Forces intermoléculaires et états CHE0501 : fiche de révision

Le fil du chapitre

Un changement d'état se paie par ÉTAPES : chaque phase en $m\,C_{p}\,\Delta T$ (grammes, joules), chaque palier en $n\,\Delta H$ (moles, kilojoules), à température constante. Ce sont les forces intermoléculaires qui fixent le prix des paliers et la pression de vapeur.

Notions couvertes

Forces de London
Interactions dipôle-dipôle
Liaison hydrogène
Interactions ion-dipôle
Chaleur massique
Chaleur latente
Courbe de chauffage
Pression de vapeur
Relation de Clausius-Clapeyron
Diagramme de phases
Point triple et point critique
Masse volumique de l'eau

Le tableau du chapitre

Reconnaître les quatre forces intermoléculaires en un coup d'œil

Une colonne par force, de la plus faible à la plus forte à taille comparable. Les forces de London sont toujours là : on AJOUTE les autres.

Critère	London dipôles instantanés	Dipôle-dipôle dipôles permanents	Liaison hydrogène dipôle-dipôle d'exception	Ion-dipôle ion dans un solvant
Entre quoi	toutes les molécules	molécules polaires	donneur et accepteur	un ion et une molécule polaire
Condition	aucune	liaisons polaires et géométrie non symétrique	H lié à F, O ou N d'un côté ; F, O ou N à doublet de l'autre	un composé ionique dissous
Croît avec	le nombre d'électrons, la taille	le moment dipolaire	le nombre de H donneurs et de doublets	la charge de l'ion
Exemple	CS₂, Cl₂, hexane	CH₃F, éthanal, CH₃OCH₃	H₂O, CH₃OH, NH₃, CH₃NH₂	Na⁺ dans l'eau ou le méthanol
Piège	peut dominer : Cl₂ bout plus haut que HCl	s'ajoute à London, ne la remplace pas	CH₃F n'en forme pas : ses H sont sur le C	ce n'est pas une force entre molécules d'un corps pur

London dipôles instantanés

Entre quoi: toutes les molécules
Condition: aucune
Croît avec: le nombre d'électrons, la taille
Exemple: CS₂, Cl₂, hexane
Piège: peut dominer : Cl₂ bout plus haut que HCl

Dipôle-dipôle dipôles permanents

Entre quoi: molécules polaires
Condition: liaisons polaires et géométrie non symétrique
Croît avec: le moment dipolaire
Exemple: CH₃F, éthanal, CH₃OCH₃
Piège: s'ajoute à London, ne la remplace pas

Liaison hydrogène dipôle-dipôle d'exception

Entre quoi: donneur et accepteur
Condition: H lié à F, O ou N d'un côté ; F, O ou N à doublet de l'autre
Croît avec: le nombre de H donneurs et de doublets
Exemple: H₂O, CH₃OH, NH₃, CH₃NH₂
Piège: CH₃F n'en forme pas : ses H sont sur le C

Ion-dipôle ion dans un solvant

Entre quoi: un ion et une molécule polaire
Condition: un composé ionique dissous
Croît avec: la charge de l'ion
Exemple: Na⁺ dans l'eau ou le méthanol
Piège: ce n'est pas une force entre molécules d'un corps pur

Légende : les mots du tableau

Toutes: Tout nuage d'électrons se déforme un instant : chaque molécule a des forces de London.
Polaires: Molécule dont les moments des liaisons ne s'annulent pas : CH₃F oui, CO₂ et CS₂ non.
Donneur: Molécule qui porte un H lié directement à F, O ou N : ce H est très δ+.
Accepteur: Molécule qui porte un F, un O ou un N avec au moins un doublet libre.

Deux molécules de tailles très différentes ne se comparent pas sur la polarité : la plus grosse peut bouillir plus haut sans dipôle.

L'essentiel

Deux chaleurs, deux unités, une courbe

• Chaleur SENSIBLE, une seule phase qui change de température : $q=m\,C_{p}\,\Delta T$ , $m$ en g, $C_{p}$ en $\mathrm{J/(g\cdot K)}$ , $q$ en J.
• Chaleur LATENTE, un palier à température constante : $q=n\,\Delta H$ , $n=\frac{m}{M}$ en mol, $\Delta H$ en kJ/mol, $q$ en kJ.
• Sur un palier, l'énergie sert à vaincre les forces intermoléculaires : $T$ ne bouge pas tant que les deux phases coexistent.
• $\Delta H_{vap}\gg\Delta H_{fus}$ : vaporiser sépare complètement les molécules, fondre ne fait que les désordonner. Eau : $40{,}7$ contre $6{,}01\ \mathrm{kJ/mol}$ .
• À puissance constante, la pente d'une montée vaut $\frac{P}{m\,C_{p}}$ : plus $C_{p}$ est grand, plus la droite est couchée.

