plus basse, malgré une masse molaire supérieure.

1. Avec 4 domaines électroniques autour de l'atome central, la géométrie de répartition est tétraédrique (les 4 domaines se répartissent aux sommets d'un tétraèdre pour minimiser leur répulsion mutuelle).

2. Le doublet non liant, plus « volumineux » électroniquement, repousse davantage les doublets liants entre eux : l'angle H-N-H sera donc légèrement inférieur à 109,5° (la valeur expérimentale pour NH₃ est d'environ 107°).

1. Le butan-1-ol possède un groupe hydroxyle \(\text{-OH}\) (un hydrogène directement lié à l'oxygène), alors que dans le diéthyléther, l'oxygène est lié à deux groupes carbonés (\(\text{-O-}\)), sans aucun hydrogène directement porté par l'oxygène.

2. Le butan-1-ol peut établir des liaisons hydrogène intermoléculaires grâce à son groupe O-H (l'hydrogène lié à l'oxygène très électronégatif), ce qui nécessite davantage d'énergie thermique pour être rompu lors de l'ébullition. Le diéthyléther, malgré son atome d'oxygène également électronégatif, ne possède aucun hydrogène lié directement à cet oxygène : il ne peut pas former de liaisons hydrogène entre ses propres molécules (seulement des interactions de Van der Waals, plus faibles), ce qui explique sa température d'ébullition bien plus basse.

1. \(\Delta E = 787+(-784) = +3\ \text{kJ/mol}\).

2. Le bilan est légèrement positif (endothermique) : le processus de dissolution absorbe une petite quantité d'énergie nette (l'énergie de solvatation ne compense pas tout à fait l'énergie réticulaire à fournir). C'est cohérent avec l'observation expérimentale : dissoudre du sel dans l'eau produit un léger refroidissement de la solution, celle-ci puisant l'énergie manquante dans son agitation thermique.

1. La chaîne carbonée apolaire, incompatible avec les molécules d'eau polaires (règle « qui se ressemble s'assemble »), s'oriente naturellement vers la phase apolaire (la graisse) pour y établir des interactions de Van der Waals favorables. À l'inverse, le groupe ionique \(\text{-COO}^-\), fortement polaire/chargé, est solvaté efficacement par les molécules d'eau polaires et s'oriente donc vers la phase aqueuse. Cette double affinité impose à la molécule de se placer précisément à l'interface entre les deux phases.

2. Au-delà d'une certaine concentration, un grand nombre de molécules tensioactives s'auto-organisent en structures sphériques (micelles) où toutes les chaînes carbonées apolaires se regroupent vers l'intérieur (loin de l'eau), formant un cœur apolaire capable de dissoudre et d'emprisonner une gouttelette de graisse, tandis que tous les groupes ioniques restent en périphérie, au contact de l'eau — rendant ainsi l'ensemble (graisse + micelle) globalement soluble/dispersable dans l'eau, ce qui permet son élimination par rinçage.

3. Remplacer le groupe ionique par un groupe beaucoup moins polaire réduirait fortement l'affinité de cette extrémité de la molécule pour l'eau : la molécule deviendrait globalement moins hydrophile, moins soluble dans l'eau, et donc moins efficace comme tensioactif — la formation de micelles stables serait compromise, et le pouvoir dispersant vis-à-vis de la graisse dans l'eau serait fortement diminué. C'est précisément pourquoi les tensioactifs efficaces nécessitent un fort contraste de polarité entre leurs deux extrémités.