Forces intermoléculaires et changements d'état : exercices corrigés de CHE0501 (Polytechnique)

La méthode, la même pour chaque ligne : 1) London, toujours ; 2) dipôle-dipôle si la MOLÉCULE est polaire (liaisons polaires ET géométrie qui ne les annule pas) ; 3) liaison hydrogène si un H est lié directement à F, O ou N.

CS₂ : $\Delta\chi(\mathrm{C{-}S})=2{,}58-2{,}55=0{,}03$, liaisons non polaires, molécule linéaire : London seulement.

CH₃F : $\Delta\chi(\mathrm{C{-}F})=1{,}43$, liaison polaire, géométrie tétraédrique non symétrique : molécule polaire. Ses H sont liés au C ($\Delta\chi=0{,}35$) : London et dipôle-dipôle.

CH₃OH : $\Delta\chi(\mathrm{O{-}H})=1{,}24$, H lié à O : les trois forces.

CH₃NH₂ : $\Delta\chi(\mathrm{N{-}H})=0{,}84$, H lié à N : les trois forces.

CH₃OCH₃ : $\Delta\chi(\mathrm{C{-}O})=0{,}89$, molécule coudée donc polaire ; aucun H sur l'oxygène : London et dipôle-dipôle.

Piège : cocher « liaison hydrogène » dès qu'une formule contient H et O, N ou F. Le critère porte sur la LIAISON H–X, pas sur la formule brute.

Première condition, sur le donneur : un atome H lié par covalence à F, O ou N. Ces atomes très électronégatifs et petits laissent le proton presque nu, très δ+.

Seconde condition, sur l'accepteur : un atome F, O ou N portant au moins un doublet libre, vers lequel pointe ce H.

Dans CH₃F, le fluor est un bon accepteur, mais aucun H n'est lié au fluor : les trois H sont liés au carbone, et la liaison C–H est presque non polaire. Entre deux molécules de CH₃F, il manque donc le donneur : pas de liaison hydrogène.

Piège : lire « H et F dans la molécule » comme « liaison H–F ». C'est l'erreur la plus fréquente sur ce point au contrôle.

Oui. L'eau possède des H liés à O : elle peut DONNER. Le méthoxyméthane possède un oxygène à deux doublets libres : il peut RECEVOIR.

La liaison hydrogène s'écrit $\mathrm{O{-}H\cdots O(CH_3)_2}$ : le H de l'eau pointe vers un doublet de l'oxygène de l'éther.

C'est pour cela que l'éther se dissout dans l'eau alors qu'il ne forme aucune liaison hydrogène avec lui-même : les deux conditions peuvent être remplies par DEUX molécules différentes, comme le dit l'énoncé du cours.

Un ion dans un solvant polaire est retenu par une force ion-dipôle, la plus forte des interactions de ce chapitre.

Dans le méthanol, l'oxygène porte la charge partielle δ− et l'hydrogène du groupe OH la charge δ+.

Le cation Na⁺ attire le pôle négatif : les molécules de méthanol l'entourent oxygène en avant.

L'anion Cl⁻ attire le pôle positif : les molécules l'entourent par l'hydrogène du groupe OH (une liaison hydrogène avec un ion, en somme).

Ce sont ces interactions qui compensent l'énergie du réseau cristallin et permettent la dissolution.

Il n'y a pas de contradiction : la comparaison « polaire contre non polaire » ne vaut qu'entre molécules de taille COMPARABLE.

CS₂ compte $6+2\times 16=38$ électrons, CH₃F seulement $6+3+9=18$. Un gros nuage électronique se déforme facilement : les dipôles instantanés de CS₂ sont intenses et ses forces de London sont fortes.

Chez CH₃F, petite molécule, la somme London plus dipôle-dipôle reste plus faible. Résultat : $46\ ^\circ\mathrm{C}$ contre $-78\ ^\circ\mathrm{C}$.

Piège : croire que les forces de London sont toujours les plus faibles. Même dans une molécule polaire comme HCl, elles font l'essentiel de la cohésion (exercice 8) ; entre une grosse molécule et une petite, elles décident souvent seules.

