Cours de Architecture de la matière en Ligne par les Meilleurs Professeurs - Architecture de la matière

Température d'ébullition

Dans cette vidéo, nous étudions le lien entre les interactions moléculaires et la température d'ébullition de certains composés. Nous comparons les propriétés du propane, de l'éthanamine et de l'éthanol, notamment leur masse molaire, leur moment dipolaire et leur température d'ébullition. Pour interpréter ces températures, il faut comprendre la notion d'ébullition, qui correspond au passage de l'état liquide à l'état gazeux. Cela nécessite de rompre les liaisons entre les molécules, ce qui demande de l'énergie. Plus les interactions entre les molécules sont fortes, plus il faudra d'énergie pour les rompre, ce qui se traduit par une température d'ébullition plus élevée. Nous nous intéressons aux interactions de type Van der Waals, en particulier les interactions de London et les liaisons hydrogènes. Le propane, une molécule apolaire, présente des interactions faibles de London, ce qui lui confère une faible température d'ébullition. L'éthanamine, une molécule polaire avec des liaisons hydrogènes, nécessite plus d'énergie pour rompre ces interactions et a donc une température d'ébullition plus élevée. L'éthanol, avec un moment dipolaire encore plus important et des interactions de quissomme plus fortes, a la température d'ébullition la plus élevée. Il est important de tenir compte de ces caractéristiques moléculaires lors de l'analyse des températures d'ébullition.

Diastéréoisomères

Dans cette vidéo, nous analysons les différences de propriétés physiques entre deux diastéréoisomères : l'acide Z-butanedioïque et l'acide E-butanedioïque. Nous devons expliquer deux observations expérimentales : la température de fusion inférieure de l'acide Z-butanedioïque par rapport à son diastéréoisomère E, et la solubilité plus élevée de l'acide Z-butanedioïque dans l'eau. Pour comprendre ces différences, nous devons d'abord examiner ce qui se passe lors de la fusion d'un composé. Lors du passage de l'état solide à l'état liquide, les liaisons entre les molécules doivent être rompues, ce qui nécessite de l'énergie. Plus les interactions entre les molécules sont fortes, plus il faut d'énergie pour les rompre, ce qui se traduit par une température de fusion élevée. En représentant les molécules de chaque diastéréoisomère selon la représentation de Lewis, nous pouvons voir que l'acide E-butanedioïque présente une double liaison hydrogène entre l'oxygène impliqué dans la double liaison avec le carbone, et l'hydrogène du groupe acide carboxylique de l'autre molécule. Ces liaisons hydrogène intermoléculaires créent des interactions très fortes entre les molécules du composé E, ce qui demande beaucoup d'énergie pour les rompre et entraîne une température de fusion élevée. En revanche, dans l'acide Z-butanedioïque, les groupements carboxyliques sont disposés du même côté de la molécule, ce qui permet la formation d'une liaison hydrogène intramoléculaire entre l'oxygène de la double liaison et l'hydrogène voisin. Bien que cette liaison hydrogène soit de la même force que dans le composé E, elle est intramoléculaire et ne forme pas d'interactions aussi fortes avec les molécules environnantes. Cela diminue les interactions entre les molécules du composé Z, ce qui rend la rupture des liaisons plus facile et conduit à une température de fusion plus basse. En ce qui concerne la solubilité dans l'eau, nous pouvons noter qu'il reste un hydrogène non impliqué dans une liaison hydrogène dans l'acide Z-butanedioïque, ce qui lui permet de former des liaisons hydrogène avec les molécules d'eau. En revanche, tous les hydrogènes de l'acide E-butanedioïque sont déjà engagés dans des liaisons hydrogène intramoléculaires. Par conséquent, l'acide Z-butanedioïque se solubilise plus facilement dans l'eau grâce à la formation de liaisons hydrogène supplémentaires avec l'eau. En résumé, les différences de propriétés physiques entre les diastéréoisomères peuvent être expliquées par leur structure moléculaire et les interactions qui en découlent. Ces facteurs déterminent la température de fusion et la solubilité de ces composés.