Courbe de chauffage de l'eau, schématique : chaque montée se calcule en

m\,C_{p}\,\Delta T

avec le

C_{p}

de SA phase, chaque palier en

n\,\Delta H

On ne peut pas appliquer m Cp ΔT d'un seul bloc à travers un changement d'état : chaque étape a sa formule.

Pression de vapeur, ébullition, Clausius-Clapeyron

• La pression de vapeur dépend de la substance et de la température, jamais de la quantité de liquide : c'est une propriété intensive.
• Forces intermoléculaires fortes, pression de vapeur faible, ébullition haute, ΔHvap grand : quatre façons de dire la même chose.
• Un liquide bout quand sa pression de vapeur égale la pression EXTÉRIEURE ; l'ébullition normale est celle sous $1\ \mathrm{atm}$ .
• $\ln\dfrac{P_{2}}{P_{1}}=-\dfrac{\Delta H_{vap}}{R}\left(\dfrac{1}{T_{2}}-\dfrac{1}{T_{1}}\right)$ , $T$ en K, $\Delta H$ en J/mol, $P$ absolues (le rapport accepte toute unité).

Lire un diagramme de phases

• Une région, une phase ; un point SUR une courbe, deux phases en équilibre.
• Point triple : trois phases ensemble. Sous sa pression, le liquide n'existe pas : le solide se sublime.
• Au-delà du point critique (température ET pression), fluide supercritique : plus d'interface liquide-gaz.
• Courbe solide-liquide penchée à droite : le solide est plus dense (CO₂, presque tout). Penchée à gauche : la glace est moins dense (l'eau).

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Multiplier une masse par une énergie molaire

l'étape entière, et un total faux d'un facteur 58

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $q=50{,}0\ \mathrm{g}\times 5{,}72\ \mathrm{kJ/mol}=286\ \mathrm{kJ}$ » pour fondre de l'acétone.

Ce qu'il faut écrire

« $n=\frac{50{,}0\ \mathrm{g}}{58{,}08\ \mathrm{g/mol}}=0{,}861\ \mathrm{mol}$ , donc $q=0{,}861\times 5{,}72=4{,}92\ \mathrm{kJ}$ . »

Pourquoi : Les ΔH du cours sont PAR MOLE, les Cp PAR GRAMME. L'analyse dimensionnelle écrite refuse g × kJ/mol avant même la calculatrice.

2. Additionner des joules et des kilojoules

2 points sur un calcul de 2,5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $q=2475+4{,}92+16\,308+25{,}1+2516=21\,329$ » sans unité.

Ce qu'il faut écrire

« $q=2{,}475+4{,}924+16{,}31+25{,}05+2{,}516\approx 51{,}3\ \mathrm{kJ}$ , tout converti en kJ. »

Pourquoi : m Cp ΔT sort en joules, n ΔH en kilojoules. On convertit chaque ligne avant la somme, et on écrit l'unité à chaque ligne.

3. Des degrés Celsius dans Clausius-Clapeyron

toute la question

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $\frac{1}{T_{2}}-\frac{1}{T_{1}}=\frac{1}{68{,}7}-\frac{1}{20{,}0}$ », d'où $\Delta H_{vap}=0{,}430\ \mathrm{kJ/mol}$ .

Ce qu'il faut écrire

« $\frac{1}{341{,}85}-\frac{1}{293{,}15}=-4{,}860\times 10^{-4}\ \mathrm{K^{-1}}$ , d'où $\Delta H_{vap}=31{,}4\ \mathrm{kJ/mol}$ . »

Pourquoi : La relation vient de la thermodynamique : seule l'échelle absolue a un sens dans un 1/T. Un ΔHvap sous 10 kJ/mol doit alerter.

