\begin{document}
\title{LC-26-Relation structure des entités-propriétés physiques macroscopiques}
\author{\underline{Maud Viallet} \& Guillaume Deplus}
\maketitle
\section*{Niveau}
MPSI (programme 2021)
\section*{Bibliographie}

\livre{Liaisons intermoléculaires}
\livre{LC-15-Liaisons chimiques, Clément De La Salle}
\section*{Pré-requis}
\begin{itemize}
    \item Schéma de Lewis
    \item Décompte des électrons de valence
    \item liaisons covalentes
    \item Tableau des éléments périodiques
    \item Polarisabilité
\end{itemize}


% \section{Introduction}
% \textbf{Introduction pédagogique}


% Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques a pour objectif de permettre l’identification des interactions entre entités moléculaires ou ioniques afin d’interpréter, de prévoir ou de comparer certaines propriétés physiques : température de changement d’état, miscibilité, solubilité.

% On a pu voir dans des leçons précédentes de chimie, déterminer les constituants d'un système chimique, l'état final d'un système après une réaction. Ici, cette leçon va d'avantage se concentrer sur les interactions entre les constituants d'un système chimique sans qu'il y ait des transformations chimiques. ces interactions microscopiques vont notamment permettre d'expliquer des comportements physiques macroscopique dont vous avez pu être déjà témoin au laboratoire ou même dans la vie de tous les jours. 
% \begin{itemize}
%     \item huile/vinaigre
%     \item sirop de menthe/eau
% \end{itemize}

% Cette leçon a pour but d'expliquer la solubilité et la miscibilité des espèces à l'aides des interactions microscopiques.On pourra mettre en évidence les avantages de ces propriétés macroscopiques dans une synthèse organique. 

% lecon avant la cristallographie pour avoir des connaissances sur les liaisons et ce cours permettra d'interpréter en cristallographie les températures de fusion

% \section{Propriétés des structures microscopiques}
% \textbf{Exemple introductif}
% On regarde la géométrie de l'eau et du dioxyde de carbone.

% \subsection{Electronégativité}

% \yellowbox{Electronégativité}{L’électronégativité, notée $\chi$, d’un atome est sa capacité à attirer à lui les électrons. Plus l’électronégativité d’un atome est grande plus il va attirer les électrons.}



% On utilise l'échelle de Pauling pour comparer les électronégativités des espèces chimiques du tableau périodique (\textsc{Figure} \ref{fig:electroneg}).
% \remarque{Les échelles d'électronégativité les plus utilisées sont l'échelle de Mulliken, l'échelle d'Allred-Rochow et l'échelle de Pauling.}
% \begin{figure}
%     \centering
%     \includegraphics[width = 0.5\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/electroneg3.jpg}
%     \caption{Tableau périodique des éléments avec l'électronégativité de chacun.}
%     \label{fig:electroneg}
% \end{figure}
% Quelques remarques :
% \begin{itemize}
%     \item  l’électronégativité est croissante de gauche à droite dans le tableau
%     \item l’électronégativité est croissante de bas en haut dans le tableau
%     \item l’élément le plus électronégatif est bien le Fluor en haut à droite
%     \item les gaz rares en faisant aucune liaison covalente, ils ne partagent pas d’électrons et ont une électronégativité nulle
% \end{itemize}
% Ainsi, dans une liaison entre atomes dont la différence d’électronégativité est suffisament élevée (>0.5) , l’atome le plus électronégatif va attirer à lui les électrons. On considère alors cet atome comme le pôle négatif de la liaison et on le note $\delta^+$. L’autre atome est considéré comme le pole $\delta^-$.

% \yellowbox{Liaison polarisée}{Une liaison est dite polarisée si la différence d’électronégativité est suffisante (>0.5), ie si les
% charges sont séparées.}
% Exemple de C et H dont les électronégativités sont trop proches pour pouvoir avoir une séparation de charges. Exemple aussi de NaCl, la différence est telle qu’on a la liaison ionique.

% On peut prendre l'exemple de la liaison O-H:
% \begin{equation*}
%     \overset{\delta^-}{\mathrm{O}}-\overset{\delta^+}{\mathrm{H}}
% \end{equation*}

% \subsection{Molécule polaire}

% \yellowbox{Molécule polaire}{Une molécule est dite polaire si les positions moyennes des charges + et - ne sont pas confondues. Dans le cas contraire on parle de molécule apolaire.
% }

% Pour avoir une molécule polaire, il faut une différence d'électronégativité suffisante entre les espèces chimiques pour avoir des liaisons polarisée mais également une géométrie qui permet d'avoir les barycentres positif et négatif non confondus.

% On peut prendre l'exemple de l'eau, du diéthyléther ou encore du cyclohexane, dioxyde de carbone, HCl. (de l'huile??)

