Interactions Intermoléculaires
Interactions Intermoléculaires
Interactions Intermoléculaires
Dans les molécules, les atomes sont liés entre eux par des liaisons covalentes (énergie
de liaison de l’ordre de la centaine de kJ.mol-1) . Ces liaisons sont dites fortes.
Il existe également d’autres liaisons entre les molécules, dites faibles ou interactions
intermoléculaires (énergie est quelques kJ.mol-1 à quelques dizaines de kJ.mol-1) qui sont
principalement les interactions de Van der Waals et les liaisons hydrogènes.
Ces interactions permettent d’expliquer certaines propriétés de la matière, telles que
les différents états (gaz, liquide, solide et supercritique), l’’organisation cristalline, les
variations de solubilité, de viscosité, ….
Tout se passe comme s’il y avait un transfert électronique partiel de l’atome A (le
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moins électronégatif), qui prend une charge qA = + δ.e , vers l’atome B (le plus
électronégatif), qui prend la charge opposée (qB = - δ.e ) (δ = degré d’ionisation partiel de la
liaison et e = charge de l’électron, soit 1,6.10-19 C).
Selon la valeur de δ, 3 situations sont possibles :
• si δ = 0, la liaison est purement covalente ou apolaire (les 2 atomes ont la même
électronégativité et partagent alors les électrons de manière équitable).
• si 0 < δ < 1, la liaison est dite polaire ou polarisée. Elle possède donc un caractère
ionique partiel.
• si δ = 1, la liaison est purement ionique (l'atome le plus électronégatif arrache
l'électron de l’atome le moins électronégatif).
La polarité est liée à une grandeur appelée moment dipolaire et notée μ. En effet,
lorsque la molécule est polarisée, la séparation des charges conduit à un dipôle électrique
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A(+q)---B(-q) qui engendre un moment dipolaire μ colinéaire à la liaison et orienté du pôle (-)
vers le pôle (+).
Une molécule est polaire si elle présente un moment dipolaire non nul (le barycentre
des charges positives et celui des charges négatives ne sont pas confondus).
Pour que la molécule ait un moment dipolaire non nul, il doit y avoir des liaisons
polaires, et pas de centre de symétrie.
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Ce phénomène de polarisabilité est d’autant plus marqué que le nuage électronique
est volumineux.
Elle s’exerce entre une molécule polaire de moment dipolaire 2 (ex. l’éther) et une
autre apolaire de polarisabilité (ex. I2). La molécule non polaire acquiert un moment
dipolaire induit μi (par modification de la répartition de ses charges sous l’action du champ
électrique créé par la molécule polaire) dont l’intensité est proportionnelle à .
Cette interaction qui permet, par exemple, d’expliquer la solubilité accrue de l’iode
dans l’éther (S= 240 g.l-1 à 25 °C).
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2.3. Interaction dipôle induit-dipôle induit (de dispersion ou London)
Sans l'effet des forces de London, il serait impossible de liquéfier les gaz, tels que
méthane, butane, N2, O2, ….
Les forces de London croissent avec la taille des molécules mises en jeu, car
l'augmentation de la taille va avec la dispersion du nuage électronique (polarisabilité élevée)
et donc une augmentation du moment dipolaire induit.
Ces interactions sont de l’ordre de quelques dizaines de KJ (plus forte que les forces de
van der Waals). Elles permettent également d’expliquer les constantes physiques
anormalement élevées de certaines molécules,telle que H 2O qui devrait avoir une
température d’ébullition de – 75 °C au lieu de 100°C et une température de fusion de –
120°C au lieu de 0°C
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