Points d’ébullition

Les liquides sont maintenus ensemble par de faibles interactions entre leurs molécules. Pour passer à la phase gazeuse, une molécule doit obtenir suffisamment d’énergie de la chaleur ou d’autres sources pour surmonter ces interactions.

Considérons un récipient fermé d'un liquide pur à température ambiante. Certaines des molécules de la phase liquide à la surface gagnent suffisamment d’énergie pour s’évaporer, et une partie de cette vapeur perd de l’énergie et se condense à nouveau en liquide. Lorsque les taux d’évaporation et de condensation sont les mêmes, le liquide et la vapeur atteignent l’équilibre. À ce stade, l’espace au-dessus du liquide est saturé de vapeur et il n’y a pas de changement net dans la quantité de liquide et de vapeur dans le récipient. La pression exercée par la vapeur est appelée pression de vapeur.

Maintenant, considérez un récipient ouvert de liquide. Ici, la vapeur peut s’échapper, empêchant la zone au-dessus du liquide d’être saturée. Ainsi, l’évaporation pourrait se poursuivre jusqu’à ce qu’il n’y ait plus de liquide. Lorsque la température d’un liquide augmente, le taux d’évaporation augmente également, et par conséquent, la pression de vapeur augmente également. Si suffisamment de chaleur est ajoutée, les molécules plus profondes dans le liquide commencent à se vaporiser, ce que nous voyons comme des bulles de vapeur se formant.

C’est ce qu’on appelle l’ébullition, et cela commence lorsque la pression de vapeur du composé est égale à la pression atmosphérique. La température à laquelle cela se produit est le point d’ébullition. Étant donné que chaque substance pure a des types et des forces différents d’interactions intermoléculaires, différentes substances ont des points d’ébullition différents.

Voyons maintenant comment les interactions intermoléculaires influencent le point d'ébullition. De nombreuses interactions intermoléculaires impliquent des zones à densité électronique inégale appelées dipôles. Toutes les molécules ont de brèves fluctuations dans leur distribution d’électrons, de sorte que même les molécules non polaires peuvent temporairement avoir des dipôles. En réponse, des dipôles opposés se forment dans les molécules voisines.

Les forces d’attraction entre les dipôles temporaires et induits sont appelées forces de dispersion de Londres, et ce sont les interactions dominantes entre les molécules non polaires comme les hydrocarbures. Les forces de dispersion de London sont plus fortes entre les grosses molécules avec de nombreux électrons, car ces molécules retiennent faiblement leurs électrons, ce qui permet aux molécules voisines d’affecter plus facilement leur distribution d’électrons.

Par exemple, un alcane non ramifié de poids moléculaire élevé a un point d’ébullition plus élevé qu’un alcane non ramifié de poids moléculaire inférieur. De plus, un alcane non ramifié a un point d’ébullition plus élevé qu’un alcane ramifié de poids moléculaire comparable en raison de sa surface plus élevée.

Les molécules à liaisons polaires ont des dipôles permanents, permettant des interactions régulières dipôle-dipôle entre elles. Les interactions dipôle-dipôle sont plus fortes que les forces de dispersion de Londres, de sorte qu’il faut généralement plus d’énergie thermique pour faire bouillir des liquides polaires que des liquides non polaires. Par exemple, le point d’ébullition d’un chloropentane, une molécule polaire, est de 108 °C. L’hexane, qui a une surface similaire mais n’a pas de dipôle, a un point d’ébullition plus bas.

Les molécules avec à la fois un hydrogène lié de manière covalente à un atome plus électronégatif et un atome de retrait d’électrons avec une paire non liante d’électrons sont capables de se lier à l’hydrogène. Les liaisons hydrogène sont plus fortes que les interactions dipôle-dipôle et les forces de dispersion de Londres, il faut donc encore plus d’énergie thermique pour les surmonter. Par exemple, le propane et l’éthanol ont des poids moléculaires et des surfaces similaires. Mais le point d'ébullition du propane est beaucoup plus bas que celui de l'éthanol, car les molécules d'éthanol peuvent former des liaisons hydrogène entre elles, contrairement au propane.

Dans ce laboratoire, vous utiliserez la méthode capillaire pour déterminer le point d’ébullition de deux solvants organiques.