% \subsection{Interactions moléculaires}
% \greenbox{Rappel : liaison ionique}{Les liaisons ioniques se forment entre des atomes possédant une grande différence d'électronégativité. En outre, plus celle-ci est grande, plus une liaison a de probabilité d'être ionique. Contrairement à la liaison covalente, la liaison ionique n'est ni dirigée ni localisée. Pour l'exemple du sel NaCl, chacun des ions $Na^+$ est attiré par plusieurs ions $Cl^-$ et inversement. Les ions Na+, comme les ions Cl-, en revanche, se repoussent entre eux. Finalement, entre attractions et répulsions, le sel de table présente une structure cristalline dans laquelle on ne pourra pas trouver de paires d'atomes liés entre eux. Il n'est donc pas possible d'isoler une molécule de NaCl.}

% On a vu dans un cours précédent les liaisons covalentes qui assurait la structure des molécules, leurs énergies correspondantes est de l'ordre d'une centaine de kJ/mol : c'est pour cela qu'elle forme ce qu'on appelle les liaisons fortes. Les molécules isolées comme nous l'avons vu précédemment n'existent pas, elles interagissent avec leur environnement par des interactions plus faibles que l'on appelle interactions de Van Der Waals. 

% \paragraph{Interaction dipole permanent- dipole permanent}
% HCl (gazeux), $\mu_0 = 1.07 D$, chaque moléculé se comporte comme un dipôle qui crée une champs électrique qui s'applique sur les voisins. Ces dipôle s'oriente pour minimiser l'énergie d'interaction
% Exemple : $5-25 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1}$
% \paragraph{Interaction dipôle permanent- dipôle induit }
% On regarde un hydrate de krypton qui est une structure stable composé de 6 molécules d'eau et un atome de krypton (gaz noble)
% Les molécules d'eau ($\mu_0 = 1.85~D$) créent un champ électrique qui polarise le krypton. 
% Déformation du nuage électronique du krypton - 
% Moment dipolaire induit 
% \paragraph{Interaction dipole instantané-dipole instantanée}
% les gaz nobles ne se comportent pas comme des gaz parfaits, des solides cristallins comme $H_2$ ou $I_2$ existent alors qu'ils sont pourtant apolaire.
% A cause du mouvement incessant des électrons au sein d'une molécule, on remarque des moments dipolaires instantanés, c'est a dire que les moments dipolaires des molécules sont bien nuls lorsque l'on moyenne dans le temps. Ce moment dipolaire est d'autant plus grand que la molécule est polarisable. Chaque molécules crée un champs instantanée qui s'applique à un instant t à ces voisins.

% Ces trois forces peuvent se superposer et elles forment une force totale attractive entre les molécules. De cette force dérive une énergie potentielle qui est complété par une énergie répulsive due à l'impénétrabilité des nuages électroniques. On parle alors de liaison de Van Der Waals.

% \begin{figure}
%     \centering
%     \includegraphics[width = 0.5\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/vdw.PNG}
%     \caption{Energie de la liaison de Van der Waals}
%     \label{fig:vdw}
% \end{figure}

% Il existe un type particulier d'interaction dipole permanent dipole permanent que l'on appelle liaison hydrogène. Elle s'établie entre une atome très électronégatif porteur de doublet non liant (base de lewis) et un atome d'hydrogène.



% \begin{itemize}
%     \item Liaisons hydrogènes :La liaison hydrogène est une liaison d’origine électrostatique entre un atome d’hydrogène et un atome électronégatif porteur d’un doublet non liant. 
%     \item Liaisons de Van Der Waals : Les liaisons de Van der Waals sont des liaisons entre molécules dues à des interactions électrostatiques.
% \end{itemize}

% \begin{equation}
%     \begin{array}{ccc}
% \text { Type d'interaction } & \text { Énergie de liaison } & \text { Exemples } \\
% \text { Polaire-polaire (Keesom) } & 5-25 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1} & \mathrm{H_2O}-\mathrm{H_2O} \\
% \text { Polaire-apolaire (Debye)} & 2-10 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1} & \mathrm{H_2O}-\mathrm{I}_{2} \\
% \text { Apolaire-apolaire (London) } & 0.05-40 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1} & \mathrm{I}_{2}-\mathrm{I}_{2}\\
% \text{Liaison H} & 20 \text { à } 40 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1} & 
% \end{array}
% \end{equation}

% Ces interactions permettent de rendre compte de la stabilité des structures à l'échelle macroscopiques de corps purs.  On va dans une deuxième partie s'intéresser dans le cas de deux espèces en présence comment de leur propriétés microscopiques peut-on prévoir leur comportement entre eux? but de la lecon

