Points d’ébullition
Détermination du point d’ébullition
Semblable au point de fusion, le point d’ébullition est une propriété physique. Si l’échantillon est un composé pu…
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.
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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.
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Q1: What is the relationship between vapor pressure and boiling point?
Boiling occurs when the vapor pressure of a liquid equals atmospheric pressure. As temperature increases, more molecules gain energy to escape the liquid phase, raising vapor pressure. When vapor pressure matches the surrounding atmospheric pressure, bubbles form throughout the liquid, marking the boiling point. This temperature varies by compound and atmospheric conditions.
Q2: How do intermolecular forces affect a compound's boiling point?
Stronger intermolecular forces require more thermal energy to overcome, resulting in higher boiling points. Hydrogen bonding is the strongest, followed by dipole-dipole interactions, then London dispersion forces. For example, ethanol boils at 78°C due to hydrogen bonding, while propane boils at -42°C because it lacks this interaction despite similar molecular weight.
Q3: Why do larger nonpolar molecules have higher boiling points than smaller ones?
Larger molecules with more electrons experience stronger London dispersion forces because their electrons are held more loosely, making them easier for neighboring molecules to polarize. High molecular weight unbranched alkanes have higher boiling points than lower molecular weight alkanes. Additionally, unbranched structures have greater surface area, enabling stronger intermolecular attractions.
Q4: What happens during evaporation and condensation in a closed container?
In a sealed container, liquid molecules at the surface gain energy and evaporate into the gas phase, while vapor molecules lose energy and condense back to liquid. When these rates become equal, the system reaches equilibrium, and the space above the liquid becomes saturated with vapor. The pressure exerted by this vapor is called vapor pressure, and no net change in liquid or gas amount occurs.
Q5: How does atmospheric pressure influence the boiling point of a liquid?
Boiling occurs when vapor pressure equals atmospheric pressure. At higher elevations where atmospheric pressure is lower, liquids boil at lower temperatures because less heat is needed to raise vapor pressure to match the reduced atmospheric pressure. Conversely, at sea level with higher atmospheric pressure, more heat is required to reach the boiling point.
Q6: What is the capillary method and how does it determine boiling point?
The capillary method uses an inverted empty glass capillary tube inserted into a pure liquid. As the liquid heats, vapor pressure increases, forcing air out and creating bubbles. When cooled, liquid enters the tube once vapor pressure equals atmospheric pressure inside it. The temperature at which liquid enters the capillary marks the boiling point of the compound.
Q7: Why does a polar molecule like chloropentane have a higher boiling point than nonpolar hexane?
Chloropentane has permanent dipoles enabling dipole-dipole interactions, which are stronger than the London dispersion forces in nonpolar hexane. Although both molecules have similar surface area, the stronger intermolecular forces in chloropentane require more thermal energy to overcome, resulting in a boiling point of 108°C compared to hexane's lower boiling point.