Les trois masses molaires sont presque égales (44 à 46 g/mol) : les forces de London sont du même ordre, et ce sont les AUTRES forces qui décident.

Propane : molécule non polaire, London seulement. Éthanal : groupe C=O polaire, London et dipôle-dipôle, mais aucun H lié à O. Éthanol : H lié à O, les trois forces dont les liaisons hydrogène.

Ordre : propane ($-42\ ^\circ\mathrm{C}$) < éthanal ($20\ ^\circ\mathrm{C}$) < éthanol ($78\ ^\circ\mathrm{C}$).

Un écart de $120\ ^\circ\mathrm{C}$ entre deux molécules de même masse : c'est l'effet des forces intermoléculaires, isolé.

NH₃ forme des liaisons hydrogène (H lié à N, doublet libre sur N) ; PH₃ n'en forme pas ($\Delta\chi(\mathrm{P{-}H})$ quasi nul). NH₃ bout donc plus haut ($-33\ ^\circ\mathrm{C}$ contre $-88\ ^\circ\mathrm{C}$), malgré une masse deux fois plus petite.

SbH₃ compte $51+3=54$ électrons contre $10$ pour NH₃ : son nuage, très volumineux, est très polarisable et ses forces de London sont intenses. Elles finissent par dépasser les liaisons hydrogène de NH₃, plus faibles que celles de l'eau (un seul doublet pour trois H).

Piège : écrire « la liaison hydrogène l'emporte toujours ». Elle est la plus forte des forces À TAILLE COMPARABLE ; la figure du corrigé montre SbH₃ au-dessus de NH₃.

Même formule C₄H₁₀O, donc même masse et même nombre d'électrons : les forces de London sont voisines.

Le butan-1-ol porte un groupe O–H : il forme des liaisons hydrogène entre ses molécules. L'éthoxyéthane n'a aucun H lié à O : London et dipôle-dipôle seulement.

Le butan-1-ol bout le plus haut : $118\ ^\circ\mathrm{C}$ contre $35\ ^\circ\mathrm{C}$ pour l'éthoxyéthane.

HCl contre Cl₂ : HCl est polaire ($\Delta\chi=0{,}96$), Cl₂ non polaire. Mais Cl₂ a deux fois la masse et presque deux fois les électrons ($34$ contre $18$) : ses forces de London l'emportent. HCl $-85\ ^\circ\mathrm{C}$ < Cl₂ $-34\ ^\circ\mathrm{C}$.

NaCl est un composé ionique : pour le faire bouillir, il faut séparer des ions retenus par des forces électrostatiques entre charges entières, sans commune mesure avec des forces intermoléculaires. NaCl bout à $1413\ ^\circ\mathrm{C}$.

Ordre : HCl < Cl₂ < NaCl.

Piège : ranger NaCl parmi les molécules. Un solide ionique n'a pas de « forces intermoléculaires » : il n'a pas de molécules.

Dans la famille du carbone (figure du corrigé, en bleu), aucun hydrure ne forme de liaison hydrogène : CH₄ n'a pas de doublet libre et sa liaison C–H n'est pas polaire. Seules les forces de London jouent, et elles croissent avec la taille : la courbe monte régulièrement.

Dans la famille de l'azote (en orange), NH₃ forme des liaisons hydrogène, ses voisins plus lourds non. NH₃ sort donc de la tendance par le haut ; ensuite PH₃, AsH₃, SbH₃ suivent la croissance des forces de London.

Méthode générale : on extrapole la tendance des trois composés lourds ; l'écart du premier mesure la part des liaisons hydrogène.

Une montée = une seule phase qui s'échauffe ; un palier = deux phases en équilibre.

AB : solide qui s'échauffe jusqu'à $-95{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$. BC : fusion, solide et liquide. CD : liquide. DE : ébullition, liquide et gaz. EF : gaz qui s'échauffe jusqu'à $95{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$.

Sur un palier, toute l'énergie reçue sert à vaincre les forces intermoléculaires qui tiennent les molécules dans le réseau solide. L'énergie cinétique moyenne des molécules, donc la température, ne change pas tant qu'il reste du solide.