% \section{Classification des solvants}
% Si on considère une espèce en très grande quantité par rapport à l'autre, on appelle ce dernier le solvant dans lequel l'espèce minoritaire, le soluté est solvaté.
% Les semblables dissolvent les semblables.
% \subsection{Solubilité}
% \bluebox{Expérience solubilité}{
% \begin{itemize}
%     \item Eau +sel
%     \item Huile/Cyclo + sel
% \end{itemize}}

% \yellowbox{Solubilité}{La solubilité est la quantité de moles d'un solide (ionique ou moléculaire) qui s'est dissoute dans une litre de solvant.}
% Pour une bonne dissolution, il faut rompre les liaisons intermoléculaires du soluté et que le soluté soit stabilité par le solvant.
% Exemple de HCl et de NaCl et 
% \textbf{Effet ionisant} Lorsque la molécule de solvant possède un moment dipolaire permanent, les ions sont stabilisés lorsqu’ils se séparent. Pour quantifier cet effet ionisant, on exprime souvent les moments
% dipolaires en Debye : 1 D = 3.33 $\times$ 10-33 $C\cdot m$.
% OG : L’eau a un moment dipolaire de 1.8 D.\\

% \textbf{Effet dispersant} Lorsque la permitivité diélectrique du solvant est forte, l’interaction entre les deux charges du soluté diminue, ce qui favorise leur séparation et donc la solvatation du soluté :
% \begin{equation}
%     U = \frac{q_1q_2}{4\pi\epsilon_0 \epsilon_r r}
% \end{equation} 
% OG : L’eau a une permitivité diélectrique relative $\epsilon_r$ = 80 (on considère qu’au dessus de 40 c’est beaucoup). Calcul dans le Fosset, p.262 . On trouve U $\approx$ $k_BT$ $\approx$ 10-21 J.\\
% On dit qu'il est dispersant si $\epsilon_r>40$. 
% Exemple 
% \begin{itemize}
%     \item eau $\epsilon_r=78,5$ polaire, dispersant
%     \item éther $\epsilon_r = 5.7$ polaire, peu dispersant
% \end{itemize}

% \textbf{Caratère protogène} Un solvant protique est un solvant potentiellement donneur de proton $H^+$. Il peut aider à stabiliser le soluté lorsqu’une liaison H est possible entre les deux.
% Exemple : L’eau est un solvant protique.


% \subsection{Miscibilité}
% \bluebox{Expérience miscibilité}{
% \begin{itemize}
%     \item Mélange eau/huile
%     \item Mélange eau éthanol
% \end{itemize}}

% \yellowbox{Miscibilité}{On parle de miscibilité quand deux (ou plusieurs) composés étudiés sont liquides et dans des proportions proches. Deux composés sont miscibles entre eux si leur mélange forme un milieu homogène. Dans le cas contraire, i.e. milieu hétérogène, les deux composés ne sont pas miscibles : on distingue deux phases séparées par une interface.}

% Plus les interactions entre les entités sont similaires, plus leur miscibilité est grande. Plus explicitement, deux composées qui possèdent les mêmes propriétés microscopiques seront miscibles. 
% Retour sur notre exemple introductif : 
% \begin{equation}
%     \begin{array}{ccc}
%          Eau & Polaire&Protique  \\
%          Ethanol &Polaire&Protique\\
%          Cyclohexane&Apolaire&Aprotique\\
%     \end{array}
% \end{equation}


% \subsection{Propriétés des solvants moléculaires}

% \textbf{Effet ionisant} Lorsque la molécule de solvant possède un moment dipolaire permanent, les ions sont stabilisés lorsqu’ils se séparent. Pour quantifier cet effet ionisant, on exprime souvent les moments
% dipolaires en Debye : 1 D = 3.33 $\times$ 10-33 $C\cdot m$.
% OG : L’eau a un moment dipolaire de 1.8 D.\\



% \textbf{Caratère protogène} Un solvant protique est un solvant potentiellement donneur de proton $H^+$. Il peut aider à
% stabiliser le soluté lorsqu’une liaison H est possible entre les deux.
% Exemple : L’eau est un solvant protique.



% \section{Enjeu des propriétés des solvants en synthèse}

% On s'intéresse ici à la réaction de cannizzaro qui permet de former à partir du benzaldéhyde l'alcool benzylique et l'acide benzoïque, selon la réaction qui suit : 
% \begin{figure}
%     \centering
%     \includegraphics[width = 0.5\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/cannizzaro.pdf}
%     \caption{Réaction de Cannizzaro}
%     \label{fig:cannizzaro}
% \end{figure}



% Cette réaction se fait en milieu aqueux comme la majorité des synthèses organiques. Le but est de pouvoir séparer les deux composés synthétisés et d'en garantir leur pureté avec le meilleur rendement possible.