4. Mettre la pression de jauge dans Clausius-Clapeyron

1,5 point, et un autocuiseur qui ne sert à rien

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Soupape à $15{,}0\ \mathrm{psi}$ : $\ln\frac{15{,}0}{14{,}696}$ , donc l'eau monte à $100{,}6\ ^\circ\mathrm{C}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« $P_{abs}=15{,}0+14{,}696=29{,}7\ \mathrm{psi}$ : $\ln\frac{29{,}7}{14{,}696}$ , donc $121{,}1\ ^\circ\mathrm{C}$ . »

Pourquoi : Un manomètre lit l'écart à l'atmosphère. La pression de vapeur, elle, est une pression absolue : on ajoute toujours la pression atmosphérique.

5. Supposer que toute la glace fond

toute la question, et la suivante

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $150{,}0$ g d'eau à $20{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ et $120{,}0$ g de glace à $-10{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ : $T_{f}=-26{,}5\ ^\circ\mathrm{C}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« À $0\ ^\circ\mathrm{C}$ , l'eau cède $12{,}6\ \mathrm{kJ}$ ; fondre toute la glace en demanderait $42{,}5$ : il reste de la glace, $T_{f}=0\ ^\circ\mathrm{C}$ . »

Pourquoi : L'équation unique suppose l'état final. On teste d'abord à 0 °C qui peut payer quoi ; un résultat impossible signale une hypothèse fausse.

6. Voir une liaison hydrogène dans la formule brute

0,25 à 1 point par case du tableau

Ce qu'il ne faut pas écrire

« CH₃F contient H et F, donc ses molécules forment des liaisons hydrogène. »

Ce qu'il faut écrire

« Les H de CH₃F sont liés au carbone : pas de donneur, donc pas de liaison hydrogène entre ses molécules ; London et dipôle-dipôle. »

Pourquoi : Le critère porte sur la LIAISON H–F, H–O ou H–N, pas sur la présence des atomes. L'accepteur seul ne suffit pas.

7. Croire que la polarité l'emporte toujours

1 point par classement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« HCl est polaire et Cl₂ ne l'est pas, donc HCl bout plus haut. »

Ce qu'il faut écrire

« Cl₂ a $34$ électrons contre $18$ : ses forces de London l'emportent, Cl₂ bout à $-34\ ^\circ\mathrm{C}$ , HCl à $-85\ ^\circ\mathrm{C}$ . »

Pourquoi : La comparaison polaire contre non polaire ne vaut qu'à taille comparable. Entre une grosse molécule et une petite, London décide souvent seule.

8. Dessiner la courbe de fusion de l'eau comme celle du CO₂

0,5 à 1 point sur un diagramme à compléter

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Sur un diagramme de phases, la courbe solide-liquide penche toujours vers la droite. »

Ce qu'il faut écrire

« Pour l'eau, elle penche vers la gauche : comprimer de la glace près de 0 °C la fait fondre, parce que la glace est moins dense que le liquide. »

Même allure, une seule différence qui se voit : la courbe de fusion de l'eau (à gauche) penche vers la gauche, celle du CO₂ (à droite) vers la droite.

Pourquoi : Comprimer favorise la phase la plus dense. La glace, réseau ouvert de liaisons hydrogène, est l'exception ; mais l'effet est faible, environ 0,0075 °C par atmosphère.

Quelle méthode choisir

Quelles forces entre ces molécules ?

Regardez la formule développée, dans cet ordre, et AJOUTEZ les forces au fur et à mesure.

Si un ion dissous dans un solvant polaire → ion-dipôle (en plus des forces du solvant)

Exemple : Na⁺ dans le méthanol : l'oxygène tourné vers l'ion
Si un H lié directement à F, O ou N → London, dipôle-dipôle et liaisons hydrogène

Exemple : CH₃OH, CH₃NH₂, H₂O
Si molécule polaire, aucun H sur F, O ou N → London et dipôle-dipôle

Exemple : CH₃F, CH₃OCH₃, éthanal
Si molécule non polaire (liaisons non polaires ou géométrie symétrique) → London seulement

Exemple : CS₂, CO₂, hexane, Cl₂

Dans un MÉLANGE, les deux conditions de la liaison hydrogène peuvent venir de deux molécules différentes : l'eau donne, l'oxygène d'un éther reçoit.

Quel calcul selon ce que l'énoncé donne

Lisez les données et le verbe de la question avant de choisir une formule.

