2.1 • Notions fondamentales d’atomistique et de liaisons chimiques
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stabilise le butadiène de 13,8 kJ·mol –1 et le benzène de 150,5 kJ·mol –1 .
Ce gain d’énergie par rapport aux liaisons π localisées porte le nom
d’énergie de résonance. Cette stabilisation augmente avec la
longueur de la délocalisation, comme le montre la comparaison entre
le butadiène et le benzène.
f) Les interactions de faibles énergies
À côté des liaisons entre atomes il existe des interactions de faibles
énergies.
➤ Les interactions de van der Waals sont dues à des interactions
entre des atomes ou des groupements d’atomes non liés. Elles sont
légèrement attractives à longue distance (d > 2,8 Å) et surtout très
répulsives à courte distance (d < 2,8 Å) en raison de l’impossibilité
de recouvrement d’orbitales saturées en électrons. L’importance de
cette répulsion est liée à la taille du groupement d’atomes ; on parle
alors d’encombrement stérique ou de gène stérique.
➤ Les liaisons hydrogène sont dues à des interactions entre une zone
de forte densité électronique (notée δ ) comme un doublet et un
centre déficitaire en densité électronique (noté δ ) comme le
montre l’exemple de la figure 2.3.
Figure 2.3 Liaison hydrogène entre l’ammoniac et le méthanol.
Ces liaisons hydrogène sont longues (entre 2,6 et 3,1 Å) et ont une
géométrie bien déterminée. Elles sont de nature essentiellement électrostatique, mais leur caractère directionnel implique un très léger
caractère covalent. Ces interactions stabilisent un système de 12
à 30 kJ·mol –1 .
➤ Les interactions dipolaires sont des interactions également stabilisantes (environ 21 kJ·mol –1 ) d’origine purement électrostatique
résultant de l’interaction des moments dipolaires de molécules
dissymétriques (fig. 2.4).
Figure 2.4 Interactions dipolaires du chlorure d’hydrogène.
N
H
H
H
O
H
CH 3
_
_
δ
δ
H Cl
H Cl
H Cl
H Cl
H Cl
δ
δ
δ
δ
δ
δ
δ
δ
δ
δ
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stabilise le butadiène de 13,8 kJ·mol –1 et le benzène de 150,5 kJ·mol –1 .
Ce gain d’énergie par rapport aux liaisons π localisées porte le nom
d’énergie de résonance. Cette stabilisation augmente avec la
longueur de la délocalisation, comme le montre la comparaison entre
le butadiène et le benzène.
f) Les interactions de faibles énergies
À côté des liaisons entre atomes il existe des interactions de faibles
énergies.
➤ Les interactions de van der Waals sont dues à des interactions
entre des atomes ou des groupements d’atomes non liés. Elles sont
légèrement attractives à longue distance (d > 2,8 Å) et surtout très
répulsives à courte distance (d < 2,8 Å) en raison de l’impossibilité
de recouvrement d’orbitales saturées en électrons. L’importance de
cette répulsion est liée à la taille du groupement d’atomes ; on parle
alors d’encombrement stérique ou de gène stérique.
➤ Les liaisons hydrogène sont dues à des interactions entre une zone
de forte densité électronique (notée δ ) comme un doublet et un
centre déficitaire en densité électronique (noté δ ) comme le
montre l’exemple de la figure 2.3.
Figure 2.3 Liaison hydrogène entre l’ammoniac et le méthanol.
Ces liaisons hydrogène sont longues (entre 2,6 et 3,1 Å) et ont une
géométrie bien déterminée. Elles sont de nature essentiellement électrostatique, mais leur caractère directionnel implique un très léger
caractère covalent. Ces interactions stabilisent un système de 12
à 30 kJ·mol –1 .
➤ Les interactions dipolaires sont des interactions également stabilisantes (environ 21 kJ·mol –1 ) d’origine purement électrostatique
résultant de l’interaction des moments dipolaires de molécules
dissymétriques (fig. 2.4).
Figure 2.4 Interactions dipolaires du chlorure d’hydrogène.
N
H
H
H
O
H
CH 3
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H Cl
H Cl
H Cl
H Cl
H Cl
δ
δ
δ
δ
δ
δ
δ
δ
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