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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 253 — #261
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EXISTENCE DE FORCES INTERMOLÉCULAIRES
% KEESOM
% DEBYE
% LONDON
Ne
0
0
100
HCl
9
5
86
HI
0,1
0,5
99,4
NH 3
34
9
57
H 2 O
69
7
24
TABLE 5.1 – Contributions relatives des interactions de VAN DER WAALS
Ces données permettent un commentaire dans le cas de la molécule d’eau que l’on
compare à la molécule d’ammoniac. L’eau est une petite molécule peu polarisable
et possédant un fort moment dipolaire permanent, ce qui explique l’importance ces
interactions de type KEESOM. Il est aussi possible de comparer le cas des molécules
HCl et HI : l’atome d’iode est plus polarisable que l’atome de chlore (plus volumineux), d’où l’importance relative plus grande des interactions de type LONDON.
Répulsion
Les interactions de VAN DER WAALS ont tendance à rapprocher les molécules. Lorsque
les molécules se rapprochent démesurément, les répulsions entre électrons et entre noyaux
commencent à l’emporter sur les interactions attractives. Dans bien des cas on peut utiliser
un modèle satisfaisant pour estimer l’évolution des interactions répulsives intenses à courte
distance. Le potentiel de type LENNARD-JONES estime le terme répulsif sous la forme :
U(r) =
A
r 12
avec A grandeur constante positive pour une couple de molécules en interaction donné.
L’énergie globale d’interaction s’écrit alors :
U(r) =
A
r 12 −
C
r 6 .
L’allure des différentes fonctions énergétiques est donnée à la figure 5.2. Il apparaît un minimum de la fonction énergie U, rencontré lorsque :
r = r eq =
2A
C
1/6
.
Cette distance r eq désigne la distance d’équilibre à laquelle les deux molécules en interaction vont se positionner. On définit les rayons (dits de VAN DER WAALS) des deux molécules
en admettant que deux molécules distantes de r eq sont au contact et que la somme des rayons
est alors égale à la valeur r eq .
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% DEBYE
% LONDON
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HCl
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HI
0,1
0,5
99,4
NH 3
34
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H 2 O
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TABLE 5.1 – Contributions relatives des interactions de VAN DER WAALS
Ces données permettent un commentaire dans le cas de la molécule d’eau que l’on
compare à la molécule d’ammoniac. L’eau est une petite molécule peu polarisable
et possédant un fort moment dipolaire permanent, ce qui explique l’importance ces
interactions de type KEESOM. Il est aussi possible de comparer le cas des molécules
HCl et HI : l’atome d’iode est plus polarisable que l’atome de chlore (plus volumineux), d’où l’importance relative plus grande des interactions de type LONDON.
Répulsion
Les interactions de VAN DER WAALS ont tendance à rapprocher les molécules. Lorsque
les molécules se rapprochent démesurément, les répulsions entre électrons et entre noyaux
commencent à l’emporter sur les interactions attractives. Dans bien des cas on peut utiliser
un modèle satisfaisant pour estimer l’évolution des interactions répulsives intenses à courte
distance. Le potentiel de type LENNARD-JONES estime le terme répulsif sous la forme :
U(r) =
A
r 12
avec A grandeur constante positive pour une couple de molécules en interaction donné.
L’énergie globale d’interaction s’écrit alors :
U(r) =
A
r 12 −
C
r 6 .
L’allure des différentes fonctions énergétiques est donnée à la figure 5.2. Il apparaît un minimum de la fonction énergie U, rencontré lorsque :
r = r eq =
2A
C
1/6
.
Cette distance r eq désigne la distance d’équilibre à laquelle les deux molécules en interaction vont se positionner. On définit les rayons (dits de VAN DER WAALS) des deux molécules
en admettant que deux molécules distantes de r eq sont au contact et que la somme des rayons
est alors égale à la valeur r eq .
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