Je ne parviens pas à trouver une question sur ma feuille davis. La question complète est:
Le méthane ( $ \ ce {CH4} $ ) est un gaz à température ambiante mais le chloroforme ( $ \ ce {CH3Cl} $ ) est un liquide. Expliquez pourquoi changer un seul $ \ ce {H} $ atome pour un $ \ ce {Cl} $ latome change létat du composé à la température ambiante.
Jy ai pensé, et je pense que cela a à voir avec $ \ ce {CH4} $ est non polaire, donc il na pas tendance à coller les uns aux autres (état du gaz), tandis que $ \ ce {CH3Cl } $ est polaire, donc ça colle, comme $ \ ce {H2O} $ , qui est liquide et cohésif, donc $ \ ce {CH3Cl} $ le serait aussi. Quelquun peut-il me dire si je suis sur le bon chemin?
Commentaires
- voir chemistry.stackexchange.com/questions/6859/…
- La question elle-même si tout simplement faux: le chlorométhane nest pas du chloroforme et le chlorométhane nest pas un liquide mais un gaz à température ambiante. Cela est un très mauvais échec épique pour une question de chimie.
Réponse
Oui, Je pense que cest la bonne réponse attendue pour cette question.
Trois facteurs à prendre en compte.
(1) Le plus il est important de noter quil existe quatre forces intermoléculaires qui affectent BP
Liaisons ioniques> Interactions ion-dipôle> Liaison H> interactions dipôle-dipôle> Forces de dispersion de Van der Waals.
(2) Augmenter le nombre des atomes de carbone (par exemple les n-alcanes) augmente la BP
(3) La ramification sur la chaîne carbonée abaisse la BP.
La réponse étant donnée est un peu de main -agitation qui simplifie à lextrême la situation. Le moment dipolaire seul ne peut pas expliquer les tendances globales. Les forces de dispersion de Van der Waals doivent également être prises en compte.
Par exemple, avec une substitution croissante $ \ ce {CH2Cl2} $, et $ \ ce {CHCl3} $ les deux ont des moments dipolaires inférieurs à $ \ ce {CH3Cl} $ mais des BP « s plus élevés. $ \ ce {CCl4} $ na pas de moment dipolaire comme le méthane, mais a le BP le plus élevé de tous.
Bond Lengths Dipole B.P. Mol. Moment (°C) Wt. C-H C-X CH4 0 −161.49 16.04 108.7 --- CH3Cl 1.9 −23.8 50.49 111 178.3 CH2Cl2 1.6 39.6 84.93 106.8 177.2 CHCl3 1.15 61.15 119.37 107.3 176.7 CCl4 0 76.72 153.81 ----- 176.6 Regardez également les halométhanes comme une série. $ \ ce {CH3F} $ a un moment dipolaire plus petit que $ \ ce {CH3Cl} $ car la longueur de la liaison est plus courte.
Dipole B.P Mol. Electro- C-X C-H Moment (°C) Wt. Negat. Length Length CH3F 1.85 −78.4 34.03 4.0 138.5 109.5 CH3Cl 1.87 −23.8 50.49 3.0 178.4 CH3Br 1.81 4.0 94.94 2.8 192.9 CH3I 1.62 42 141.94 2.5 213.9 La tendance du poids moléculaire semble bonne, mais la forme deutérée du méthane, $ \ ce {CD4} $, a la même chose (ou du moins presque le même) point débullition que $ \ ce {CH4} $.
Réponse
La réponse pour prédire les points débullition des quatre substances devrait en effet être donnée comme:
$ \ ce {CH3Cl} $ est un dipôle. Les interactions dipôle-dipôle sont beaucoup plus fortes que les interactions de van der Waals présentes dans le méthane, donc son point débullition est beaucoup plus élevé.
En comparant $ \ ce {CH4 } $ à $ \ ce {CCl4} $ , ce dernier a un point débullition beaucoup plus élevé en raison de son plus grand nombre délectrons, ce qui signifie des forces de van der Waals plus fortes .
Cela dit, lenseignant qui vous a fourni les informations ci-dessus doit être supprimé des cours de chimie immédiatement. Voici pourquoi:
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$ \ ce {CH3Cl} $ est pas chloroforme mais chlorure de méthyle ou chlorométhane. Cest un gaz à température ambiante avec un point débullition $ \ vartheta_ \ mathrm {b} = – 23.8 ~ \ mathrm {^ \ circ C} $ .
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Chloroforme, qui est en effet un liquide à température ambiante ( $ \ vartheta_ \ mathrm {b} = 61.2 ~ \ mathrm {^ \ circ C} $ ) est $ \ ce {CHCl3} $ ou trichlorométhane. Vous devez remplacer trois hydrogènes par des atomes de chlore pour créer du chloroforme.