Liaisons faibles On peut étendre la notion de liaison, non plus entre atomes
(
les gaz rares).
On constate effectivement qu'il existe des forces entre molécules
car si tel n’était
pas le cas, la matière
n’existerait qu’à l’état gazeux.
Voici quelques données qui ne peuvent se justifier qu’à l’aide d’
interactions entre les molécules : ♦ L’existence d’hélium liquide ne peut pas s’expliquer avec le modèle de la liaison covalente car l’hélium possède une♦ L’énergie très faible qu’il faut fournir à une mole de dihydrogène solide pour la transformer en dihydrogène gazeux est
Les liaisons de van der Waals sont des interactions de faible intensité entre atomes,
molécules,
ou entre une
molécule
et un cristal.
Elle sont dues aux interactions entre les moments dipolaires
électriques des atomes ou des molécules mis en jeu.
Elles se déclinent en trois catégories :
les interactions de
Keesom, de Debye et de London.
On a vu qu’il existe deux types différents de dipôles (permanent et
induit), il y a donc trois types d’interactions
possibles :
Interaction de Keesom : dipôle permanent-dipôle permanent
Cette interaction existe entre deux molécules polaires, par exemple H-Clgaz. Elle est d’autant plus
grande
que les
La différence entre l’état gazeux et l’état liquide s'explique par ce type
d'interactions intermoléculaires.
Interaction de Debye : dipôle permanent-dipôle induit
Par exemple, on peut ne expliquer la dissolution des molécules de diiode peu
solubles dans l’eau par
les interactions de
Une molécule polaire crée donc un champ
Interaction de London : dipôles induit-dipôle induit
Les effets précédents n'expliquent ni les écarts des gaz nobles aux lois des gaz
parfaits, ni la stabilité
des édifices de
London a proposé : EL = - kL / r
Intensité relative de ces forces Ces trois types de forces de van der Waals peuvent intervenir de manière
simultanée. Le tableau
suivant regroupe
La somme des trois effets s'écrit : E = - (kK+ kD+ kL) / r
- l’interaction dipôle permanent-dipôle permanent (Keesom),
- l’interaction dipôle permanent-dipôle induit (Debye),
- l’interaction dipôle induit-dipôle induit (London).
Chacune de ces interactions décroît très rapidement avec la distance entre les deux dipôles suivant
des lois en 1 / d6 où
d est la distance entre les deux dipôles. Ainsi cela n’a de sens d’étudier ces
interactions
que lorsque les molécules sont
au voisinage l’une de l’autre.
Au-delà de quelques longueurs moléculaires, elles sont négligeables devant les
autres forces.
Par exemple, l’interaction
entre deux particules est divisée par 26
=
64 si la distance entre les
particules et multipliée par 2 !
moments
dipolaires sont grands et que les molécules sont proches.
Chaque molécule est un dipôle et crée un champ électrique dans son voisinage qui
lui même est
soumis à l'interaction de
tous les autre dipôles des autres molécules H-Cl.
Ces dipôles s'orientent les uns par rapport aux autres et mettent en jeu une
énergie d'interaction (de
Keesom) que l'on
écrit : EK = - kK / r6
où kK est
une constante qui dépend de T et de μ
Keesom puisque le diiode est apolaire.
Néanmoins, lorsqu’une molécule est solvatée, elle est entourée de molécules d’eau
qui polarisent la
molécule de diiode.
Les interactions de Debye sont liées à la formation de liaisons intermoléculaires
dipôle
permanent (de l’eau) - dipôle
induit
(du diiode).
électrique à son voisinage qui peut polariser
une molécule apolaire voisine. L’énergie
potentielle du système constitué des deux
molécules est une fonction du
moment
dipolaire de la première et de la
polarisabilité
de la seconde. L'équation est du même type
que précédemment : ED = - kD / r
où kD est
une constante qui dépend de α et de μ
molécules apolaire de type H
En raison du mouvement incessant des électrons dans une molécule, celle-ci
présente à chaque instant
un moment
dipolaire instantané non nul, bien que sa moyenne dans le temps soit
nulle. Chaque dipôle
instantané est en interaction
avec les dipôles instantanés des molécules
voisines et polarise
instantanément les molécules voisines.
quelques exemples qui mettent en évidence que les forces de
London
sont la plupart
du temps prépondérantes, même
pour les molécules polaires (à
l'exception de l'eau).
On note que l’énergie de liaison est très faible pour les molécules non polaires
mais elle peut devenir
importante pour les
molécules très polaires (relativement aux énergies de
liaison, quelques centaines de kJ.mol-1).
L'ordre de grandeur est généralement de 1 à 10 kJ.mol-1
pour
l'énergie et 300 à 500 pm pour la
distance.
Atomistique et liaison chimique
La liaison chimique
Exercices
Pr Robert Valls
robert.valls@univ-amu.fr