L'eau H₂O (M = 18,0 g/mol) bout à 100 °C, le sulfure d'hydrogène H₂S…

Cohésion, dissolution et solubilité · Nature des interactions et cohésion · niveau 3 (difficile)

Énoncé

L'eau $H X_{2} O$ ( $M = 18, 0 g / mol$ ) bout à $100^{\circ}$ C, le sulfure d'hydrogène $H X_{2} S$ ( $M = 34, 1 g / mol$ ) à $- 60^{\circ}$ C. Les deux molécules sont coudées et polaires.

L'argument de Van der Waals (« la plus grosse bout le plus haut ») prévoit-il le bon classement ? Conclure.
Proposer l'explication correcte. Électronégativités : $χ (O) = 3, 4$ ; $χ (S) = 2, 6$ ; $χ (H) = 2, 2$ .
La glace flotte sur l'eau liquide. Relier ce fait à la même explication.

Corrigé

1. $H X_{2} S$ est presque deux fois plus lourde et possède bien plus d'électrons : l'argument de Van der Waals prévoirait $θ_{e ˊ b} (H X_{2} S) > θ_{e ˊ b} (H X_{2} O)$ . Or c'est l'inverse, et de $160^{\circ}$ C. Van der Waals n'est donc pas l'interaction dominante ici : une autre, bien plus forte, opère dans l'eau.

2. L'écart d'électronégativité vaut $3, 4 - 2, 2 = 1, 2$ dans $O - H$ , contre $2, 6 - 2, 2 = 0, 4$ dans $S - H$ . Dans l'eau, l'hydrogène est fortement appauvri en électrons et l'oxygène porte un $δ^{-}$ marqué sur ses doublets non liants : les conditions du pont hydrogène sont réunies. Le soufre, trop peu électronégatif, ne les remplit pas. Chaque molécule d'eau donne deux ponts H et en reçoit deux : le liquide est un réseau, et il faut le démonter pour le vaporiser.

3. En gelant, chaque molécule fige ses quatre ponts H dans les directions imposées par la géométrie coudée : le réseau obtenu est ajouré, il occupe plus de place que le liquide où les molécules glissent et se tassent. La masse volumique de la glace ( $0, 92 g / c m^{3}$ ) est donc inférieure à celle de l'eau ( $1, 00$ ) : elle flotte.

Contrôle : le même raisonnement rend compte de deux anomalies indépendantes (ébullition très haute, solide moins dense que le liquide) — signe qu'on tient la bonne cause.

Piège : confondre « rompre un pont hydrogène » (ébullition, quelques dizaines de $kJ / mol$ ) et « rompre une liaison covalente $O - H$ » ( $463 kJ / mol$ ) : faire bouillir de l'eau ne casse aucune molécule d'eau.