les liaisons faibles

LES LIAISONS FAIBLES
Contrairement aux liaisons chimiques dont l’énergie varie de 100 à 800 kJ.mol-1 environ, les
liaisons chimiques dites faibles mettent en jeu des énergies inférieures à 40 kJ.mol-1. Il s’agit
d’interactions à courte distance entre les atomes ou les molécules sans échange d’électrons.
On distingue deux types de liaisons chimiques faibles : les forces de Van der Waals et la
liaison hydrogène.
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Interactions de Van der Waals
Les forces de Van der Waals sont des interactions attractives entre dipôles électrostatiques
qui sont responsable de la cohésion des états condensés de la matière (liquides et solides).
Ces interactions mettent en jeu des énergies de l’ordre de 0 à 20 kJ.mol-1.
Trois contributions participent à l’interaction attractive :
- interaction entre dipôles permanents ou interaction de Keesom ;
- interaction dipôle permanent – dipôle induit ou interaction de Debye ;
- interaction entre dipôles induits ou interaction de London.
Plus les interactions de Van der Waals sont fortes, plus il faut d’énergie thermique pour
briser la cohésion des molécules dans le liquide, ce qui se traduit par une température
d’ébullition plus élevée.
1.1 Interactions de Keesom
Les interactions de Keesom s’exercent entre deux molécules polaires, c’est-à-dire
possédant un moment dipolaire permanent (ex : HCl, NO2, PH3…). Plus le moment dipolaire
est grand et plus ces interactions seront importantes.
Exemple : la propanone est une molécule ayant un moment dipolaire permanent. Elle constitue donc
un dipôle électrique. L’extrémité négative d’un dipôle interagit avec un dipôle voisin en attirant son
extrémité positive. Cette interaction explique la différence des températures d’ébullition du butane
(θéb = - 0,5 °C) et de la propanone (θéb = 55 °C), pourtant de masses moléculaires voisines. Notons que
le butane a un moment dipolaire nul (χC ≈ χH).
1.2 Interactions de Debye
Les interactions de Debye s’établissent entre une molécule A présentant un moment
dipolaire permanent et une molécule B apolaire.
Le nuage électronique d’une molécule peut se déformer en présence d’un champ
électrique ; cette déformation sépare le barycentre des charges négatives du barycentre des
charges négatives, créant ainsi un dipôle induit.
Le nuage électronique de la molécule B sera donc déformé en présence du champ électrique
créé par la molécule polaire A, entraînant l’apparition d’un moment dipolaire induit dans B.
La déformation du nuage électronique sous l’action d’un champ électrique est mesurée par
une grandeur appelée polarisabilité. Plus le nuage électronique est gros (Z élevé), plus la
polarisabilité est grande. Ainsi, I2 est plus polarisable que Cl2.
1.3 Interactions de London
Egalement appelées forces de dispersion, les interactions de London interviennent dans
toutes les espèces polaires ou apolaires. En effet, les électrons étant en mouvement
continuel, chaque atome possède un moment dipolaire instantané qui induit à son tour un
dipôle sur une autre molécule.
Les interactions de London augmentent avec le numéro atomique Z, donc augmentent avec
la taille des molécules.
Exemple : effet de la masse moléculaire sur les températures d’ébullition de composés non polaires.
D’après le tableau suivant, on constate que la température d’ébullition croît lorsque la masse
moléculaire augmente : ceci est dû à l’augmentation des interactions de London.
Composé
M (g.mol-1)
θéb (°C)
N2
28
- 196
O2
32
- 183
F2
38
- 187
Cl2
71
- 34
Br2
160
+ 59
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Liaison hydrogène
2.1 Définition
La liaison hydrogène met en jeu des interactions faibles (15 – 20 kJ.mol-1). Environ 10 fois
plus intense que les forces de Van der Waals, elle reste néanmoins plus faible qu’une liaison
covalente. C’est une liaison de type électrostatique, avec un faible (≈ 10%) caractère
covalent.
La liaison hydrogène s’établit entre un atome H et un autre atome B dans les conditions
suivantes :
- l’atome H présente une charge partielle positive δ+ car associé par liaison covalente à
un atome A électronégatif ;
- l’atome B est électronégatif (halogène, O, N, …) et porte une charge partielle
négative δ- ainsi qu’un doublet non liant.
Liaison H
δ-
δ+
δ-
A
H
B
La liaison hydrogène peut être intermoléculaire (entre deux molécules) ou
intramoléculaire (au sein de la même molécule).
2.2
Influence sur les propriétés physico-chimiques
2.2.1 Température d’ébullition et de fusion
L’ébullition et la fusion impliquent une augmentation de la mobilité des molécules. Cette
augmentation du désordre est obtenue par rupture des interactions faibles entre les
molécules. Ainsi, plus la force des interactions par liaisons hydrogène est grande, plus la
température d’ébullition et de fusion est élevée.
Exemple : température d’ébullition des chalcogénures d’hydrogène. La figure suivante présente
l’évolution de la température d’ébullition des molécules de type H2X (X = O, S, Se et Te : éléments de la
colonne 16) en fonction du numéro atomique Z de X. La température d’ébullition devrait augmenter
avec la valeur de Z (augmentation de la masse molaire donc des interactions de Van der Waals). Ceci
est le cas pour H2S, H2Se et H2Te ; en revanche, la température d’ébullition de H2O est anormalement
élevée. En effet, des liaisons hydrogène peuvent s’établir uniquement dans le cas de H2O car les
liaisons O – H sont fortement polarisées (la différence d’électronégativité entre H et S, Se et Te est
insuffisante pour générer des liaisons polaires). La présence de ces liaisons hydrogène explique le
surcroît énergétique nécessaire pour vaporiser l’eau.
2.2.2 Viscosité
La viscosité, pouvant être assimilée à la résistance d’un fluide à l’écoulement, augmente
avec l’énergie des liaisons hydrogènes.
Exemple : l’acide orthophosphorique est un liquide très visqueux à température ambiante en raison
de l’existence de nombreuses liaisons hydrogène.