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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 255 — #263
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EXISTENCE DE FORCES INTERMOLÉCULAIRES
ces atomes. L’atome H reste lié de façon covalente à A, l’angle
AHB reste voisin de 180 ◦ (la
liaison est dite dirigée). L’énergie des liaisons hydrogène est de l’ordre de 10 à 40 kJ·mol −1 .
Une liaison hydrogène ne peut pas être décrite correctement par un modèle électrostatique
pur, elle est en partie descriptible par les mêmes outils et les mêmes concepts que ceux utilisés pour décrire la liaison covalente.
L’ordre de grandeur de l’énergie d’interaction est à retenir. Les liaisons hydrogène
sont plus intenses que les interactions de VAN DER WAALS (1 à 5 kJ·mol −1 ), mais
nettement moins intenses que les liaisons covalentes (entre 200 et 800 kJ·mol −1 ).
Traditionnellement la liaison hydrogène est limitée aux cas où A, B sont des atomes d’azote
N, d’oxygène O ou de fluor F. Si l’atome B est anionique (ions chlorure Cl
– par exemple), la
liaison hydrogène peut se développer dans le cas d’autres atomes que N, O ou F. Notons que
l’établissement d’une liaison hydrogène est un phénomène favorable et stabilisateur.
1.9 Effets des différentes interactions intermoléculaires
L’existence d’interactions de VAN DER WAALS ou de liaisons hydrogène expliquent de nombreux phénomènes physiques, dont nous donnons ici quelques exemples. Leur intervention
dans le cadre de la solvatation ou de la miscibilité ou non miscibilité entre deux solvants sera
étudiée plus loin.
Température de fusion ou d’ébullition des corps purs
Nous donnons dans le tableau 5.2 les températures de fusion et d’ébullition des gaz rares :
Gaz rare
He
Ne
Ar
Kr
Xe
T fus / K
3
24
84
117
161
T vap / K
4
27
87
120
165
TABLE 5.2 – Températures de fusion et d’ébullition des gaz rares
Il est possible d’interpréter simplement l’évolution de ces températures de fusion en constatant que le volume des atomes augmente dans la série Ne-Ar-Kr-Xe. L’augmentation de volume se traduit par une augmentation de polarisabilité α et par l’augmentation des interactions attractives de VAN DER WAALS (type LONDON). Les atomes sont de plus en plus liés
les uns aux autres dans les phases condensées lorsqu’on étudie la série Ne-Ar-Kr-Xe.
Il est ainsi nécessaire d’apporter de plus en plus d’énergie (augmentation de la température)
si on souhaite réaliser un changement d’état. Nous pouvons étudier les températures d’ébullition de plusieurs composés (voir tableau 5.3). L’évolution globale de ces grandeurs physiques
est représentée figure 5.4 page 256.
L’évolution globale (sauf cas de l’eau, de l’ammoniac et du fluorure d’hydrogène) est une
augmentation de la température d’ébullition avec la taille des molécules. Ce résultat est une
nouvelle fois à corréler à l’augmentation de polarisabilité α et par l’augmentation des
interactions attractives de VAN DER WAALS (notamment de type LONDON). Les molécules
étant de plus en plus liées les unes aux autres, la température de changement d’état augmente.
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ces atomes. L’atome H reste lié de façon covalente à A, l’angle
AHB reste voisin de 180 ◦ (la
liaison est dite dirigée). L’énergie des liaisons hydrogène est de l’ordre de 10 à 40 kJ·mol −1 .
Une liaison hydrogène ne peut pas être décrite correctement par un modèle électrostatique
pur, elle est en partie descriptible par les mêmes outils et les mêmes concepts que ceux utilisés pour décrire la liaison covalente.
L’ordre de grandeur de l’énergie d’interaction est à retenir. Les liaisons hydrogène
sont plus intenses que les interactions de VAN DER WAALS (1 à 5 kJ·mol −1 ), mais
nettement moins intenses que les liaisons covalentes (entre 200 et 800 kJ·mol −1 ).
Traditionnellement la liaison hydrogène est limitée aux cas où A, B sont des atomes d’azote
N, d’oxygène O ou de fluor F. Si l’atome B est anionique (ions chlorure Cl
– par exemple), la
liaison hydrogène peut se développer dans le cas d’autres atomes que N, O ou F. Notons que
l’établissement d’une liaison hydrogène est un phénomène favorable et stabilisateur.
1.9 Effets des différentes interactions intermoléculaires
L’existence d’interactions de VAN DER WAALS ou de liaisons hydrogène expliquent de nombreux phénomènes physiques, dont nous donnons ici quelques exemples. Leur intervention
dans le cadre de la solvatation ou de la miscibilité ou non miscibilité entre deux solvants sera
étudiée plus loin.
Température de fusion ou d’ébullition des corps purs
Nous donnons dans le tableau 5.2 les températures de fusion et d’ébullition des gaz rares :
Gaz rare
He
Ne
Ar
Kr
Xe
T fus / K
3
24
84
117
161
T vap / K
4
27
87
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TABLE 5.2 – Températures de fusion et d’ébullition des gaz rares
Il est possible d’interpréter simplement l’évolution de ces températures de fusion en constatant que le volume des atomes augmente dans la série Ne-Ar-Kr-Xe. L’augmentation de volume se traduit par une augmentation de polarisabilité α et par l’augmentation des interactions attractives de VAN DER WAALS (type LONDON). Les atomes sont de plus en plus liés
les uns aux autres dans les phases condensées lorsqu’on étudie la série Ne-Ar-Kr-Xe.
Il est ainsi nécessaire d’apporter de plus en plus d’énergie (augmentation de la température)
si on souhaite réaliser un changement d’état. Nous pouvons étudier les températures d’ébullition de plusieurs composés (voir tableau 5.3). L’évolution globale de ces grandeurs physiques
est représentée figure 5.4 page 256.
L’évolution globale (sauf cas de l’eau, de l’ammoniac et du fluorure d’hydrogène) est une
augmentation de la température d’ébullition avec la taille des molécules. Ce résultat est une
nouvelle fois à corréler à l’augmentation de polarisabilité α et par l’augmentation des
interactions attractives de VAN DER WAALS (notamment de type LONDON). Les molécules
étant de plus en plus liées les unes aux autres, la température de changement d’état augmente.
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