Polarisabilité

La polarisabilité des molécules est une grandeur physique qui mesure l'aptitude d'un nuage électronique à se déformer sous l'effet d'un champ électrique. Plus le nuage électronique est éloigné du noyau atomique, plus la polarisabilité est grande. Dans cette vidéo, nous devons commenter l'évolution des volumes de polarisabilité alpha prime en 10-30 m3 des halogènes et des ions halogénures. Pour les halogènes, lorsque le numéro atomique principal augmente, le nuage électronique s'éloigne du noyau, ce qui augmente la polarisabilité. Cependant, au sein d'une même période, lorsque le numéro atomique z augmente, le noyau devient plus gros et attire davantage les électrons du nuage électronique, ce qui diminue la polarisabilité. Pour les ions halogénures, l'ajout d'un électron augmente la taille du nuage électronique, ce qui augmente également la polarisabilité. En ce qui concerne les gaz rares, au sein d'une même famille, le volume de polarisabilité augmente car les couches électroniques deviennent de plus en plus éloignées du noyau. Il est important de comprendre l'évolution du nuage électronique en se déplaçant dans le tableau périodique pour comprendre l'évolution de la polarisabilité. On peut raisonner en se fixant soit sur une colonne, soit sur une ligne. En résumé, la polarisabilité des molécules dépend de la distance entre le nuage électronique et le noyau atomique. Lorsque le nuage électronique est éloigné du noyau, la polarisabilité est grande, et inversement. L'ajout d'électrons augmente la taille du nuage électronique, ce qui augmente également la polarisabilité. Dans les gaz rares, les couches électroniques sont de plus en plus éloignées du noyau, ce qui entraîne une augmentation de la polarisabilité.

Liaison hydrogène

La vidéo traite de la liaison hydrogène et de son importance dans les interactions intermoléculaires. Il est crucial de savoir repérer les atomes pouvant participer à une liaison hydrogène dans les molécules de paracétamol. Une liaison hydrogène se forme entre le doublé non liant d'un atome très électronégatif et un atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif. Les molécules d'eau sont propices aux liaisons hydrogènes car elles contiennent à la fois l'atome d'oxygène très électronégatif et l'atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif. Dans la molécule de paracétamol, les atomes d'oxygène, d'azote et l'hydrogène relié à l'oxygène peuvent participer à des liaisons hydrogènes avec l'eau. Il est important de maîtriser cette notion de liaison hydrogène pour analyser les propriétés physico-chimiques des composés.

Longueur et moment

Dans cette vidéo, on étudie la longueur des liaisons hydrogènes entre différentes molécules. On commence par le fluorure d'hydrogène cristallin, où la distance entre deux atomes de fluor est de 249 picomètres et la liaison covalente HF est de 92 picomètres. En déduisant la longueur de la liaison hydrogène HF entre deux molécules différentes, on trouve 157 picomètres. Ensuite, on se penche sur la molécule d'eau. On compare la liaison hydrogène précédente à celle observée dans la glace, où la distance entre deux atomes d'hydrogène est de 276 picomètres. On suppose que la longueur de la liaison covalente O-H est la même dans la glace et dans la molécule d'eau liquide, qui a un moment dipolaire de 1,84 Debye et un pourcentage ionique de 32%. Dans la molécule d'eau liquide, l'angle HO-H est de 104,5°. Pour trouver la longueur de la liaison hydrogène dans la molécule d'eau, on utilise la formule du moment dipolaire, qui fait intervenir une longueur particulière L1. On décompose le moment dipolaire global en deux moments distincts (P1 et P2) pour chaque liaison polarisée. En utilisant les valeurs données, on obtient que la longueur de la liaison hydrogène dans la molécule d'eau solide est de 178 picomètres. En résumé, la longueur de la liaison hydrogène HF dans le fluorure d'hydrogène cristallin est de 157 picomètres, tandis que dans la molécule d'eau solide, elle est de 178 picomètres. Le calcul du moment dipolaire et l'utilisation de formules spécifiques permettent de déterminer ces valeurs.

Halogènes

Dans cette vidéo, nous étudions les propriétés physiques des halogènes. Nous cherchons à corréler l'évolution des températures de changement d'état des dihalogènes aux rayons de Van der Waals des atomes correspondants. Les températures de fusion et d'ébullition dépendent des interactions entre les molécules. Dans le cas des halogènes, les interactions de type Van der Waals sont à l'œuvre, en particulier les interactions de type London. Ces interactions dépendent de la taille du nuage électronique. Plus le nuage électronique est gros, plus les interactions de London sont fortes et plus les températures de fusion et d'ébullition sont élevées. Dans un autre exercice, nous étudions l'évolution des températures de fusion pour des espèces de formule Cx4. Les interactions en jeu sont toujours de type London. Lorsque le volume de polarisabilité des liaisons Cx augmente, les températures de fusion augmentent également. Enfin, nous analysons l'évolution des températures de fusion pour des espèces chlorées. Les interactions entre molécules sont de type qui somme, dipôle permanent. En gardant des interactions de type London, la température de fusion augmente lorsque le volume de polarisabilité et la norme du moment dipolaire augmentent. Cet exercice permet de comprendre et d'analyser les interactions moléculaires en fonction des observations expérimentales.