Les liaisons covalentes C–H, C–C, C=O ne sont pas touchées : l'acétone fondue reste de l'acétone. Une fusion est une transformation physique.

Piège : écrire que « la température monte lentement » sur un palier. Elle est constante, exactement.

Quantité de matière : $n=50{,}0\ \mathrm{g}\times\dfrac{1\ \mathrm{mol}}{58{,}08\ \mathrm{g}}=0{,}8609\ \mathrm{mol}$.

AB : $q=m\,C_{p}(s)\,\Delta T=50{,}0\ \mathrm{g}\times 1{,}65\ \dfrac{\mathrm{J}}{\mathrm{g\cdot K}}\times 30{,}0\ \mathrm{K}=2475\ \mathrm{J}=2{,}475\ \mathrm{kJ}$

BC : $q=n\,\Delta H_{fus}=0{,}8609\ \mathrm{mol}\times 5{,}72\ \dfrac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}=4{,}924\ \mathrm{kJ}$, soit $4{,}92\ \mathrm{kJ}$

CD : $q=50{,}0\times 2{,}16\times 151{,}0=16\,308\ \mathrm{J}=16{,}31\ \mathrm{kJ}$

DE : $q=0{,}8609\ \mathrm{mol}\times 29{,}1\ \dfrac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}=25{,}05\ \mathrm{kJ}$, soit $25{,}1\ \mathrm{kJ}$

EF : $q=50{,}0\times 1{,}29\times 39{,}0=2516\ \mathrm{J}=2{,}516\ \mathrm{kJ}$

Total : $2{,}475+4{,}924+16{,}31+25{,}05+2{,}516\approx 51{,}27\ \mathrm{kJ}$, donc $51{,}3\ \mathrm{kJ}$.

Chiffres significatifs : chaque étape a trois chiffres significatifs ; dans la SOMME, c'est le nombre de décimales du terme le moins précis qui compte (16,3 et 25,1 kJ, au dixième). On garde un chiffre de plus dans les étapes et on arrondit à la fin.

Piège : $50{,}0\ \mathrm{g}\times 5{,}72\ \mathrm{kJ/mol}$. Une masse multipliée par une énergie molaire n'a pas d'unité sensée : l'analyse dimensionnelle refuse le calcul avant la calculatrice.

Une puissance est une énergie par seconde : $t=\dfrac{q}{P}$.

BC : $t=\dfrac{4924\ \mathrm{J}}{250\ \mathrm{J/s}}=19{,}7\ \mathrm{s}$ ; DE : $t=\dfrac{25\,052\ \mathrm{J}}{250\ \mathrm{J/s}}=100{,}2\ \mathrm{s}$, soit $1{,}00\times 10^{2}\ \mathrm{s}$.

Le rapport des durées vaut $\dfrac{\Delta H_{vap}}{\Delta H_{fus}}=\dfrac{29{,}1}{5{,}72}=5{,}09$.

Fondre ne fait que désordonner les molécules, qui restent au contact ; vaporiser les sépare COMPLÈTEMENT et rompt presque toutes les interactions. La vaporisation coûte donc toujours beaucoup plus que la fusion.

À puissance constante, $P=m\,C_{p}\,\dfrac{\Delta T}{\Delta t}$, donc $\dfrac{\Delta T}{\Delta t}=\dfrac{P}{m\,C_{p}}$.

Liquide : $\dfrac{250\ \mathrm{J/s}}{50{,}0\ \mathrm{g}\times 2{,}16\ \mathrm{J/(g\cdot K)}}=2{,}31\ \mathrm{K/s}$ ; vapeur : $\dfrac{250}{50{,}0\times 1{,}29}=3{,}88\ \mathrm{K/s}$ ; solide : $\dfrac{250}{50{,}0\times 1{,}65}=3{,}03\ \mathrm{K/s}$.

La pente est inversement proportionnelle à $C_{p}$ : CD (liquide, $C_{p}$ le plus grand) est la plus couchée, puis AB, puis EF, la plus raide. La figure, tracée à l'échelle de l'énergie, le montre.

Un liquide bout quand sa pression de vapeur égale la pression extérieure. L'ébullition NORMALE est celle qui a lieu sous $1\ \mathrm{atm}$.

