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molécules (r) et de la température (1). Elles représentent les forces (ou interactions) de
Van der Waals (voir chapitre 2, fiche 14).
La contribution attractive du potentiel d'interaction entre deux molécules est donnée
par l'expression :
EpVdW =
EPDebye + EPKeesom + EPLondon
r6
L'augmentation abrupte de l'énergie potentielle qui se produit lorsque deux molécules s' approchent à une distance inférieure à leur distance d'équilibre est attribuée au
chevauchement des orbitales et à la répulsion des noyaux et des électrons périphériques
des molécules.
Dans le tableau ci-dessous, sont données, à titre d 'exemple, quelques contributions
relatives (unités non S .I.) des trois termes de Van der Waals pour quelques composés
à 25 °C:
Particule
EPKeesom
EPDebye
EPLondon
Ar
0
0
50
N2
0
0
58
C5H5
0
0
1 086
HCI
22
6
106
H 2 0
190
11
38
HCN
1 277
46
111
La force d'attraction intermoléculaire, qui dérive du potentiel d'interaction de Van der
Waals, est appelée force de Van der Waals. C'est donc une force de très courte portée
qui varie en 1/r 7 (WWW).
Exemple : Si la distance r qui sépare deux molécules est doublée, la force est
divisée par 2 7 , soit 128.
Les interactions de Van der Waals sont responsables de la cohésion de la matière. Elles
influencent les températures de changement d 'état (ébullition, fusion . .. ) et la solubi lité
des composés.
En résumé:
dp - di dinst - di dp - dp
Liaison
hydrogène
Liaison C- C
1 1 1
1
1
- 1 - 25 kJ ·mo11
- 5 -40 kJ·mo11
- 350 kJ · mol1
E
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Les liaisons ou ponts hydrogène
Les liaisons hydrogène sont des interactions qui se créent entre :
- un atome d ' hydrogène impliqué dans une liaison fortement polarisée, qui le rend
porteur d'une fraction de charge positive ou charge pai1ielle (o+) ;
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