1.10 Attractions intermoléculaires
Jusqu’à présent, les structures chimiques ont été étudiées séparément, sans tenir compte
de leur environnement. Toutefois, il faut toujours considérer que pour un échantillon
donné, les molécules sont très nombreuses et interagissent continuellement entre elles
grâce aux attractions intermoléculaires, c’est-à-dire des attractions entre les molécules.
Moins fortes que les liaisons intramoléculaires (liaisons au sein d’une même molécule), elles permettent cependant la cohésion des molécules conférant l’état physique
de la matière et elles expliquent certaines propriétés physiques telles que la viscosité, le
point de fusion, le point d’ébullition, la tension de surface, la solubilité, etc.
Il existe deux principales catégories d’attractions intermoléculaires : les forces de
Van der Waals et les ponts hydrogène.
1.10.1 Forces de Van der Waals
Des charges partielles positives (δ
+ ) et négatives (δ
−
) peuvent être présentes au sein des
molécules (dipôles instantanés, induits ou permanents). Sachant que deux charges de
signes opposés s’attirent, il se crée des forces électrostatiques entre les charges partielles
opposées présentes dans les molécules. Ces forces d’attraction, nommées « forces de Van
der Waals » (qui tiennent leur nom du physicien hollandais Johannes Diderik Van der
Waals, 1837-1923), se subdivisent en trois catégories : forces de dispersion de London,
interactions de Debye et interactions de Keesom.
1.10.1.1 Forces de dispersion de London
Les forces de dispersion de London (qui tiennent leur nom du physicien allemand
Fritz London, 1900-1954) sont générées lorsqu’il y a, dans un premier temps, création
d’un dipôle instantané, due au mouvement aléatoire des électrons, générant une
déformation soudaine du nuage électronique à l’intérieur d’une molécule. Il s’ensuit
une induction dans une seconde molécule située à proximité, formant un dipôle induit.
Une interaction stabilisante se crée alors entre les deux structures désormais polarisées
(voir la ?gure 1.26 a). C’est ce qui est appelé « forces de dispersion de London ».
Les forces de dispersion de London existent entre toutes les molécules, qu’elles
soient non polaires ou polaires. Dans les molécules polaires, en raison de leurs
dipôles permanents, les forces de dispersion de London sont plus faibles que les
autres types d’attractions intermoléculaires, notamment les interactions de Keesom et
les ponts hydrogène (voir les sections 1.10.1.3 et 1.10.2). Toutefois, il ne faut pas sousestimer l’effet des forces de dispersion de London, car elles peuvent être nombreuses,
notamment dans le cas de longues chaînes de carbones.
L’importance des forces de dispersion de London entre les molécules dépend en
fait de leur polarisabilité, qui consiste en une facilité de déformation du nuage électronique des molécules. Plus une molécule a une masse moléculaire élevée, plus elle
est polarisable, c’est-à-dire que les nuages électroniques sont plus facilement déformables. Les forces de dispersion de London sont alors plus fortes. De plus, la structure
moléculaire, plus particulièrement la surface de contact, joue un rôle important dans
le nombre de forces de dispersion de London pouvant se produire entre des molécules
(voir la section 6.3, p. 255).
1.10.1.2 Interactions de Debye
Les interactions de Debye (qui tiennent leur nom du chimiste hollandais Peter Debye,
1884-1966) sont très similaires aux forces de dispersion de London. Par contre, l’induction n’est pas créée par un dipôle instantané, mais plutôt par le dipôle permanent d’une
molécule polaire (voir la ?gure 1.26 b).
VAN DER WAALS
(1837-1923)
JOHANNES
Physicien néerlandais né le 23 no‑
vembre 1837 à Leyde (Pays‑Bas),
Van der Waals ?t ses études à l’Uni‑
versité de Leyde et enseigna de
1862 à 1865 dans une petite école
secondaire de sa ville. En 1873,
il obtint son doctorat après avoir
soumis une thèse qui ne passa
pas inaperçue. En effet, cette der‑
nière permit d’améliorer l’équation
des gaz parfaits en tenant compte
des attractions intermoléculaires.
En 1875, il fut élu à l’Académie
royale des sciences et des lettres
des Pays‑Bas et se vit offrir un
poste à l’Université d’Amsterdam.
Il y travailla jusqu’à sa retraite en
1907. Van der Waals reçut le prix
Nobel de physique en 1910 pour
ses travaux sur l’équation d’état
des gaz et des liquides. Il décéda
quelques années plus tard, le
8 mars 1923.
