Interactions de soluté-solvant:
* kCl dans l'eau (h₂o): interaction ion-dipole. Le KCL est un composé ionique, se dissolvant en ions K⁺ et Cl⁻. L'eau est une molécule polaire avec une charge positive partielle sur les atomes d'hydrogène et une charge négative partielle sur l'atome d'oxygène. Les ions positifs (K⁺) sont attirés par l'extrémité négative des molécules d'eau, et les ions négatifs (Cl⁻) sont attirés par l'extrémité positive des molécules d'eau.
* ch₂cl₂ (dichlorométhane) dans le benzène (c₆h₆): Forces de dispersion de Londres. Le dichlorométhane et le benzène sont des molécules non polaires. La seule interaction entre eux est la faiblesse des forces de dispersion de Londres, qui résultent de fluctuations temporaires de la distribution d'électrons.
* ch₃oh (méthanol) dans l'eau (h₂o): liaison hydrogène. Le méthanol est une molécule polaire avec un atome d'hydrogène lié à l'oxygène. L'eau a également une liaison hydrogène. La liaison hydrogène entre le méthanol et l'eau est plus forte que les forces de dispersion de Londres, mais plus faibles que les interactions ion-dipole.
* c₆h₆ (benzène) dans c₆h₆ (benzène): Forces de dispersion de Londres. Le benzène est une molécule non polaire. La seule interaction entre les molécules de benzène est la faiblesse des forces de dispersion de Londres.
* h₂o (eau) dans H₂o (eau): liaison hydrogène. Les molécules d'eau forment de fortes liaisons hydrogène entre elles.
Classement du plus faible au plus fort:
1. C₆h₆ dans C₆h₆ (Forces de dispersion de Londres): Le plus faible.
2. ch₂cl₂ dans C₆h₆ (London Dispersion Forces): Légèrement plus fort que le benzène-benzène en raison de la plus grande taille.
3. ch₃oh dans h₂o (liaison hydrogène): Plus fort en raison de la liaison hydrogène.
4. KCl dans H₂O (interaction ion-dipole): Les plus forts en raison de fortes attractions électrostatiques.
Remarque importante: La force des forces intermoléculaires est également influencée par la taille et la forme des molécules. Par exemple, les plus grandes molécules ont tendance à avoir des forces de dispersion de Londres plus fortes.