Si une masse, deux températures et des changements d'état entre les deux → le trajet en étapes : m Cp ΔT par phase, n ΔH par palier

Exemple : benzène de $100{,}0$ à $0{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ : cinq étapes
Si de la glace et de l'eau mélangées, « température finale » → le test à 0 °C d'abord, puis le bilan

Exemple : $36{,}6\ \mathrm{kJ}>14{,}8\ \mathrm{kJ}$ : toute la glace fond
Si deux couples (T ; P) d'un même liquide → Clausius-Clapeyron résolu en ΔHvap

Exemple : $16{,}2\ \mathrm{kPa}$ à $20{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ et $1\ \mathrm{atm}$ à $68{,}7\ ^\circ\mathrm{C}$ : $31{,}4\ \mathrm{kJ/mol}$
Si ΔHvap et un point, une pression ou une température cherchée → Clausius-Clapeyron résolu en P ou en 1/T

Exemple : eau sous $65{,}0\ \mathrm{kPa}$ : $87{,}8\ ^\circ\mathrm{C}$
Si une soupape, un manomètre, une valve → pression ABSOLUE d'abord, puis Clausius-Clapeyron

Exemple : $15{,}0+14{,}696=29{,}7\ \mathrm{psi}$

un manomètre de couvercle lit une pression de jauge

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

Énergie d'un chauffage ou d'un refroidissement à travers des changements d'état

Quand l'utiliser : « Calculez l'énergie nécessaire pour faire passer m grammes de X de T₁ à T₂ », avec une table de Tf, Téb, ΔH et Cp.

1 Placer T₁, T₂, Tf et Téb sur un axe des températures et écrire la liste des étapes : phases et paliers traversés, dans l'ordre.
2 Calculer n = m/M une fois, avec ses unités.
3 Une ligne par étape : m Cp ΔT en joules pour une phase (avec le Cp de CETTE phase), n ΔH en kilojoules pour un palier.
4 Convertir chaque ligne en kJ, additionner, puis arrondir selon la règle de la somme (décimales du terme le moins précis).
5 Donner le signe ou le sens : énergie reçue (chauffage) ou à retirer (refroidissement).

Phrase de conclusion

« Il faut retirer $81{,}4\ \mathrm{kJ}$ aux $120\ \mathrm{g}$ de benzène pour les amener de la vapeur à $100{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ au solide à $0{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ ( $q=-81{,}4\ \mathrm{kJ}$ pour le benzène). »

Le piège : Oublier un palier ou prendre le Cp du liquide pour la vapeur : chaque étape a ses données, et la table les donne toutes exprès.

Barème : Sur 2 points, à titre indicatif : étapes 0,5, calculs 1, somme avec unités et chiffres significatifs 0,5.

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

Le palier de vaporisation domine

Dans un trajet qui traverse l'ébullition, la vaporisation (ou la condensation) est presque toujours l'étape la plus chère, quatre à sept fois la fusion.

Benzène : 47,2 kJ de condensation sur 81,4 kJ au total. Si votre plus grosse ligne est une montée de température, une conversion a sauté.
La température finale encadrée

Un mélange isolé finit entre la température la plus froide et la plus chaude du départ, et de l'eau liquide ne finit pas sous 0 °C.

Eau à 25,0 °C et glace à −18,0 °C : 13,3 °C passe ; −26,5 °C trahit une hypothèse fausse.
Le sens de l'ébullition

Pression plus basse, ébullition plus basse ; pression plus haute, ébullition plus haute. Vérifiez le sens avant le nombre.

Hexane sous 25,0 kPa : 30,2 °C, sous les 68,7 °C de l'ébullition normale. Un résultat au-dessus signale un signe inversé.
L'ordre de grandeur de ΔHvap

Les enthalpies de vaporisation des liquides courants valent de 20 à 45 kJ/mol.

Hexane 31,4 kJ/mol, eau 40,7 kJ/mol. Un 0,430 kJ/mol vient de degrés Celsius ; un 31 400 kJ/mol, de joules non convertis.

L'exercice type décortiqué

Refroidir de la vapeur de benzène jusqu'au solide

Calculez l'énergie à retirer à $120\ \mathrm{g}$ de benzène C₆H₆ ( $M=78{,}11\ \mathrm{g/mol}$ ) pour l'amener, sous $1\ \mathrm{atm}$ , de l'état de vapeur à $100{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ à l'état solide à $0{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ . Données : $T_{éb}=80{,}1\ ^\circ\mathrm{C}$ , $T_{f}=5{,}5\ ^\circ\mathrm{C}$ , $\Delta H_{vap}=30{,}7\ \mathrm{kJ/mol}$ , $\Delta H_{fus}=9{,}87\ \mathrm{kJ/mol}$ , $C_{p}(g)=1{,}06$ , $C_{p}(l)=1{,}74$ , $C_{p}(s)=1{,}52\ \mathrm{J/(g\cdot K)}$ .

