Molécules isomères, température et liaisons

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Bonjour, je suis élève de 1eS et j'ai une question à propos de" l'aspect énergétiques de transformations physiques" (nom du chapitre).
Je considères les molécules d'alcanes et d'alcools par exemple.
Je sais que la cohésion est assurée dans les molécules d'alcanes par des interactions de Van der Waals et que les alcools ont en plus des liaisons hydrogènes (grâce à l'atome d'oxygène) or comme les liaisons hydrogènes sont plus fortes que les liaisons de Van der Waals il faut plus d’énergie pour affaiblir/casser les liaisons ce qui entraîne qu'un alcool a toujours une température d’ébullition (par exemple) supérieur à celle de l'alcane dont il dérive.
En suivant le même raisonnement, un alcane linéaire a toujours une température d’ébullition plus élevée que son isomère ramifié car il est plus "ouverts" et peut faire des liaisons de Van der Waals plus facilement et donc s'il en a plus il faut plus d'énergie pour les casser.
Mais, je n'arrives pas à comprendre (tout simplement je n'expliques pas) comment la molécule cyclique d'un alcane a une température d'ébullition supérieur à celle de l'alcane dont il dérive alors que la structure me parait moins apte et ouverte à interagir avec les molécules voisines... (de même pour les alcools et autres).
Quelqu'un peut-il m'expliquer s'il vous plait ?
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[moco]

Il n'y a pas une grande différence entre les points d'ébullition de l'hexane et du cyclohexane. Néanmoins, c'est vrai que le cyclohexane bout à plus haute température que l'hexane. Il y a donc davantage d'interactions de van der Wals dans le cyclohexane que dans l'hexane. Je ne suis pas sûr qu'il existe une explication simple à ce fait expérimental. Peut-être est-ce dû au fait qu'un bracelet ouvert a plus d'animation qu'un bracelet fermé… ?