Donc à $68{,}7\ ^\circ\mathrm{C}$, $P_{vap}=1\ \mathrm{atm}=101{,}325\ \mathrm{kPa}$ : c'est le second point de mesure, donné sans être écrit en pression.

Températures en kelvins : $T_{1}=20{,}0+273{,}15=293{,}15\ \mathrm{K}$ ; $T_{2}=68{,}7+273{,}15=341{,}85\ \mathrm{K}$.

Trois chiffres significatifs, comme $16{,}2\ \mathrm{kPa}$, la donnée la moins précise.

Piège : mettre les températures en degrés Celsius. On obtiendrait $0{,}430\ \mathrm{kJ/mol}$, plus de soixante-dix fois trop peu : la relation vient de la thermodynamique, où seule l'échelle absolue a un sens.

On repart du point connu le plus proche, $(293{,}15\ \mathrm{K}\ ;\ 16{,}2\ \mathrm{kPa})$, avec $T=313{,}15\ \mathrm{K}$ :

Contrôle de vraisemblance : $36{,}9\ \mathrm{kPa}$ est bien entre $16{,}2$ et $101{,}3\ \mathrm{kPa}$, et $40\ ^\circ\mathrm{C}$ entre $20$ et $68{,}7\ ^\circ\mathrm{C}$. La croissance n'est pas linéaire : elle est exponentielle (figure du corrigé).

L'hexane bout quand $P_{vap}=25{,}0\ \mathrm{kPa}$. On isole $\dfrac{1}{T}$ :

$T=303{,}4\ \mathrm{K}$, soit $30{,}2\ ^\circ\mathrm{C}$.

C'est tout l'intérêt de l'évaporateur rotatif : on chasse le solvant à une trentaine de degrés, sans chauffer fort l'extrait, qui pourrait se dégrader.

À la même température, l'hexane a une pression de vapeur $\dfrac{16{,}2}{2{,}34}=6{,}9$ fois plus grande que l'eau : beaucoup plus de ses molécules quittent le liquide.

L'eau retient donc mieux ses molécules : ses liaisons hydrogène sont plus fortes que les seules forces de London de l'hexane, pourtant cinq fois plus lourd. Cohérent avec $\Delta H_{vap}$ : $40{,}7\ \mathrm{kJ/mol}$ pour l'eau, $31{,}4$ pour l'hexane.

X, à la rencontre des trois courbes, est le point TRIPLE : la seule température et la seule pression où solide, liquide et gaz coexistent en équilibre ($-56{,}6\ ^\circ\mathrm{C}$ ; $5{,}11\ \mathrm{atm}$).

Y, au bout de la courbe liquide-gaz, est le point CRITIQUE ($31{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ ; $72{,}8\ \mathrm{atm}$) : au-delà, liquide et gaz ne se distinguent plus, aucune interface ne les sépare.

Chaque région correspond à une phase ; chaque courbe, à l'équilibre entre ses deux voisines.

A, à basse température et pression modérée, à gauche des courbes de sublimation et de fusion : solide.

B, au-dessus de la courbe liquide-gaz et à droite de la courbe de fusion : liquide.

C, sous la courbe liquide-gaz : gaz. D, sur la courbe liquide-gaz : liquide et gaz en équilibre.

E, au-delà de Y en température ET en pression : fluide supercritique.

Piège : donner une seule phase au point D. Un point posé sur une courbe n'appartient à aucune des deux régions.

On suit l'isobare $1{,}00\ \mathrm{atm}$ vers la droite : elle coupe la courbe solide-gaz à $-78{,}5\ ^\circ\mathrm{C}$, et jamais la région liquide.

Le bloc se SUBLIME. Tant qu'il reste du solide, sa surface reste à $-78{,}5\ ^\circ\mathrm{C}$ : c'est un palier, comme une fusion, l'énergie reçue de la pièce servant à faire passer les molécules dans le gaz.

Le liquide n'existe qu'au-dessus de la pression du point triple, $5{,}11\ \mathrm{atm}$ : à l'air libre ($1{,}00\ \mathrm{atm}$), le CO₂ ne peut pas être liquide, d'où le nom de glace « sèche ».

