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Dans une molécule non polaire, les dipôles instantanés fluctuent avec le temps.
Mais en moyenne, la molécule est« neutre».
Les forces entre les dipôles instantanés et les dipôles induits sont appelées forces
de dispersion de London. Les forces de dispersion de London (1937) s'exercent sur
toutes les molécules, aussi bien entre molécules polaires qu'entre molécules non polaires
puisqu 'elles sont associées au« mouvement électronique» .
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•
Les forces de Van der Waals
La résultante des forces d'interactions dipolaires (Keesom, Debye, London) est représentée dans le diagramme de Leonard-Jones. Elle adopte un profil énergétique dont
l'allure générale est comparable à celui proposé par Heitler-London pour décrire la liaison
chimique dans une molécule de H 2 :
Énergie potentielle
Distance entre les molécules
-1 kJ.mol1
Répulsions
Attractions
Cependant, sur l'axe des abscisses, la distance interatomique est remplacée par la
distance intermoléculaire et la profondeur du puits de potentiel ainsi que la distance
d'équilibre n'ont rien de comparables:
- ± 400 kJ · mol- 1 pour la formation ou la rupture d'une liaison chimique;
- seulement une vingtaine de kJ · mol- 1 pour une interaction de Van der Waals
(1 kJ · mol- 1 entre deux molécules de H 2
) .
La profondeur du puits de potentiel peut être calculée par trois expressions différentes
selon le type d'interactions envisagées (Keesom, Debye ou London) .
Ces potentiels dépendent selon les cas de : la constante de Boltzmann (k), de la constante
diélectrique du milieu (qui reflète la capacité d 'un solvant à pouvoir séparer des charges
de signe opposé), de la polarisabilité des molécules (a), de la valeur des moments dipolaires permanents (µ ), des énergies de première ionisation ([), de la distance entre les
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Mais en moyenne, la molécule est« neutre».
Les forces entre les dipôles instantanés et les dipôles induits sont appelées forces
de dispersion de London. Les forces de dispersion de London (1937) s'exercent sur
toutes les molécules, aussi bien entre molécules polaires qu'entre molécules non polaires
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La résultante des forces d'interactions dipolaires (Keesom, Debye, London) est représentée dans le diagramme de Leonard-Jones. Elle adopte un profil énergétique dont
l'allure générale est comparable à celui proposé par Heitler-London pour décrire la liaison
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Énergie potentielle
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Cependant, sur l'axe des abscisses, la distance interatomique est remplacée par la
distance intermoléculaire et la profondeur du puits de potentiel ainsi que la distance
d'équilibre n'ont rien de comparables:
- ± 400 kJ · mol- 1 pour la formation ou la rupture d'une liaison chimique;
- seulement une vingtaine de kJ · mol- 1 pour une interaction de Van der Waals
(1 kJ · mol- 1 entre deux molécules de H 2
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La profondeur du puits de potentiel peut être calculée par trois expressions différentes
selon le type d'interactions envisagées (Keesom, Debye ou London) .
Ces potentiels dépendent selon les cas de : la constante de Boltzmann (k), de la constante
diélectrique du milieu (qui reflète la capacité d 'un solvant à pouvoir séparer des charges
de signe opposé), de la polarisabilité des molécules (a), de la valeur des moments dipolaires permanents (µ ), des énergies de première ionisation ([), de la distance entre les