Peroxyde d’hydrogene

[inviteecfd9832]

Bonjour, je suis en 1ère S et j’ai un exercice me demandant de justifier la différence de température d’ebullition Entre l’eau (100 degrés C) et le peroxyde d’hydrogene H2O2 (151 degrés C) en m’appuyant sur les liaisons entre les molécules. Sauf que les liaisons sont les mêmes (hydrogene) et en même nombre. Je ne vois pas la différence.

J’ai également une question me demandant de justifier la différence de solubilité entre l’ethanol et le Méthoxyméthane tous deux C2H6O en comparant le nombre de molécules d’eau dont les deux molécules peuvent s’entourer. Or encore une fois je ne vois pas de différence elles peuvent toutes deux s’entourer de 4 molécules d’eau.
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[coussin]

Entre une molécule d'eau comportant 3 atomes et de peroxyde d'hydrogène en comportant 4, c'est bizarre qu'il y ait le même nombre de liaison, non?
Le methoxymethane a pour formule C3H8O.

[inviteecfd9832]

Non je parle de liaison hydrogène ou de Van Der Waals donc la liaison entre les deux atomes d’oxygene du Peroxyde d’hydrogène n’est pas polarisée il me semble donc que chaque atome d’oxygene établit 1 liaison faible ainsi que chaque atome d’hydrogène soit 4. H2O établit également 4 liaisons 2 sur l’oxygene et une sur chaque hydrogène. Je me trompe peut être mais je n’ai pas la réponse.
Et non le Méthoxyméthane est de formule C2H6O. Vérifiez sur internet.

[invite901407c0]

heu... on arrive à porter du peroxyde d'hydrogène pur à 150°C sans se faire sauter la figure ? sinon, la réponse pourrait être que le peroxyde d'hydrogène engage plus de liaisons hydrogène (6 en tout, 2 par Oxygène et 1 par Hydogène) que l'eau (4 en tout). peut être aussi que les liaison O-H du peroxyde sont plus polarisées que les liaisons de l'eau.

L'éthanol peut réaliser 3 liaisons hydrogène à cause de sa fonction alcool (2 pour O et 1 pour H), ce que ne peut pas faire le méthoxyméthane qui n'a pas d'hydrogène lié à l'atome d'oxygène. Donc l'alcool établit 3 liaisons hydrogène alors que le méthoxyméthane ne peut établir en établir que 2.

[A voir en vidéo sur Futura]

[coussin]

https://fr.m.wikipedia.org/wiki/Méthoxyéthane

[coussin]

Ah d'accord methoxymethane, désolé...

[invite901407c0]

petit rappel utile : une liaison hydrogène, c'est une liaison entre un doublet non liant de l'oxygène (ou de l'azote) et un hydrogène appartenant à une liaison polarisée de type O-H. Il y a deux doublets non liant pour l'atome d'oxygène de l'eau et aussi pour chacun des deux oxygène du peroxyde d'hydrogène.

[inviteecfd9832]

Je crois que pour former une liaison hydrogène, l’atome en question doit porter une charge partielle. Soit pour deux liaisons , deux charges delta. Or ici l’oxyGene ne présente qu’une liaison polarisée avec l’hydr. La liaison avec l’autre oxygène n’est pas polarisée l’oxygene En question ne comporte qu’une charge partielle delta + donc il ne peut former qu’une liaison faible. Dans l’eau l’oxygene Peut former deux liaisons faibles

[inviteecfd9832]

Les carbones du Méthoxyméthane peuvent former des interactions de Van Der Waals je crois puisqu’ils ont une charge partielle positive. Ils peuvent donc se lier à des atomes d’oxyGene de l’eau.

[inviteecfd9832]

Après peut être qu’il ne faut pas prendre en compte les interactions de Van der Waals mais je ne vois pas pourquoi.

[albanxiii]

Bonjour,

Vu la teneur de la discussion, je pense que les chimistes vous seront d'une plus grande aide... je déplace là bas.

Pour la modération.

[moco]

Bonjour,

La masse molaire de l'eau oxygénée (34 g/mol) est presque le double de celle de l'eau (18 g/mol). Le nombre et le type de liaisons hydrogène étant à peu pareil dans ces deux molécules, c'est la différence de masse qui explique que la molécule la plus lourde soit la plus difficile à vaporiser.

Dans l'éthanol et le méthoxyméthane, c'est le phénomène inverse. La masse molaire est la même. Par contre il n'y a pas de liaisons hydrogène dans le méthoxyméthane, alors qu'il y en a dans l'éthanol. L'éthanol est donc bien mieux retenu dans le liquide que le méthoxyméthane : il bout à plus haute température. Il faut vaincre ces liaisons hydrogène pour faire passer les molécules d'éthanol dans la phase gazeuse.