La pression minimale est celle du point triple, $5{,}11\ \mathrm{atm}$. Par analyse dimensionnelle :

Trois chiffres significatifs, comme $5{,}11$ ; les facteurs de conversion sont des définitions et ne limitent rien.

Une bouteille de plastique fermée contenant de la glace sèche voit sa pression monter à mesure que le solide se sublime ; si elle résiste au-delà de cette pression, du CO₂ liquide apparaît. Un récipient ordinaire n'est pas conçu pour cela et peut éclater violemment, avant ou après l'apparition du liquide : on ne le fait jamais hors d'une démonstration encadrée.

Partons d'un point du liquide juste à droite de la courbe de fusion du CO₂, et comprimons à température constante : on monte verticalement et, parce que la courbe penche vers la droite, on entre dans la région SOLIDE.

Comprimer favorise toujours la phase qui occupe le moins de volume, donc la plus dense : pour le CO₂, le solide est plus dense que le liquide, comme pour presque toutes les substances.

Pour l'eau, la courbe penche vers la gauche : comprimer de la glace près de $0\ ^\circ\mathrm{C}$ la fait fondre, parce que la glace est MOINS dense que l'eau liquide. C'est l'exception, due au réseau ouvert des liaisons hydrogène dans la glace.

Bilan d'un système isolé : l'énergie reçue par le froid égale l'énergie cédée par le chaud. On commence TOUJOURS par comparer à $0\ ^\circ\mathrm{C}$.

Glace de $-18{,}0$ à $0\ ^\circ\mathrm{C}$ : $q_{1}=40{,}0\ \mathrm{g}\times 2{,}09\ \dfrac{\mathrm{J}}{\mathrm{g\cdot K}}\times 18{,}0\ \mathrm{K}=1505\ \mathrm{J}$

Fusion : $q_{2}=40{,}0\ \mathrm{g}\times\dfrac{1\ \mathrm{mol}}{18{,}02\ \mathrm{g}}\times\dfrac{6010\ \mathrm{J}}{1\ \mathrm{mol}}=13\,341\ \mathrm{J}$

Total pour la glace : $1505+13\,341=14\,846\ \mathrm{J}$, soit $14{,}8\ \mathrm{kJ}$.

Eau de $25{,}0$ à $0\ ^\circ\mathrm{C}$ : $350{,}0\times 4{,}184\times 25{,}0=36\,610\ \mathrm{J}$, soit $36{,}6\ \mathrm{kJ}$.

$36{,}6\ \mathrm{kJ}>14{,}8\ \mathrm{kJ}$ : l'eau a de quoi fondre toute la glace, et il reste de l'énergie pour réchauffer le tout.

Toute la glace a fondu : $390{,}0\ \mathrm{g}$ d'eau à une même température $T_{f}$. Bilan :

Contrôle : entre $0$ et $25{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$, et plutôt proche de $25$ puisque l'eau est neuf fois plus abondante que la glace.

Piège : oublier que les 40,0 g d'eau de fonte doivent eux aussi être réchauffés de 0 °C à Tf.

Le bilan de b) SUPPOSE que toute la glace fond. Appliqué au cas 2, il donne $-26{,}5\ ^\circ\mathrm{C}$ pour de l'eau liquide.

Ce résultat est physiquement impossible : sous $1\ \mathrm{atm}$, l'eau liquide ne reste pas durablement sous $0\ ^\circ\mathrm{C}$, et un mélange isolé ne peut pas devenir plus froid que son composant le plus froid ($-10{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$).

Conclusion : l'hypothèse est fausse, toute la glace ne fond pas. Un résultat absurde n'est pas une réponse, c'est le signal qu'une hypothèse est à rejeter.

Comparaison à $0\ ^\circ\mathrm{C}$ : l'eau peut céder $150{,}0\times 4{,}184\times 20{,}0=12\,552\ \mathrm{J}$.

Réchauffer la glace à $0\ ^\circ\mathrm{C}$ : $120{,}0\times 2{,}09\times 10{,}0=2508\ \mathrm{J}$. Fondre toute la glace demanderait en plus $\dfrac{120{,}0}{18{,}02}\times 6010=40\,022\ \mathrm{J}$ : il n'y a pas assez.