Le trajet sur l'axe des températures, échelle dilatée : trois phases et deux paliers, donc cinq étapes à calculer.

Étape 1

Étapes : vapeur de $100{,}0$ à $80{,}1\ ^\circ\mathrm{C}$ ; condensation à $80{,}1$ ; liquide de $80{,}1$ à $5{,}5$ ; solidification à $5{,}5$ ; solide de $5{,}5$ à $0{,}0\ ^\circ\mathrm{C}$ . Et $n=\dfrac{120\ \mathrm{g}}{78{,}11\ \mathrm{g/mol}}=1{,}536\ \mathrm{mol}$ .

Pourquoi

La liste d'abord : c'est elle qui empêche d'oublier un palier, l'erreur la plus chère du chapitre. Le correcteur la cherche en tête de copie.

Étape 2

Vapeur : $q_{1}=120\times 1{,}06\times 19{,}9=2531\ \mathrm{J}=2{,}53\ \mathrm{kJ}$ ; condensation : $q_{2}=1{,}536\ \mathrm{mol}\times 30{,}7\ \mathrm{kJ/mol}=47{,}2\ \mathrm{kJ}$ .

Pourquoi

Chaque phase prend SON Cp, chaque palier passe par les moles : les unités de la table disent laquelle des deux formules s'applique.

Étape 3

Liquide : $q_{3}=120\times 1{,}74\times 74{,}6=15\,576\ \mathrm{J}=15{,}6\ \mathrm{kJ}$ ; solidification : $q_{4}=1{,}536\times 9{,}87=15{,}2\ \mathrm{kJ}$ ; solide : $q_{5}=120\times 1{,}52\times 5{,}5=1003\ \mathrm{J}=1{,}0\ \mathrm{kJ}$ .

Pourquoi

Les ΔT sont des écarts : en °C ou en K, c'est le même nombre. On convertit chaque ligne en kJ avant la somme.

Étape 4

Total : $2{,}53+47{,}16+15{,}58+15{,}16+1{,}00=81{,}4\ \mathrm{kJ}$ à retirer, soit $q=-81{,}4\ \mathrm{kJ}$ pour le benzène.

Pourquoi

Somme : la précision est celle du terme le moins précis ( $1{,}0\ \mathrm{kJ}$ , au dixième). Le signe moins dit que le benzène PERD l'énergie.

Étape 5

Vérification : la condensation fait $\dfrac{47{,}2}{81{,}4}=58\ \%$ du total, et $\dfrac{\Delta H_{vap}}{\Delta H_{fus}}=3{,}1$ .

Pourquoi

Le palier de vaporisation domine, comme attendu : un total où il pèserait peu trahirait une conversion oubliée.

Conclusion rédigée

Il faut retirer $81{,}4\ \mathrm{kJ}$ au benzène ; la condensation en représente $58\ \%$ .

L'erreur classique sur cet exercice : Calculer $q=120\times 1{,}74\times(100{,}0-0{,}0)=20{,}9\ \mathrm{kJ}$ d'un seul bloc : on oublie les deux paliers, soit $62\ \mathrm{kJ}$ , les trois quarts de l'énergie.

À savoir par cœur

• Phase : $q=m\,C_{p}\,\Delta T$ (g, J/(g·K), J). Palier : $q=n\,\Delta H$ (mol, kJ/mol, kJ), à $T$ constante.
• London toujours ; dipôle-dipôle si la molécule est polaire ; liaison hydrogène si un H est lié à F, O ou N.
• Liaison hydrogène : un donneur (H–F, H–O, H–N) ET un accepteur (F, O, N avec un doublet), éventuellement deux molécules différentes.
• Clausius-Clapeyron : $T$ en KELVINS, $R=8{,}314\ \mathrm{J/(mol\cdot K)}$ , pressions ABSOLUES.
• Un liquide bout quand sa pression de vapeur égale la pression extérieure ; elle ne dépend que de la substance et de T.
• Eau : masse volumique maximale à 4 °C ; glace moins dense que le liquide ; courbe de fusion penchée à gauche.
• Mélange eau et glace : tester à 0 °C avant tout bilan.