Moment dipolaire

Dans cette vidéo, Matisse de Studio aborde le sujet de la représentation des moments dipolaires des molécules chimiques. Il explique comment déterminer la direction et le sens de ces moments pour différents édifices chimiques. Les molécules étudiées sont OCS, H2S, N2O+, CCL4, et NO2-. Matisse commence par expliquer comment la différence d'électronégativité entre les atomes impliqués influence la polarité de la liaison chimique. Pour OCS, il y a une différence d'électronégativité entre l'oxygène et le carbone, mais pas entre le soufre et le carbone. Par conséquent, il y a un seul moment dipolaire entre l'oxygène et le carbone. Pour H2S, la différence d'électronégativité entre l'hydrogène et le soufre est faible, mais il existe deux moments dipolaires en raison des différentes liaisons. Pour N2O+, il y a une différence suffisante d'électronégativité pour qu'il y ait un moment dipolaire, mais étant donné que la molécule est symétrique, les deux moments dipolaires se compensent et le moment dipolaire total est nul. Pour CCL4, qui a une forme de tétraèdre, les quatre moments dipolaires se compensent également, donnant un moment dipolaire total nul. Pour NO2-, une différence de longueur entre les liaisons simple et double impliquant l'azote et l'oxygène indique une différence de moment dipolaire, mais en raison de la mesomérie, les liaisons sont équivalentes et le moment dipolaire global est orienté verticalement. Enfin, pour NO2-, où deux atomes d'oxygène sont reliés de manière équivalente par mesomérie, le moment dipolaire global est faible mais légèrement orienté. Matisse souligne que la détermination des moments dipolaires est importante pour comprendre les propriétés physico-chimiques des molécules.

Interactions aquatiques

Dans cette vidéo, Matisse de Studio aborde les différences de propriétés en relation avec l'eau. Il commence par interpréter la solubilité à température ambiante de trois composés gazeux : le CO2, le SO2 et le NH3. Le CO2 a une solubilité assez faible car il est apolaire, contrairement à l'eau qui est polaire et protique. Le SO2, en revanche, a une solubilité plus importante car il établit des liaisons de quissomme avec l'eau. L'ammoniaque est très soluble dans l'eau car elle est polaire, protique et peut former des liaisons de quissomme ainsi que des liaisons hydrogènes avec l'eau. Ensuite, Matisse analyse la différence de solubilité dans l'eau à température ambiante de trois liquides : l'éthanol, l'aniline et le benzène. L'éthanol est polaire et protique, ce qui explique sa grande miscibilité avec l'eau. L'aniline est faiblement polaire et protique, ce qui lui confère une faible interaction avec l'eau. Le benzène, en revanche, est apolaire et aprotique, d'où son absence totale de solubilité dans l'eau. Il souligne l'importance de ces notions en chimie expérimentale lors de l'isolation ou de l'extraction de certains éléments actifs ou molécules. Il mentionne également que le cyclohexane est un solvant très particulier et intéressant à cet égard en raison de son caractère apolaire et aprotique. En conclusion, Matisse rappelle l'importance de comprendre quelles interactions peuvent se produire entre les différents solvants et souligne que "qui se ressemble s'assemble".

Isomères de position

Dans cette vidéo, nous analysons la différence de température d'ébullition entre deux isomères de position, l'exam 2,4-diol et l'exam 2,6-diol. Les températures d'ébullition dépendent des interactions entre les molécules. Plus ces interactions sont fortes, plus il faut d'énergie pour les rompre, ce qui entraîne une température d'ébullition plus élevée. Les deux isomères diffèrent par la position de leurs groupements hydroxyle. Dans le premier isomère, les groupements hydroxyle sont rapprochés, formant une liaison hydrogène intramoléculaire qui renforce la cohésion de la molécule. Cependant, cela diminue les interactions entre les molécules. Dans le deuxième isomère, il y a deux groupements hydroxyle, permettant des liaisons hydrogène avec d'autres molécules. Ainsi, la cohésion entre les molécules du solvant est renforcée et doit être rompue lors de l'ébullition. Ce raisonnement explique pourquoi l'isomère exam 2,6-diol a une température d'ébullition plus élevée que l'isomère exam 2,4-diol. Il est important de comprendre ces différences entre les liaisons intramoléculaires et intermoléculaires pour appréhender les propriétés physiques des molécules. Cette analyse nous permet de comprendre pourquoi les isomères peuvent présenter des différences de température d'ébullition.