Il reste $12\,552-2508=10\,044\ \mathrm{J}$ pour fondre une partie de la glace :

État final : un mélange d'eau et de glace en équilibre, donc à $0{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$, avec $120{,}0-30{,}1=89{,}9\ \mathrm{g}$ de glace.

Piège : chercher une température finale par l'équation de b) dès le départ. On teste d'abord, à 0 °C, qui peut payer quoi.

Le récipient, initialement à $20\ ^\circ\mathrm{C}$, finit lui aussi à $0\ ^\circ\mathrm{C}$ : il cède de l'énergie à la glace, en plus de celle de l'eau.

Plus d'énergie disponible, donc plus de glace fondue : la masse de glace restante serait PLUS PETITE que $89{,}9\ \mathrm{g}$. La température finale, elle, resterait $0\ ^\circ\mathrm{C}$ tant qu'il reste de la glace.

La courbe passe par un maximum vers $4\ ^\circ\mathrm{C}$ ($3{,}98\ ^\circ\mathrm{C}$ précisément), où $\rho\approx 999{,}97\ \mathrm{kg/m^{3}}$, soit $1{,}000\ \mathrm{g/cm^{3}}$ à trois décimales.

Pour presque tous les liquides, la masse volumique décroît continûment quand on chauffe : ce maximum est la première anomalie de l'eau.

Dans la glace, chaque molécule forme quatre liaisons hydrogène dans un réseau tétraédrique OUVERT, plein de vides : c'est pour cela que la glace ($0{,}917\ \mathrm{g/cm^{3}}$) flotte sur l'eau.

Juste après la fusion, l'eau liquide garde des amas où ce réseau ouvert subsiste. En chauffant de $0$ à $4\ ^\circ\mathrm{C}$, ces amas s'effondrent : les molécules occupent les vides et se rapprochent, la masse volumique AUGMENTE.

Au-delà de $4\ ^\circ\mathrm{C}$, l'effondrement des amas continue, mais l'effet ordinaire, la dilatation thermique (l'agitation éloigne les molécules), devient plus fort que lui, et la masse volumique DIMINUE.

Piège : dire que l'eau se « contracte parce qu'elle refroidit » entre 4 et 0 °C. C'est l'inverse : en refroidissant sous 4 °C, elle se dilate.

Analyse dimensionnelle, avec le rayon $r=0{,}250\ \mathrm{po}$ :

Masse d'eau : $57{,}9\ \mathrm{g}$ ; la masse se conserve au gel.

$V_{glace}=\dfrac{57{,}92\ \mathrm{g}}{0{,}917\ \mathrm{g/cm^{3}}}=63{,}2\ \mathrm{cm^{3}}$, soit $5{,}2\ \mathrm{cm^{3}}$ ou $9{,}05\ \%$ de plus.

La conduite, fermée et rigide, ne peut pas offrir ce volume : la glace exerce une pression énorme et la conduite risque d'éclater. C'est pourquoi on vide les conduites extérieures avant l'hiver.

Piège : convertir des $\mathrm{po^{3}}$ avec le facteur $2{,}54$ au lieu de $2{,}54^{3}$, ce qui divise le volume par $6{,}45$.

Rapport : $\dfrac{4{,}184}{2{,}53}=1{,}65$. Par kilogramme, l'eau stocke $65\ \%$ d'énergie de plus pour le même échauffement.

L'écart vient surtout du nombre de molécules. Par MOLE, les deux liquides ont des capacités voisines : $4{,}184\times 18{,}02=75{,}4\ \mathrm{J/(mol\cdot K)}$ pour l'eau, $2{,}53\times 32{,}04=81{,}1$ pour le méthanol. Mais un gramme d'eau compte $\frac{32{,}04}{18{,}02}=1{,}78$ fois plus de molécules qu'un gramme de méthanol. Les liaisons hydrogène expliquent, elles, que la capacité molaire de l'eau liquide soit si élevée pour une si petite molécule, environ le double de celle de sa vapeur.