% L'acide benzoïque est un conservateur et additif utilisé dans l'industrie alimentaire.
% L’alcool benzylique est utilisé comme solvant, des encres, des peintures, des laques. C'est aussi un précurseur de plusieurs esters, employé en photographie (comme révélateur), dans la fabrication des savons, des parfums.

% \begin{figure}
%     \centering
%     \includegraphics[width = 0.6\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/270184780_1298069847327008_2031517936738594558_n.jpg}
%     \caption{Protocole}
%     \label{fig:proto}
% \end{figure}
% \begin{figure}
%     \centering
%     \includegraphics[width = 0.6\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/269800195_791350321804030_1594997597794411205_n.jpg}
%     \caption{Protocole suite}
%     \label{fig:prorto2}
% \end{figure}

% On a fait réagir le benzaldéhyde 


\section*{Introduction}

%On définit un \textbf{solvant} comme un composé chimique capable de dissoudre, de diluer un autre composé sans le transformer et sans se transformer lui-même. Un \textbf{soluté} sera alors un composé chimique en quantité minoritaire devant le solvant que l'on souhaite dissoudre dans ce dernier. 
L'objectif de cette leçon est de donner aux élèves la démarche à adopter pour tirer des propriétés microscopiques les propriétés macroscopiques qui en découlent. Ainsi notamment, les élèves sauront choisir le protocole adapter pour une extraction.


Les édifices atomiques et moléculaires sont constitués de particules chargées de signes opposées (proton, électrons). Leur étude dynamique dans ces structures deviennent rapidement complexe mais dans cette leçon nous allons introduire une méthode simplificatrice qui nous permettra quand bien même de conclure sur les propriétés macroscopiques des espèces chimiques étudiées. 
Pour rappel, les édifices moléculaires peuvent être soit neutres soit chargées (ions), dans ce dernier cas, on a des interactions électrostatiques entre les charges. On a pu voir précédemment que dés que le barycentre des charges positives et des charges négatives des édifices neutres ne sont pas confondus, on attribue à l'édifice moléculaire une grandeur vectorielle appelé \textbf{moment dipolaire} (cf .\textsc{Figure} \ref{fig:polaire}), notée $\overrightarrow{p}$ (ex:$H_2O$). Dans le cas de molécules ne possédant pas de moment dipolaire permanent, l'existence d'un champs électrique $\overrightarrow{E}$ (dê aux molécules voisines par exemple) fait apparaître une dissymétrie de charges et donc un moment dipolaire \textbf{induit}) qui est une représentation grossière de la répartition de charge de l'édifice mais suffisante pour permettre de conclure quant aux comportements de l'édifice.

\begin{figure}
    \centering
    \includegraphics[width = 0.5\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/polaire-apolaire.pdf}
    \caption{Exemple molécules polaire et apolaire}
    \label{fig:polaire}
\end{figure}

\section{Forces intermoléculaires}
\livre{Chimie, Tout-en-un, j'intégre, MPSI-PTSI, \textit{p.247}}

\subsection{Concernant les particules chargées}

La potentiel d'interaction entre deux particules chargées dans le vide s'écrit (d'après le cours de physique sur les interactions électrostatiques):
\begin{equation}
    E_p = \frac{z_1z_2e^2}{4\pi \epsilon_0 r}
\end{equation}
La force associée est 
\begin{equation}
    \overrightarrow{F} = - \grad{E_p} = \frac{z_1z_2e^2}{4\pi \epsilon_0 r^3} \overrightarrow{r_{12}}
\end{equation}
On note que si l'on considère cette interaction dans un solvant et non ans le vide l'équation précédente devient : 
\begin{equation}
    \overrightarrow{F} = \frac{z_1z_2e^2}{4\pi \epsilon_0 \epsilon_r r^3} \overrightarrow{r_{12}}
\end{equation}
\noindent où l'on rappelle que $\epsilon_r$ est la permittivité du milieu.\\
\textbf{\underline{Remarque}} : 
\begin{itemize}
    \item deux particules chargés de signes opposés s'attirent et celles de même signe se repoussent
    \item plus $\epsilon_r$ est grand plus l'interaction entre les deux particules chargées devient faible.
\end{itemize}
Dans le cas des interaction entre un ion (particules chargée) et un molécules polaires, on peut s'intéresse qualitativement à la dépendance du potentiel entre les deux entités qui s'écrit : 
\begin{equation}
    E_p (r) \propto - \frac{1}{\epsilon_0^2r^4}
\end{equation}
\noindent remarque : on peut remplacer $\epsilon_0$ par $\epsilon_0 \epsilon_r$.\\
\textbf{\underline{Conclusion}}: l'interaction entre ions et molécules polaires est attractive. Cela signifie qu'un ion dans un solvant dit polaire sera davantage stable si il est entouré de molécules de solvant car dans ce cas r est faible dons $E_p$ aussi. On parle alors de solvatation des ions. 
Pour mieux illustrer notre propos, on prend l'exemple de la solvatation des ions $Na^+$ et $Cl^-$ dans l'eau.
\begin{figure}[h]
    \centering
    \includegraphics[width = 0.5\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/hydratation.pdf}
    \caption{Solvatation du sel dans l'eau}
    \label{fig:solvatation}
\end{figure}
L'édifice formé par les molécules d'eau autour des ions est appelé \textbf{sphère de solvatation}.\\
\textbf{\underline{Remarque}} : on sent bien ici que si les ions sont entourés par des molécules de solvant (l'eau ici) alors les interactions entre les ions, elles, diminuent.

