4.4. Liaison hydrogène
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit
L’interaction de London :
– augmente avec le nombre d’électrons et donc avec la masse molaire des molécules en interaction,
– est favorisée par le rapprochement des molécules, et dépend donc de leur forme (les formes
allongées sont plus favorables au rapprochement que les formes sphériques),
– augmente quand les atomes constituant les molécules sont polarisables, c’est-à-dire contiennent
beaucoup d’électrons.
z Commentaires sur les interactions de Van der Waals
z Les interactions de Van der Waals sont à courte portée ; dans tous les cas, en milieu fluide,
l’énergie varie en 1/d
6 .
z Aux très courtes distances se manifestent des forces de répulsion. La distance d’équilibre entre
deux molécules soumises aux interactions de Van der Waals correspond au minimum de
l’énergie potentielle d’interaction (attraction + répulsion) en fonction de la distance
intermoléculaire (cf. exercice 4.4).
z Ce sont des interactions faibles, d’énergie comprise entre 0,2 et 50 kJ.mol
–1
.
z Elles sont omniprésentes, et par leur effet cumulatif sont responsables en très grande partie de
la cohésion de la matière.
4.4 LIAISON HYDROGÈNE
z Définition
La liaison hydrogène (ou liaison H) est une interaction électrostatique entre deux molécules via
un atome d’hydrogène. Ce dernier, lié de façon covalente à un atome A petit et électronégatif, est
polarisé positivement. Il interagit avec un atome B d’une molécule voisine si B, petit et
électronégatif, est polarisé négativement et porteur d’au moins un doublet libre. On représente la
liaison H par un pointillé :
–δ A–H +δ • • • •
–δ |B–
A et B sont généralement l’un des trois atomes : N, O ou F.
Exemple
au sein du fluorure d’hydrogène, il s’établit :
z Caractéristiques
z La longueur H • • • • B est de l’ordre de 100 à 200 pm, soit une longueur totale A–H • • • • B de
200 à 300 pm.
• • • • F
H
F
• • • •
•
•
•
H • • • • F
H
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit
L’interaction de London :
– augmente avec le nombre d’électrons et donc avec la masse molaire des molécules en interaction,
– est favorisée par le rapprochement des molécules, et dépend donc de leur forme (les formes
allongées sont plus favorables au rapprochement que les formes sphériques),
– augmente quand les atomes constituant les molécules sont polarisables, c’est-à-dire contiennent
beaucoup d’électrons.
z Commentaires sur les interactions de Van der Waals
z Les interactions de Van der Waals sont à courte portée ; dans tous les cas, en milieu fluide,
l’énergie varie en 1/d
6 .
z Aux très courtes distances se manifestent des forces de répulsion. La distance d’équilibre entre
deux molécules soumises aux interactions de Van der Waals correspond au minimum de
l’énergie potentielle d’interaction (attraction + répulsion) en fonction de la distance
intermoléculaire (cf. exercice 4.4).
z Ce sont des interactions faibles, d’énergie comprise entre 0,2 et 50 kJ.mol
–1
.
z Elles sont omniprésentes, et par leur effet cumulatif sont responsables en très grande partie de
la cohésion de la matière.
4.4 LIAISON HYDROGÈNE
z Définition
La liaison hydrogène (ou liaison H) est une interaction électrostatique entre deux molécules via
un atome d’hydrogène. Ce dernier, lié de façon covalente à un atome A petit et électronégatif, est
polarisé positivement. Il interagit avec un atome B d’une molécule voisine si B, petit et
électronégatif, est polarisé négativement et porteur d’au moins un doublet libre. On représente la
liaison H par un pointillé :
–δ A–H +δ • • • •
–δ |B–
A et B sont généralement l’un des trois atomes : N, O ou F.
Exemple
au sein du fluorure d’hydrogène, il s’établit :
z Caractéristiques
z La longueur H • • • • B est de l’ordre de 100 à 200 pm, soit une longueur totale A–H • • • • B de
200 à 300 pm.
• • • • F
H
F
• • • •
•
•
•
H • • • • F
H