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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 251 — #259
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EXISTENCE DE FORCES INTERMOLÉCULAIRES
avec α > 0.
La constante α pour une molécule donnée est appelée polarisabilité de la molécule.
Définition
Plus la polarisabilité α est grande, plus la perturbation causée par le champ électrique est
grande. Généralement on note que les molécules possédant de volumineux atomes sont fortement polarisables. En effet, les électrons fortement éloignés des noyaux sont peu retenus
à cause d’une moindre attraction nucléaire. On observe ainsi chez les dihalogènes une polarisabilité croissante lorsqu’on examine successivement Cl 2 , Br 2 et I 2 . La polarisabilité est homogène à un moment dipolaire divisé par un champ électrique. Elle s’exprime en C·V −1 ·m 2 .
Cette unité se révélant peu commode, on convertit souvent la polarisabilité α en volume de
polarisabilité α défini par :
α
=
α
4πε 0
.
Le volume de polarisabilité a la dimension d’un volume et est du même ordre de grandeur
que le volume de la molécule. À titre d’exemple, α =0,819.10 −30 m 3 pour le dihydrogène
et α = 10,5.10 −30 m 3 pour le tétrachlorométhane CCl 4 .
Interaction de DEBYE
Il existe une interaction attractive entre un édifice porteur d’un moment dipolaire permanent et un édifice porteur d’un moment dipolaire induit. L’interaction attractive est appelée
interaction de VAN DER WAALS de type DEBYE. L’expression de l’énergie d’interaction
dans le vide s’écrit :
U(r) = −
α µ 2
(4πε 0 )
2 r 6
avec µ la valeur du moment dipolaire inducteur (moment dipolaire permanent), α la polarisabilité de l’édifice porteur du moment dipolaire induit et r la distance entre les centres
d’intertie des deux édifices. Le signe négatif de cette énergie d’interaction montre bien le caractère attracteur de l’interaction. Dans le cas d’une molécule polaire pour laquelle µ =1 D
(comme HCl) à proximité d’une molécule de volume de polarisabilité α = 10 −29 m 3 , pour
une séparation de 0,3 nm, nous calculons U = −0,8 kJ·mol −1 .
Cet ordre de grandeur de l’interaction (quelques kJ·mol −1 ) est à retenir. L’interaction est d’autant plus forte que le moment dipolaire permanent et la polarisabilité de
la molécule apolaire sont élevés. Cette énergie est une nouvelle fois très inférieure
aux énergies mises en jeu dans l’établissement ou la rupture de liaisons chimiques.
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avec α > 0.
La constante α pour une molécule donnée est appelée polarisabilité de la molécule.
Définition
Plus la polarisabilité α est grande, plus la perturbation causée par le champ électrique est
grande. Généralement on note que les molécules possédant de volumineux atomes sont fortement polarisables. En effet, les électrons fortement éloignés des noyaux sont peu retenus
à cause d’une moindre attraction nucléaire. On observe ainsi chez les dihalogènes une polarisabilité croissante lorsqu’on examine successivement Cl 2 , Br 2 et I 2 . La polarisabilité est homogène à un moment dipolaire divisé par un champ électrique. Elle s’exprime en C·V −1 ·m 2 .
Cette unité se révélant peu commode, on convertit souvent la polarisabilité α en volume de
polarisabilité α défini par :
α
=
α
4πε 0
.
Le volume de polarisabilité a la dimension d’un volume et est du même ordre de grandeur
que le volume de la molécule. À titre d’exemple, α =0,819.10 −30 m 3 pour le dihydrogène
et α = 10,5.10 −30 m 3 pour le tétrachlorométhane CCl 4 .
Interaction de DEBYE
Il existe une interaction attractive entre un édifice porteur d’un moment dipolaire permanent et un édifice porteur d’un moment dipolaire induit. L’interaction attractive est appelée
interaction de VAN DER WAALS de type DEBYE. L’expression de l’énergie d’interaction
dans le vide s’écrit :
U(r) = −
α µ 2
(4πε 0 )
2 r 6
avec µ la valeur du moment dipolaire inducteur (moment dipolaire permanent), α la polarisabilité de l’édifice porteur du moment dipolaire induit et r la distance entre les centres
d’intertie des deux édifices. Le signe négatif de cette énergie d’interaction montre bien le caractère attracteur de l’interaction. Dans le cas d’une molécule polaire pour laquelle µ =1 D
(comme HCl) à proximité d’une molécule de volume de polarisabilité α = 10 −29 m 3 , pour
une séparation de 0,3 nm, nous calculons U = −0,8 kJ·mol −1 .
Cet ordre de grandeur de l’interaction (quelques kJ·mol −1 ) est à retenir. L’interaction est d’autant plus forte que le moment dipolaire permanent et la polarisabilité de
la molécule apolaire sont élevés. Cette énergie est une nouvelle fois très inférieure
aux énergies mises en jeu dans l’établissement ou la rupture de liaisons chimiques.
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