30
Chapitre 1 Notions fondamentales
Jusqu’à présent, les structures chimiques ont été étudiées séparément, sans tenir compte
de leur environnement. Toutefois, il faut toujours considérer que pour un échantillon
donné, les molécules sont très nombreuses et interagissent continuellement entre elles
grâce aux attractions intermoléculaires, c’est-à-dire des attractions entre les molécules.
Moins fortes que les liaisons intramoléculaires (liaisons au sein d’une même molécule), elles permettent cependant la cohésion des molécules conférant l’état physique
de la matière et elles expliquent certaines propriétés physiques telles que la viscosité, le
point de fusion, le point d’ébullition, la tension de surface, la solubilité, etc.
Il existe deux principales catégories d’attractions intermoléculaires : les forces de
Van der Waals et les ponts hydrogène.
1.10.1 Forces de Van der Waals
Des charges partielles positives (δ
+ ) et négatives (δ
−
) peuvent être présentes au sein des
molécules (dipôles instantanés, induits ou permanents). Sachant que deux charges de
signes opposés s’attirent, il se crée des forces électrostatiques entre les charges partielles
opposées présentes dans les molécules. Ces forces d’attraction, nommées « forces de Van
der Waals » (qui tiennent leur nom du physicien hollandais Johannes Diderik Van der
Waals, 1837-1923), se subdivisent en trois catégories : forces de dispersion de London,
interactions de Debye et interactions de Keesom.
1.10.1.1 Forces de dispersion de London
Les forces de dispersion de London (qui tiennent leur nom du physicien allemand
Fritz London, 1900-1954) sont générées lorsqu’il y a, dans un premier temps, création
d’un dipôle instantané, due au mouvement aléatoire des électrons, générant une
déformation soudaine du nuage électronique à l’intérieur d’une molécule. Il s’ensuit
une induction dans une seconde molécule située à proximité, formant un dipôle induit.
Une interaction stabilisante se crée alors entre les deux structures désormais polarisées
(voir la ?gure 1.26 a). C’est ce qui est appelé « forces de dispersion de London ».
Les forces de dispersion de London existent entre toutes les molécules, qu’elles
soient non polaires ou polaires. Dans les molécules polaires, en raison de leurs
dipôles permanents, les forces de dispersion de London sont plus faibles que les
autres types d’attractions intermoléculaires, notamment les interactions de Keesom et
les ponts hydrogène (voir les sections 1.10.1.3 et 1.10.2). Toutefois, il ne faut pas sousestimer l’effet des forces de dispersion de London, car elles peuvent être nombreuses,
notamment dans le cas de longues chaînes de carbones.
L’importance des forces de dispersion de London entre les molécules dépend en
fait de leur polarisabilité, qui consiste en une facilité de déformation du nuage électronique des molécules. Plus une molécule a une masse moléculaire élevée, plus elle
est polarisable, c’est-à-dire que les nuages électroniques sont plus facilement déformables. Les forces de dispersion de London sont alors plus fortes. De plus, la structure
moléculaire, plus particulièrement la surface de contact, joue un rôle important dans
le nombre de forces de dispersion de London pouvant se produire entre des molécules
(voir la section 6.3, p. 255).
1.10.1.2 Interactions de Debye
Les interactions de Debye (qui tiennent leur nom du chimiste hollandais Peter Debye,
1884-1966) sont très similaires aux forces de dispersion de London. Par contre, l’induction n’est pas créée par un dipôle instantané, mais plutôt par le dipôle permanent d’une
molécule polaire (voir la ?gure 1.26 b).
VAN DER WAALS
(1837-1923)
JOHANNES
Physicien néerlandais né le 23 no‑
vembre 1837 à Leyde (Pays‑Bas),
Van der Waals ?t ses études à l’Uni‑
versité de Leyde et enseigna de
1862 à 1865 dans une petite école
secondaire de sa ville. En 1873,
il obtint son doctorat après avoir
soumis une thèse qui ne passa
pas inaperçue. En effet, cette der‑
nière permit d’améliorer l’équation
des gaz parfaits en tenant compte
des attractions intermoléculaires.
En 1875, il fut élu à l’Académie
royale des sciences et des lettres
des Pays‑Bas et se vit offrir un
poste à l’Université d’Amsterdam.
Il y travailla jusqu’à sa retraite en
1907. Van der Waals reçut le prix
Nobel de physique en 1910 pour
ses travaux sur l’équation d’état
des gaz et des liquides. Il décéda
quelques années plus tard, le
8 mars 1923.
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Chapitre 1 Notions fondamentales