Bonsoir, svpp aidez moi je ne comprend vraiment rien
1) qui est la temperature d'ebulition de l'eau sous 1 bar ?
rep elle est superieur à 100°
2) Quelle devrait etre approximativement sa temperature d'ebulition si l'évollution etait reguliere
rep: 0°
3) Quel interaction existe à l'état liquide dans tous les composes
4) Expliquer pourquoi la temperature d'ébuliton de l'eau est si elevée
REP parceque elle est sous diffrentes formes
Merci
Bonjour.
Je n'arrive pas à inserer mon graphique c'est pour cela qui manque des donnees .
Comment je peux faire ?
je voulais dire par differentes formes : solide , liquide , gazeux
Pour insérer votre graphique, scannez le à l'aide de Paint puis enregistrez le scan au format JPEG. Cliquez ensuite sur l'icone Img située en dessous de la fenêtre où vous tapez vos messages, puis, suivez la procédure indiquée (choisir un fichier, ouvrir, attacher etc.)
je n'ai pas de scan mais je l'ai pris en photo et quand je clique sur attacher sa charge et apres ca ne fait rien
ah oui
Passez par Paint c'est un petit logiciel de traitement d'images, disponible sur tous les ordis ; si vous ne savez pas où il est, faites "rechercher".
Si l'evolution etait reguliere la temperature d'ebulition devrait etre de -90° approximativement
1) sous 1 bar la temperature est de 100°
2) 90°
3) a l'etat liquide il ya des liasons hydrogene
4)
mais comment peut on savoir qu'il existe des forces de van der waals ? ??
la 4 je ne comprends pas pourquoi ce sont les liasons hydrogene qui sont responsable.
les liaison H se manifeste qu'avec des atomes très électronégatifs.
L'atome d'oxygène a une électronégativité nettement plus forte que celle de l'atome d'hydrogène (ce qui n'est pas le cas des électronégativités des éléments S, Se et Te). Les conditions sont donc réunies pour que des liaisons hydrogène s'établissent entre les molécules d'eau.
Du fait de ces liaisons hydrogène, les molécules d'eau forment des "paquets" qui se comportent alors comme des molécules beaucoup plus lourdes ; c'est pour cette raison que les températures de changement d'état de l'eau sont beaucoup plus élevées que celles des autres composés évoqués dans votre document.
Pour ce qui est des forces de Van der Waals, elles existent entre toutes les molécules (H2O, H2S, H2Se...), mais elles sont beaucoup moins intenses que les forces dues aux liaisons hydrogène.
Si votre professeur n'a pas évoqué ces forces de Van der Waals, ignorez les ; vous les retrouverez plus tard si vous poursuivez des études supérieures scientifiques.
ah d'acccord la consigne dit quel interaction existent à l'etat liquide
je regarde l'etait liquide c'est vers les 100 ° C ou il ya H20 il ya oxygne , oui je sais qu'il posses une electronegativite plus forte donc , j'en conclus qu'il ya des liasons hydrogene .
par contre je n'ai pas compris le "dans tous les composes " de la consigne !!
on a evoqué les forces de van der waals !
mais comment peut ton savoir que ce sont eux ?
ah d'accooord !
4) Expliquer pourquoi la temperature d'ébuliton de l'eau est si elevée
je ne sais pas
ah oui "Du fait de ces liaisons hydrogène, les molécules d'eau forment des "paquets" qui se comportent alors comme des molécules beaucoup plus lourdes ; c'est pour cette raison que les températures de changement d'état de l'eau sont beaucoup plus élevées que celles des autres composés "
mais je ne comprends pas "que celles des autres composés évoqués dans votre document" ?
Les "paquets" de molécules dus aux liaisons hydrogène n'existent que pour l'eau.
Pour les autres composés, H2S, H2Se et H2Te, il n'ya pas de liaison hydrogène car la différence d'électronégativité entre l'atome H est les atomes S, Se ou Te, n'est pas assez importante.
Pas de liaison hydrogène, donc pas de paquets de molécules, donc, température de changement d'état plus basse...
ah d'accordd mais je ne comprends pas encore la 4 j'ai un fameaux pb !!!
est ce qu'il ya toujours des force de van der waals dans l'eau ?
Les forces de Van der Waals existent dans tous les composés, mais elles sont beaucoup plus faibles que les forces dues aux liaisons hydrogène.
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