Questions fréquentes

Comment calculer l'énergie pour chauffer de la glace jusqu'à la vapeur ?

On découpe le trajet en étapes : la glace qui se réchauffe jusqu'à zéro degré, la fusion, l'eau liquide jusqu'à cent degrés, la vaporisation, puis la vapeur. Chaque montée se calcule avec la masse, la chaleur massique de sa phase et l'écart de température ; chaque palier avec le nombre de moles et l'enthalpie molaire. On convertit tout en kilojoules avant d'additionner.

Pourquoi la température ne monte pas pendant un changement d'état ?

Pendant une fusion ou une ébullition, toute l'énergie reçue sert à vaincre les forces entre les molécules, pas à les agiter davantage. L'énergie cinétique moyenne des molécules, donc la température, reste constante tant que les deux phases coexistent. Sur la courbe de chauffage, cela donne un palier horizontal.

Quelles sont les deux conditions pour avoir une liaison hydrogène ?

Il faut d'un côté un atome d'hydrogène lié directement à un atome de fluor, d'oxygène ou d'azote, et de l'autre un atome de fluor, d'oxygène ou d'azote qui porte un doublet libre. Les deux conditions peuvent être portées par la même molécule, comme dans l'eau, ou par deux molécules différentes, comme l'eau et un éther.

Faut-il mettre les températures en kelvins dans Clausius-Clapeyron ?

Oui, toujours. La relation contient l'inverse de la température, qui n'a de sens que sur l'échelle absolue. Avec des degrés Celsius, on trouve une enthalpie de vaporisation des dizaines de fois trop petite. Les pressions, elles, peuvent rester dans n'importe quelle unité, à condition d'être absolues et dans la même unité.

Pourquoi la glace flotte-t-elle sur l'eau ?

Dans la glace, chaque molécule d'eau forme quatre liaisons hydrogène dans un réseau ordonné et très ouvert, plein de vides. Dans le liquide, ce réseau s'effondre en partie et les molécules se rapprochent. La glace est donc moins dense que l'eau liquide, environ 0,917 gramme par centimètre cube, et elle flotte.

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Exercices corrigés : Forces intermoléculaires et changements d'état

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

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Fiche précédente Les molécules en 3D : géométrie, polarité et hybridation

© Ahmed Squalli Houssaini. Fiche publiée sur www.letuteurscientifique.ca/fiches/che0501-forces-intermoleculaires-etats. Libre pour l'usage personnel et en classe ; sa republication ailleurs demande une autorisation écrite (mentions légales).

Voir aussi

Toutes les fiches Tous les exercices Examen final blanc (CHE0501)

Fiche de révision : forces intermoléculaires et changements d'état (CHE0501)

Reconnaître les quatre forces intermoléculaires en un coup d'œil

Légende : les mots du tableau

L'essentiel

Deux chaleurs, deux unités, une courbe

Pression de vapeur, ébullition, Clausius-Clapeyron

Lire un diagramme de phases

Les pièges qui coûtent des points

1. Multiplier une masse par une énergie molaire

2. Additionner des joules et des kilojoules

3. Des degrés Celsius dans Clausius-Clapeyron

4. Mettre la pression de jauge dans Clausius-Clapeyron

5. Supposer que toute la glace fond

6. Voir une liaison hydrogène dans la formule brute

7. Croire que la polarité l'emporte toujours

8. Dessiner la courbe de fusion de l'eau comme celle du CO₂

Quelle méthode choisir

Quelles forces entre ces molécules ?

Quel calcul selon ce que l'énoncé donne

La rédaction attendue

Énergie d'un chauffage ou d'un refroidissement à travers des changements d'état

Vérifier avant de rendre

L'exercice type décortiqué

Refroidir de la vapeur de benzène jusqu'au solide

À savoir par cœur

Questions fréquentes

Comment calculer l'énergie pour chauffer de la glace jusqu'à la vapeur ?

Pourquoi la température ne monte pas pendant un changement d'état ?

Quelles sont les deux conditions pour avoir une liaison hydrogène ?

Faut-il mettre les températures en kelvins dans Clausius-Clapeyron ?

Pourquoi la glace flotte-t-elle sur l'eau ?

Exercices corrigés : Forces intermoléculaires et changements d'état

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