$2{,}29\times 10^{6}\ \mathrm{Pa}\times\dfrac{1\ \mathrm{atm}}{101\,325\ \mathrm{Pa}}=22{,}6\ \mathrm{atm}$, soit $23\ \mathrm{atm}$ avec deux chiffres significatifs, imposés par $3{,}0\times 10^{-4}$.

Baisse de la température de fusion : $22{,}6\ \mathrm{atm}\times 0{,}0075\ \dfrac{^\circ\mathrm{C}}{\mathrm{atm}}=0{,}17\ ^\circ\mathrm{C}$.

La glace sous la lame fondrait donc vers $-0{,}17\ ^\circ\mathrm{C}$, très loin de $-5{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ : la pression seule ne fait pas fondre la glace d'une patinoire. Le diagramme de phases dit le SENS de l'effet (pente négative), pas sa taille.

On attribue aujourd'hui la glisse surtout à la fine couche quasi liquide présente à la surface de la glace et au frottement, qui réchauffe localement. Piège : réciter « la pression fait fondre la glace » sans chiffrer.

FAUX. L'ébullition est une transformation physique : la vapeur est faite des mêmes molécules H₂O que le liquide.

Ce qui se rompt, ce sont les liaisons hydrogène ENTRE les molécules, de l'ordre de $20\ \mathrm{kJ/mol}$ chacune. Rompre les liaisons O–H, environ $460\ \mathrm{kJ/mol}$ chacune, décomposerait l'eau, ce qu'aucune casserole ne fait.

Phrase juste : « Quand l'eau bout, les forces intermoléculaires, surtout les liaisons hydrogène, sont vaincues ; les molécules restent intactes. »

FAUX. À l'équilibre, autant de molécules quittent la surface qu'il en revient. Ajouter du liquide ne change ni la nature des forces ni la température, donc ni la fraction de molécules assez énergétiques pour s'échapper.

La pression de vapeur est une propriété INTENSIVE : elle dépend de la substance et de la température, pas de la quantité de liquide (tant qu'il en reste à l'équilibre).

FAUX. L'eau bout quand sa pression de vapeur égale la pression extérieure, ici $65{,}0\ \mathrm{kPa}$. Clausius-Clapeyron depuis le point $(373{,}15\ \mathrm{K}\ ;\ 101{,}325\ \mathrm{kPa})$ :

$T=360{,}9\ \mathrm{K}$, soit $87{,}8\ ^\circ\mathrm{C}$.

L'eau bout plus tôt, mais à $87{,}8\ ^\circ\mathrm{C}$ au lieu de $100\ ^\circ\mathrm{C}$ : c'est la TEMPÉRATURE de l'eau qui cuit les aliments, pas les bulles. Les pâtes cuisent donc plus LENTEMENT en altitude.

Piège : confondre « bouillir » et « être chaud ». Une fois l'ébullition atteinte, chauffer plus fort ne fait pas monter l'eau au-dessus de $87{,}8\ ^\circ\mathrm{C}$ : l'énergie part dans la vaporisation.

FAUX. Les forces de London viennent des dipôles instantanés créés par le mouvement des électrons : toute molécule a des électrons, donc toute molécule en a.

Une molécule polaire a des forces de London PLUS des forces dipôle-dipôle. Elles sont souvent même la plus grosse part de l'attraction totale : pour HCl, l'essentiel de la cohésion du liquide vient des forces de London.

FAUX. Condensation de $1{,}00\ \mathrm{g}$ :

Refroidissement de $1{,}00\ \mathrm{g}$ de liquide de $100$ à $0\ ^\circ\mathrm{C}$ : $q=1{,}00\times 4{,}184\times 100=418\ \mathrm{J}=0{,}418\ \mathrm{kJ}$.

Rapport : $\dfrac{2259\ \mathrm{J}}{418{,}4\ \mathrm{J}}=5{,}40$.

La condensation libère plus de cinq fois plus. C'est pour cela qu'une brûlure par la vapeur est bien plus grave qu'une brûlure par l'eau bouillante, et que la vapeur est le fluide de chauffage des usines.

Piège : comparer $40{,}7$ et $418$ sans unités cohérentes. L'une est en kJ PAR MOLE, l'autre en J PAR GRAMME : on convertit d'abord.