\subsection{Interaction de Van Der Waals}

Ces interactions rassemblent trois types d'interaction possibles pour des édifices moléculaires neutres.
\begin{itemize}
    \item \textit{Interaction de VDW de type Keesom} : interaction entre deux molécules polaires/ dipoles permanents. ,
    \item \textit{Interaction de VDW de type Debye} : interaction entre une molécule polaire et une molécule non polaire. (cf. \textsc{Figure} \ref{fig:polarisabilite}). La molécules non polaire se polarise sous l'effet du champ électrique, on parle de dipole \textbf{induit}.
    \item \textit{Interaction de VDW de type London} : interaction entre deux molécules non polaires. On a de manière analogue au cas précédent des fluctuations dans le nuages électroniques qui induisent des champs électriques qui eux-même induisent des moments dipolaires instantanés. On rappelle dans la moyenne temporelle du moment dipolaire de la molécule est cependant bien nulle.
\end{itemize}
L'énergie associée à ces interactions est \textbf{attractives} et elle s'exprime telle que  $E_p (r) \propto - \frac{1}{\epsilon_0\epsilon_r^2r^5}$, où $E_p$ est de l'ordre de \textbf{quelques $kJ\cdot mol^{-1}$ }ces interactions sont \textbf{additives}.
\begin{figure}
    \centering
    \includegraphics[width = 0.5\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/polarisabilité.pdf}
    \caption{Effet du champ électrique du solvant sur une molécule non polaire.}
    \label{fig:polarisabilite}
\end{figure}

\noindent\textbf{\underline{Remarque}}: Bien que toutes ces interactions soient attractives, il existe toujours l'impénétrabilité des nuages électroniques qu'on appelle ici la sphère de VDW et qui est un terme répulsif dans l'expression de l'énergie potentielle tel que $E_{\text{répulsion}} \propto \frac{1}{r^{12}}$, on appelle ce potentiel celui de Lennard-Jones.

\noindent\textbf{\underline{Commentaires}}
Tableau en pourcentages
\begin{tabular}{|c|c|c|c|}
\hline
     & Keesom & Debye & London  \\
     \hline
     Ne & 0 & 0 & 0\\
     HCl & 9&5&86\\
     HI&0.1&0.5&99.4\\
     $\mathrm{NH_3}$&34&9&57\\
     $\mathrm{H_2O}$&69&7&24\\
     \hline
\end{tabular}
\\
L'eau est une petite molécule polaire, faiblement polarisable, d'où l'importance de Keesom. HI est bien plus polarisable que HCl ce qui est remarque sur la contribution de London dans les deux molécules.

\subsection{Liaisons hydrogène}
\definition{La liaison hydrogène est une liaison d’origine électrostatique entre un atome d’hydrogène et un atome électronégatif porteur d’un doublet non liant. L'énergie de ces liaisons est de l'ordre de 10 à 40 $kj\cdot mol^{-1}$ }
\begin{figure}
    \centering
    \includegraphics[width = 0.3\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/liaisonH.jpg}
    \caption{Schéma de la liaison hydrogène}
    \label{fig:liaisonH}
\end{figure}
L'établissement d'une liaison hydrogène est un phénomène favorable et stabiliseur. A noter que la liaison H est dite \textbf{dirigé}, c'est-à-dire que l'angle formé par H est de $180^\circ$.
 

\section{Conséquences sur les températures de changement d'état des corps purs}




\begin{figure}
    \centering
    \includegraphics[width = 0.3\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/Evolution des température d'ébullition des corps purs.pdf}
    \caption{Evolution des température d'ébullition des corps purs. \textit{Chimie tout-en-un}}
    \label{fig:temp_eb}
\end{figure}

L'évolution globale est une augmentation de la température d'ébullition avec la taille de la molécules due à l'augmentation des interaction de Van Der Waals (principalement celles de London). On rappelle que la polarisabilité augmente de haut en bas et de gauche a droite dans le tableau périodique des éléments. On remarque que pour les molécules d'eau, d'ammoniac et du fluorure d'hydrogène leur température d'ébullition est extrêmement par rapport au comportement attendu. Ceci s'explique par l'existence d'importantes interactions attractives de type liaison hydrogène.

