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9 Forcesintermoléculaires
ouliaisonsfaibles
Mots clés
Liaison hydrogène, forces de van der Waals, liaison ionique, ponts salins, interaction hydrophobe
1. LIAISON HYDROGÈNE
Cette interaction se rencontre lorsqu’un atome d’hydrogène, lié par covalence à un atome
électronégatif – D pour « donneur », se trouve à proximité d’un second atome électronégatif – A pour « accepteur ». En raison de son électronégativité, l’atome donneur (le plus
souvent O ou N) attire les électrons de la liaison covalente et porte une charge négative
partielle (d – ), compensée par une charge positive partielle au niveau de l’hydrogène (d + ) :
on dit que cette liaison est polarisée. À son tour, cette charge positive attire un atome
porteur de charge négative partielle (le plus souvent O ou N). Principalement de nature
électrostatique, la liaison hydrogène (liaison H) est d’autant plus forte que la constante
diélectrique est faible (voir plus loin : liaisons ioniques). En outre, la liaison H présente
un caractère directionnel car on observe une stabilité optimale lorsque les trois atomes
D, H, A sont parfaitement alignés.
2. FORCES DE VAN DER WAALS
Il s’agit d’un ensemble de trois forces distinctes (Keesom, Debye, London) qui se manifestent à faible distance entre atomes ou groupements d’atomes. L’interaction de London,
également connue sous le nom de force de dispersion, est la plus importante des trois
car elle rend compte d’attractions mutuelles et non-spécifiques observées entre atomes,
groupes d’atomes ou molécules de quelconque nature. Les forces de van der Waals comptent parmi les plus modestes des forces faibles, mais comme elles interviennent toujours
en très grand nombre, elles jouent des rôles majeurs dans l’édification et la stabilisation
des structures biologiques.
3. LIAISONS IONIQUES
La loi de Coulomb donne l’expression de l’énergie potentielle de deux charges ponctuelles séparées d’une distance r : E
z z q q
Dr
1 2 1 2
0
4πε
, où z 1 et z 2 représentent les signes des
deux charges, q 1 et q 2 leurs valeurs absolues,ε 0 , la permittivité absolue du vide, D, la
constante diélectrique du milieu et r la distance qui sépare les charges en question. Si ces
dernières sont de nature différente (z 1 ≠ z 2 ), elles s’attirent (E < 0) alors que dans le cas
inverse (z 1 > z 2 ), elles se repoussent (E > 0).
Facile à comprendre, cette interaction est néanmoins difficile à chiffrer. La constante
diélectrique des milieux biologiques est extrêmement variable : 78 dans l’eau et ~1 dans
les milieux apolaires comme l’intérieur des membranes biologiques (Fiche 72) ; de plus,
D est loin d’être constante à l’intérieur d’une même structure. Ensuite, la loi de Coulomb
est établie pour des charges ponctuelles alors que les charges des molécules organiques
sont souvent réparties sur plusieurs atomes (cf. exemple du tableau : charge – répartie sur
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20/05/15 19:10
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Liaison hydrogène, forces de van der Waals, liaison ionique, ponts salins, interaction hydrophobe
1. LIAISON HYDROGÈNE
Cette interaction se rencontre lorsqu’un atome d’hydrogène, lié par covalence à un atome
électronégatif – D pour « donneur », se trouve à proximité d’un second atome électronégatif – A pour « accepteur ». En raison de son électronégativité, l’atome donneur (le plus
souvent O ou N) attire les électrons de la liaison covalente et porte une charge négative
partielle (d – ), compensée par une charge positive partielle au niveau de l’hydrogène (d + ) :
on dit que cette liaison est polarisée. À son tour, cette charge positive attire un atome
porteur de charge négative partielle (le plus souvent O ou N). Principalement de nature
électrostatique, la liaison hydrogène (liaison H) est d’autant plus forte que la constante
diélectrique est faible (voir plus loin : liaisons ioniques). En outre, la liaison H présente
un caractère directionnel car on observe une stabilité optimale lorsque les trois atomes
D, H, A sont parfaitement alignés.
2. FORCES DE VAN DER WAALS
Il s’agit d’un ensemble de trois forces distinctes (Keesom, Debye, London) qui se manifestent à faible distance entre atomes ou groupements d’atomes. L’interaction de London,
également connue sous le nom de force de dispersion, est la plus importante des trois
car elle rend compte d’attractions mutuelles et non-spécifiques observées entre atomes,
groupes d’atomes ou molécules de quelconque nature. Les forces de van der Waals comptent parmi les plus modestes des forces faibles, mais comme elles interviennent toujours
en très grand nombre, elles jouent des rôles majeurs dans l’édification et la stabilisation
des structures biologiques.
3. LIAISONS IONIQUES
La loi de Coulomb donne l’expression de l’énergie potentielle de deux charges ponctuelles séparées d’une distance r : E
z z q q
Dr
1 2 1 2
0
4πε
, où z 1 et z 2 représentent les signes des
deux charges, q 1 et q 2 leurs valeurs absolues,ε 0 , la permittivité absolue du vide, D, la
constante diélectrique du milieu et r la distance qui sépare les charges en question. Si ces
dernières sont de nature différente (z 1 ≠ z 2 ), elles s’attirent (E < 0) alors que dans le cas
inverse (z 1 > z 2 ), elles se repoussent (E > 0).
Facile à comprendre, cette interaction est néanmoins difficile à chiffrer. La constante
diélectrique des milieux biologiques est extrêmement variable : 78 dans l’eau et ~1 dans
les milieux apolaires comme l’intérieur des membranes biologiques (Fiche 72) ; de plus,
D est loin d’être constante à l’intérieur d’une même structure. Ensuite, la loi de Coulomb
est établie pour des charges ponctuelles alors que les charges des molécules organiques
sont souvent réparties sur plusieurs atomes (cf. exemple du tableau : charge – répartie sur
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