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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 248 — #256
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CHAPITRE 5 – FORCES INTERMOLÉCULAIRES
pas de moment dipolaire permanent (c’est par exemple le cas des molécules possédant un
centre de symétrie), l’existence d’un champ électrique
−
→
E (dû par exemple à l’existence de
molécules voisines) fait apparaître une dissymétrie de charge et donc un moment dipolaire.
Notons que ce phénomène existe aussi pour une molécule qui possède déjà un moment dipolaire permanent auquel il se superpose.
On parle alors de moment dipolaire induit, ce point sera développé plus loin. Il nous reste
à savoir où se trouvent les deux édifices qui nous préoccupent : dans le vide ou dans un
solvant. Dans un solvant la situation est très complexe car il faudrait prendre en compte
toutes les contributions dues aux charges des molécules de solvant qui s’intercalent entre les
deux édifices en interaction. Ceci étant évidemment trop compliqué, nous verrons que l’on
peut prendre en compte le rôle des molécules de solvant par une grandeur sans dimension
propre au solvant, notée ε r et appelée permittivité relative ou constante diélectrique.
1.2 Interactions engageant un ion
Nous nous limitons dans ce paragraphe à l’interaction exercée entre un édifice chargé (ion)
et un autre ion ou une molécule possédant un moment dipolaire permanent (voir chapitre
3, Modèle de LEWIS des molécules et des ions). En adoptant la modélisation proposée au
paragraphe précédent, l’énergie d’interaction dans le vide entre deux ions de charge z 1 e et
z 2 e (z 1 et z 2 de signe quelconque) situés à une distance r s’écrit :
U(r) =
z 1 z 2 e 2
4πε 0 r
avec e =1,602.10 −19 C et ε 0 =8,854.10 −12 C 2 ·J −1 ·m −1 . La constante ε 0 est appelée permittivité du vide. Dans un milieu homogène autre que le vide (par exemple un solvant) et
dans le cadre de la modélisation proposée, cette énergie prend la forme :
U(r) =
z 1 z 2 e 2
4πε 0 ε r r
dans laquelle ε r désigne la permittivité relative du milieu (ou constante diélectrique). Il
s’agit d’une grandeur sans dimension, constante pour un milieu homogène donné et qui modélise l’effet du milieu sur l’interaction étudiée.
Dans le cas de deux ions de même signe (z 1 z 2 > 0), l’énergie d’interaction U(r)
est positive, tandis que dans le cas de deux ions de signe opposé (z 1 z 2 < 0), l’énergie d’interaction U(r) est négative. Cette valeur négative précise que le système
en interaction à la distance r est plus stable que deux ions largement séparés. La
stabilisation est d’autant plus efficace que la distance r diminue : l’interaction est
attractive.
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pas de moment dipolaire permanent (c’est par exemple le cas des molécules possédant un
centre de symétrie), l’existence d’un champ électrique
−
→
E (dû par exemple à l’existence de
molécules voisines) fait apparaître une dissymétrie de charge et donc un moment dipolaire.
Notons que ce phénomène existe aussi pour une molécule qui possède déjà un moment dipolaire permanent auquel il se superpose.
On parle alors de moment dipolaire induit, ce point sera développé plus loin. Il nous reste
à savoir où se trouvent les deux édifices qui nous préoccupent : dans le vide ou dans un
solvant. Dans un solvant la situation est très complexe car il faudrait prendre en compte
toutes les contributions dues aux charges des molécules de solvant qui s’intercalent entre les
deux édifices en interaction. Ceci étant évidemment trop compliqué, nous verrons que l’on
peut prendre en compte le rôle des molécules de solvant par une grandeur sans dimension
propre au solvant, notée ε r et appelée permittivité relative ou constante diélectrique.
1.2 Interactions engageant un ion
Nous nous limitons dans ce paragraphe à l’interaction exercée entre un édifice chargé (ion)
et un autre ion ou une molécule possédant un moment dipolaire permanent (voir chapitre
3, Modèle de LEWIS des molécules et des ions). En adoptant la modélisation proposée au
paragraphe précédent, l’énergie d’interaction dans le vide entre deux ions de charge z 1 e et
z 2 e (z 1 et z 2 de signe quelconque) situés à une distance r s’écrit :
U(r) =
z 1 z 2 e 2
4πε 0 r
avec e =1,602.10 −19 C et ε 0 =8,854.10 −12 C 2 ·J −1 ·m −1 . La constante ε 0 est appelée permittivité du vide. Dans un milieu homogène autre que le vide (par exemple un solvant) et
dans le cadre de la modélisation proposée, cette énergie prend la forme :
U(r) =
z 1 z 2 e 2
4πε 0 ε r r
dans laquelle ε r désigne la permittivité relative du milieu (ou constante diélectrique). Il
s’agit d’une grandeur sans dimension, constante pour un milieu homogène donné et qui modélise l’effet du milieu sur l’interaction étudiée.
Dans le cas de deux ions de même signe (z 1 z 2 > 0), l’énergie d’interaction U(r)
est positive, tandis que dans le cas de deux ions de signe opposé (z 1 z 2 < 0), l’énergie d’interaction U(r) est négative. Cette valeur négative précise que le système
en interaction à la distance r est plus stable que deux ions largement séparés. La
stabilisation est d’autant plus efficace que la distance r diminue : l’interaction est
attractive.
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