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Les liaisons de van der Waals
Les liaisons de van der Waals sont faibles : elles mettent en jeu des énergies de l’ordre
de 5 à 10 % de celles des liaisons hydrogène. Elles jouent cependant un rôle très important en assurant la cohésion des composés neutres ou peu polaires. Elles s’établissent
à plus grande distance que les liaisons hydrogène. L’approche typique des deux molécules neutres est décrite dans la figure suivante.
À grande distance, les molécules s’attirent faiblement, elles se repoussent ensuite
quand les deux nuages électroniques commencent à se recouvrir. L’énergie de stabilisation, Eq est faible, de l’ordre de 1 à 5 kJ • moL'.
1. La nature des forces de van der Waals
Les forces de van der Waals sont assez difficiles à calculer exactement. On distingue trois
types de force qui sont toutes attractives.
• Forces de Keesom (effets d’orientation de dipôles) Les molécules polaires ou
faiblement polaires s’orientent les unes par rapport aux autres, de façon à optimiser les
attractions électrostatiques. Les forces mises en jeu dans ces interactions entre dipôles
permanents sont les forces de Keesom.
• Forces de Debye (induction de dipôles) Le dipôle d’une molécule peut polariser une
autre molécule et créer ainsi un dipôle induit. L’interaction entre un dipôle permanent et
un dipôle induit constitue les forces de Debye.
• Forces de London (effets de dispersion) Ce sont ces forces qui s’exercent entre
deux dipôles induits.
Ces forces sont toujours très faibles (de l’ordre de quelques kJ • moL') et seront prises
en compte lorsque ne se développe aucune autre interaction moléculaire.
2. Le rayon de van der Waals
Ce rayon (r,^^y), très utile pour déterminer les propriétés physiques des atomes, est obtenu
à partir de l’approche optimale de deux molécules diatomiques A^. Il est défini comme
la demi-distance de contact entre deux molécules identiques. Il est à distinguer du rayon
covalent (r ), défini comme la demi-distance intramoléculaire.
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Les liaisons de van der Waals
Les liaisons de van der Waals sont faibles : elles mettent en jeu des énergies de l’ordre
de 5 à 10 % de celles des liaisons hydrogène. Elles jouent cependant un rôle très important en assurant la cohésion des composés neutres ou peu polaires. Elles s’établissent
à plus grande distance que les liaisons hydrogène. L’approche typique des deux molécules neutres est décrite dans la figure suivante.
À grande distance, les molécules s’attirent faiblement, elles se repoussent ensuite
quand les deux nuages électroniques commencent à se recouvrir. L’énergie de stabilisation, Eq est faible, de l’ordre de 1 à 5 kJ • moL'.
1. La nature des forces de van der Waals
Les forces de van der Waals sont assez difficiles à calculer exactement. On distingue trois
types de force qui sont toutes attractives.
• Forces de Keesom (effets d’orientation de dipôles) Les molécules polaires ou
faiblement polaires s’orientent les unes par rapport aux autres, de façon à optimiser les
attractions électrostatiques. Les forces mises en jeu dans ces interactions entre dipôles
permanents sont les forces de Keesom.
• Forces de Debye (induction de dipôles) Le dipôle d’une molécule peut polariser une
autre molécule et créer ainsi un dipôle induit. L’interaction entre un dipôle permanent et
un dipôle induit constitue les forces de Debye.
• Forces de London (effets de dispersion) Ce sont ces forces qui s’exercent entre
deux dipôles induits.
Ces forces sont toujours très faibles (de l’ordre de quelques kJ • moL') et seront prises
en compte lorsque ne se développe aucune autre interaction moléculaire.
2. Le rayon de van der Waals
Ce rayon (r,^^y), très utile pour déterminer les propriétés physiques des atomes, est obtenu
à partir de l’approche optimale de deux molécules diatomiques A^. Il est défini comme
la demi-distance de contact entre deux molécules identiques. Il est à distinguer du rayon
covalent (r ), défini comme la demi-distance intramoléculaire.
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