Les intéractions faibles

1 Les forces intermoléculaires : le modèle de liaison de Van Der Waals

1-1  : Le modèle :

Il est construit sur l’hypothèse que fit Van Der Waals quand il remarqua que les gaz soumis à de fortes pressions n’obéissent pas aux mêmes lois que sous de faibles pressions. Chaque électron, associé à la charge positive du noyau, forme un dipôle. Donc à l’extérieur de l’atome règne un champ électrique instantané. Ce dernier produit par un atome peut déformer un autre atome pour peu qu’il s’en trouve suffisamment prés. Il s’agira alors d’attraction entre dipôles instantanés. Nous pouvons résumer les caractéristiques de ce modèle d’interaction : ce sont des interactions de type électrostatique, ne s’exerçant qu’à de faibles distances de l’ordre de quelques 10^-10m, et nécessitant un faible apport d’énergie pour les briser, de l’ordre de 0,1 à 1O kJ/mol (rappelons que l’énergie d’une liaison covalente est cent fois plus grande). Ces interactions sont présentes dans tous les solides moléculaires et en particulier dans les cristaux organiques. Ces solides ont des températures de fusion très faibles et l’agitation thermique détruit rapidement le cristal en compensant les interactions de Van Der Waals. Nous pouvons distinguer trois types d’interactions de Van Der Waals.

1-2   : Interactions de Van Der Waals entre molécules polaires :

Une molécule polaire AB est obtenue lorsque les deux atomes A et B ont des électronégativités différentes.

 Le moment dipolaire s’exprime en C.m ; cette unité est inappropriée au domaine atomique ; on utilise le debye tel que 1 D = 333564.10^-30C.m : nous retiendrons : 1D = 1/3.10^-29Cm.

μ₁ et μ₂ deux dipôles électrostatiques interagissent de manière attractive et tendent à s’orienter mutuellement de telle façon que leur énergie d’interaction soit minimale. Cette énergie a pour expression :

Il faut remarquer que l’énergie est en r^-6, donc la force d’attraction  en r^-7, donc sensible uniquement à très courte distance.

1-3   : Interactions de Van Der Waals entre molécules polaire et apolaire :

Le dipôle permanent d’une molécule polaire μ₁ peut induire un champ électrique à son voisinage et créer une dissymétrie de la répartition des charges dans une molécule apolaire voisine. Cette dernière possède alors un moment dipolaire induit μ₁ et les deux dipôles peuvent s’attirer. μ₁ est proportionnel au champ E créé par μ₁.

1-4   : Interactions de Van Der Waals entre molécules apolaires :

Ce sont par exemple les gaz rares, les halogènes, etc.

Même si globalement le moment dipolaire est nul, à un instant donné t, on peut définir un moment dipolaire instantané μ₁ pour une molécule 1. μ₁(t) est dû aux fluctuations des électrons dans le nuage électronique. μ₁(t) induit dans une molécule voisine 2 un moment instantané, induit μ₂(t). μ₁(t) et μ₂(t) interagissent de manière attractive.

α₁ et α₂ : Polarisabilité des molécules 1 et 2 à la distance r.  EI₁ et EI₂ énergies de première ionisation des molécules 1 et 2.

1-5   : Les rayons de Van Der Waals :

Lorsque des atomes isolés (gaz rares) ou appartenant à une molécule ont pour voisins, à l’état condensé, d’autres faisant partie d’autres molécules, l’interaction de Van Der Waals permet de définir des distances entre de tels atomes, et ainsi, des rayons d’atomes appelés rayons de Van Der Waals. Pour les gaz rares, ce rayon correspond à la moitié de la distance entre atomes à l’état condensé. Ces rayons sont très supérieurs aux valeurs des rayons de covalence.

2 Le modèle de la liaison hydrogène

Remarquons tout d’abord que ce comportement, qui apparaît comme une anomalie, ne se manifeste que pour les molécules possédant un atome d’hydrogène lié à un atome d’un élément très électronégatif. L’expérience montre qu’il n’est sensible que pour les groupes d’atomes : O - H, N - H, et F – H.

2-1 : Mise en évidence expérimentale :

Les constantes physiques de certains composés hydrogénés (température de fusion, d’ébullition, chaleur de vaporisation) sont anormalement élevées par rapport à celles de composés homologues. Nous pouvons interpréter ces anomalies importantes pour les températures d’ébullition des liquides formés de molécules NH₃, H₂O et HF. En effet, à l’état solide et à l’état liquide, ils présentent, par rapport aux composés hydrogénés de leur groupe, un nouveau type de liaison : la liaison hydrogène.

2-2 : Nature de la liaison hydrogène :

Il s’agit d’une interaction électrostatique relativement énergétique (quelques dizaines de kJ/mol) qui s’établie entre deux groupements d’une même molécule (liaison intramoléculaire) ou de deux molécules voisines (liaison intermoléculaire).

Ce sont des liaisons de type électrostatique ou de type Van der Waals. Certaines molécules sont polaires ; elles sont constituées de liaisons polarisées. Par exemple, si l'on considère la molécule d'eau, H₂O : elle est constituée d'un atome d'oxygène plus électronégatif que les atomes d'hydrogène. Par conséquent, bien qu'elle soit électriquement neutre dans sa globalité, la molécule présente une extrémité chargée positivement et une autre chargée négativement, de sorte qu'il s'agit d'une molécule polaire. Les molécules polaires s'attirent mutuellement et cette attraction est appelée une attraction dipôle-dipôle.