On se rend bien compte à quel point ici, les liaisons hydrogène sont finalement le critère à repérer pour pouvoir expliquer les températures de changement d'état. 

\begin{figure}
    \centering
    \includegraphics[width = 0.3\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/ac_mal2.pdf}
    \caption{Moment dipolaire non nul de l'acide maléique.}
    \label{fig:moment_mal}
\end{figure}
\hfill
\begin{figure}
    \centering
    \includegraphics[width = 0.3\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/ac_mal3.pdf}
    \caption{Liaison hydrogène intramoléculaire de l'acide maléique}
    \label{fig:h_mal}
\end{figure}
\hfill
\begin{figure}
    \centering
    \includegraphics[width = 0.2\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/640px-Acide_Maléique2.pdf}
    \caption{Moment dipolaire nul de l'acide fumarique.}
    \label{fig:moemen_fum}
\end{figure}

\noindent\textbf{\underline{Conclusion}}: Pour expliquer les températures de changement d'état, on repère
\begin{itemize}
    \item si la molécule peut former des liaisons hydrogènes
    \item si ces liaisons hydrogènes sont intra ou inter en fonction de la \textbf{géométrie}
\end{itemize}

\section{Conséquence sur les mélanges de corps purs}
\subsection{Rappels}
\definition{\textbf{Solubilité}: la solubilité d'une espèce E dans un solvant donnée est égale à la quantité maximale de matière qui peut être dissous dans le solvant à une température donnée. Elle s'exprime souvent en $g\cdot L^{-1}$.\\
\textbf{Miscibilité} : On parle de miscibilité quand deux (ou plusieurs) composés étudiés sont liquides et dans des proportions proches. Deux composés sont miscibles entre eux si leur mélange forme un milieu homogène. Dans le cas contraire, i.e. milieu hétérogène, les deux composés ne sont pas miscibles : on distingue deux phases séparées par une interface.}

On peux faire une expérience avec du sel dans l'eau et l'huile : il se dissout mieux dans l'eau que dans l'huile. On regarde la structure de l'eau et l'huile (acide oléique, cf \textsc{Figure} \ref{fig:ac_oleique}) pour comprendre pourquoi on dissout le sel dans l'eau que dans l'huile. Interactions de type différent : liaisons hydrogène - Keesom dans le cas de l'eau et London avec la longue chaîne carbonée.
Exemple du mélange eau/huile et eau/éthanol : 
\begin{itemize}
    \item \textbf{eau/éthanol} : une unique phase homogène, polaire - protique pour les deux espèces : elles sont logiquement miscibles
    \item \textbf{eau+huile} : mélange hétérogène avec deux phases distinctes, différence à cause de la longue chaîne carbonée qui fait des interactions type London. 
\end{itemize}
\begin{figure}
    \centering
    \includegraphics[width = 0.5\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/acide_oléique.pdf}
    \caption{Structure de la molécules majoritaire dans l'huile : acide oléique}
    \label{fig:ac_oleique}
\end{figure}



\subsection{Classification des solvants}
\but{
On souhaite qu'un solvant soit capable de : 
\begin{itemize}
    \item \textbf{Rompre} les liaisons intermoléculaires (soluté - soluté)
    \item \textbf{Former} des liaisons soluté - solvant
\end{itemize}
Pour ce faire, il faut que les interactions soluté - solvant soient plus stables ou tout du moins qu'elles soient de même nature que les interactions soluté - soluté. On peut se rapprocher de la considération suivante : \textbf{qui se ressemble s'assemble}.}
Pour cela, on regarde trois caractéristiques pour déterminer s'il est possible de rompre les liaisons intermoléculaires.

\begin{itemize}
    \item \textit{Caractère ionisant} : On le définit comme la capacité d'un solvant à rompre une liaison covalente, c'est à dire de former des ions. On peut donner l'exemple de la dissolution de HCl dans l'eau. L'eau, espèce polaire induit un champ électrique local qui permet de casser les liaison de cette espèce polaire. Attention, les paires restent proches dans le solvant. On va comprendre dans la partie qui suit comment quantifier le pouvoir séparateur de ces charges. En se rapportant à l'expression de l'énergie potentiel entre un ion et une moléculaire polaire. 
    \item \textit{Caractère dispersant} : Capacité du solvant à éloigner les charges positives et négatives en solution (interaction entre les deux faible). On comprend que pour un grand $\epsilon_r$, les espèces peuvent se permettre de s'éloigner sans trop augmenter l'énergie. On dresse alors la limite suivante : 
\begin{itemize}
    \item $\epsilon_r > 40$ : milieu dispersant, comme par exemple l'eau
    \item $\epsilon_r < 40$ : Milieu pas ou peu dispersant, comme par exemple l'éther diéthylique
\end{itemize}
    \item \textit{Caractère protogène} : On dit qu'un solvant est protique si il est constitué de molécules donneuses de protons $H^+$ (possèdant un atome d'hydrogène H polarisé positivement) (ex: eau). Dans le cas contraire, on dit que le solvant est aprotique (ex: cyclohexane). 
\end{itemize}  


\subsection{Extraction liquide-liquide}
\textit{Ce qui suit est un ensemble de propositions de manip' que je n'ai pas eu l'opportunité de tester pour le moment.}
On considère un solution $S_1$ contenant de nombreux composés dont notamment le composé A. On souhaite extraire uniquement A de la solution. Pour ce faire, on choisit un deuxième solvant qui vérifie les deux propriétés suivantes : il doit être \textbf{peu ou pas miscible} avec le premier solvant et il faut que \textbf{le composé A soit plus soluble dans le deuxième solvant }que dans le premier. Pour déterminer le solvant dit \textbf{extracteur}, on s'intéresse à la classification des solvant dont on a parler précédemment. On peut comparer plusieurs solvants (cyclohexane, diéthyléther, dichlorométhane) avec le premier solvant qui est dans les deux cas l'eau.
On se propose dans cette partie deux extractions:
\begin{itemize}
    \item extraction liquide-liquide du diiode dans la bétadine
    \item extraction liquide-liquide du lycopène (tomate) à l'aide du cyclohexane 
\end{itemize}

\paragraph{Bétadine}

On calcule le coefficient de partage du diiode entre le cyclohexane et l'eau. On titre le triiodure (forme majoritaire du diode en solution aqueuse en présence d'ion iodure) de la solution de bétadine à l'aide du thiosulfate (il faut vérifier que la couleur de la bétadine ne rende pas trop compliqué le titrage colorimètrique). Puis on réalise l'extraction, on titre à nouveau le triiodure dans la phase aqueuse. On peut en déduire le coefficient de partage.

\paragraph{Lycopène}
\begin{figure}
    \centering
    \includegraphics[width = 0.5\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/lycopène.png}
    \caption{Formule topologique du lycopène}
    \label{fig:lycopene_topo}
\end{figure}
La molécule de lycopène est :
\begin{itemize}
    \item apolaire
    \item aprotique
    \item avec de nombreuses interactions de VdW de type London : espèce hydrophobe
\end{itemize}
On cherche donc un solvant extracteur qui possède les mêmes propriétés que le lycopène : le cyclohexane.

\textbf{\underline{Protocole}}
\begin{enumerate}
    \item Diluer un peu de  ketchup ou de jus de tomates fraiches dans l’eau de manière à obtenir 20 mL de solution (solution rouge orangée)
    \item Transvaser environ 10 mL cette solution dans l’ampoule à décanter
    \item Ajouter 10 mL de cyclohexane avec les précautions nécessaires.
    \item Agiter l’ampoule
    \item Récupérer la phase aqueuse dans un bécher et la phase organique dans un autre bécher
    \item Extraire à nouveau la phase aqueuse par 10 mL de cyclohexane. Récupérer les deux phases séparément et comparer leurs couleurs
    %\item prendre un peu de phases organique dans un tube muni d’un bouchon et rajouter 10 mL d’eau. Agiter et laisser reposer. Qu’observe-t-on ? 
\end{enumerate}
On pourrait peut-être essayer de faire un dosage par étalonnage pour avoir la quantité de lycopène restant dans l'eau.
Apparemment le lycopène est également très soluble dans l'huile donc on pourrait essayer de faire l'extraction (chimie verte). 
On remonte au coefficient de partage eau/cyclohexane pour le lycopène.

Dans les deux cas, on peut:
\begin{itemize}
    \item obtenir au coefficient de partage eau/cyclohexane pour le soluté
    \item contrôler la quantité initiale de soluté la solution (contrôle avec l'étiquette).
    \item comparer entre l'extraction simple et l'extraction multiple
\end{itemize}

\paragraph{Extraction acido-basique}
\begin{figure}
    \centering
    \includegraphics[width = 0.7\textwidth]{LC/LC-26-Relations structure des entités - propriétés physiques macroscopiques/extraction acide base.png}
    \caption{Bilan de la réaction.}
    \label{fig:extraction}
\end{figure}
On a moins de contextualisation ici. On choisit un solvant extracteur qui pour une fois s'avère être de l'eau. On ajoute de la soude concentré pour déprotoner l'acide carboxylique (pKa = 4.2) En effet, on a montré précédemment que le pouvoir dispersant de l'eau est le meilleur donc il s'agit du solvant adapté. On montre que les ions sont bien plus solubles dans l'eau que dans les solvants organiques. On remonte à des rendements.


\section{Question}

\begin{itemize}
    \item Pourquoi Nacl ressemble à l'eau ? 
    \item caractère ionisant = capacité à rompre une liaison covalente polarisée, ou ionique
    \item solvaté dans l'eau qu'est-ce que ça veut dire ? 
    \item Redéfinir protogène : on a un H qui est labile ? Composé qui peut libérer un proton, c'est à dire acide de Bronsted
    \item dessin de la liaison hydrogène, quels sont les atomes impliqués et comment sont-ils positionnés ? cas de la longueur des liaisons H? Comment positionner l'odg des énergies (vdW et liaison covalente) ?
    \item Définir le coefficient de partage. Attention, ce n'est pas vraiment un 
    \item est-ce que ici on pourrait imaginer déterminer un coefficient de partage. Titrage de ce qu'il reste dans le bécher. 
    \item Est-ce qu'en prépa on pourrait mettre en place un protocole ? Iode dans l'eau et le cyclohexane. \textbf{Acide propanoïque dans mélange eau / éther par exemple. }
    \item Rem : la couleur ça pourrait renter dans le cadre de la leçon (solavochromie)
    \item Rendement d'une extraction ? En faire deux ? On fait plus d'extractions. L'intérêt est que l'on économise les quantités de solvant utilisées, et on évite d'avoir à la fin des réactions trop
    \item Pourquoi avoir choisi canizzaro ? Quel type de réaction est-ce ? Réaction de dismutation, oxydo réduction. 
    \item Canizarro c'est peut-être un peu compliqué 
    \item choix du solvant -> ??
    \item faire une mesure de coefficient de partage.
    \item pourquoi ne pas faire d'expérience de solubilité pour les solides ? Ici on fait une précipitation sélective dans une phase par rapport à l'autre. 
    \item différence entre extraction et un lavage ? 
    \item Émulsion, qu'est-ce ? Quand on a un mélange hétérogène avec des petites gouttes d'une phase dans l'eau : multitude de gouttes cote à cote.
    \item est-ce qu'il y a des produits pour faire en sorte que ça se fasse ? des émulsifiants, comme la moutarde dans la mayonaise 
    \item Valeurs de la république : vous êtes prof en terminale et vous avez un élève qui vient vous voir car il ne sait pas quoi faire : il est complètement perdu, que faire ? Insister sur ce qui lui plaît, en discuter. Le rediriger vers un conseiller d'orientation, par rendez-vous. Pas nécessairement des les lycées mais aussi dans des centres dédiés à l'orientation des élèves. Que peut-on faire d'autre si les conseillers sont difficiles à joindre ? On peut les rassurer dans un premier temps, rationaliser la situation puis rediriger vers des endroits adaptés. Il doit y avoir des sites pour s'informer en ligne : questionnaires sur les goûts de chacun pour dresser des profils. On peut aussi mentionner les journeées portes ouvertes ou les salons de l'étudiant. Que prévoir en tant que prof principal pendant l'année pour les élèves ? Bien vérifier que tout le monde est au courant des démarches parcours sup'. Est-ce que les enseignants sont rémunérés pour ça ? Ils ont des heures de décharge : ça se substitue aux heures de cours donnés. 
\end{itemize}

\section{remarques}

\begin{itemize}
    \item Problème de temps. Trop long au début : peut-être mettre solvant et solutés en prérequis. Les petites manips introductives sont peut-être de trop.
    \item Nuance entre solubilité et miscibilié. Ce sont les proportions qui changent même si c'est fondamentalement la même chose.
    \item Catégories de solvant : organique et aqueux - bien le dire clairement. Et 
    \item Manque sur la partie quantitative. Partage entre deux solvants pas bien claire ( \textbf{pas d'accord})
    \item canizzaro ça fait trop de choses. Y'a beaucoup
    \item On n'a pas parlé de la température de changement d'état. Il faut en parler. 
    \item passer du temps sur l'ampoule à décanter et le coefficient de partage
    \item Même si c'est artificiel c'est pas grave, l'important c'est que ça soit clair.
    \item solubilité : noircir une feuille de papier (cellulose) avec un crayon de papier (graphène). On découpe des petits morceaux : on agite dans un mélange eau - cyclohexane. On a une majorité d'orientations privilégié des morceaux.
    \item Les solvants c'est ce qui a le plus polluant. Solutions = réduction ou plutôt remplacer certains solvants que d'autres. 
\end{itemize}
    


\end{document}