Interactions Intermoléculaires

Liaisons intermoléculaires
Liaisons de Van der Waals
Liaison hydrogène
Liaison de Van der Waals
●
●
●
Liaison entre deux molécules neutres
Énergie de l'ordre du kJ/mol (~400 kJ/mol pour
les liaisons de covalence)
Interaction dipôle-dipôle
Interaction dipôle-dipôle
●
●
Les champs électriques de chacun des dipôles
se combinent. L'énergie est minimale quand le
champ résultant est minimum.
Analogie: alignement des aiguilles de
boussoles magnétiques en interaction
A
Le dipôle B s'aligne sur le champ
du dipôle A
A
Interaction dipôle-dipôle
●
●
Les champs électriques de chacun des dipôles
se combinent. L'énergie est minimale quand le
champ résultant est minimum.
Analogie: alignement des aiguilles de
boussoles magnétiques en interaction
Énergie basse
Énergie élevée
Force entre dipôles
●
●
L'interaction dipôle-dipôle crée une force
d'attraction qui tend à rapprocher les molécules
les unes des autres et à les aligner
Cette force d'attraction dérive d'un potentiel
d'énergie en 1/d6, où d est la distance entre les
molécules.
–
L'intensité de l'énergie d'interaction décroit
rapidement avec la distance
Forces de Keesom
Condensation d'un gaz
Dans un gaz parfait, les atomes ou les molécules
qui le constituent n'ont pas d'autres interactions
que des chocs.
● Les forces d'interaction de Van der Waals
s'exercent un peu avant et un peu après le choc.
● Si l'énergie cinétique des molécules et atomes de
gaz n'est pas assez forte, les molécules ou
atomes restent liés
– Il y a condensation du gaz en liquide
●
Charles_Xie Video
●
Simulation moléculaire évapocondensation
Gaz
vecteur vitesse
Liquide (condensat)
Interaction de Van der Walls
Température d'ébullition
●
●
La température d'un milieu détermine l' énergie
cinétique de ses constituants microscopiques.
Plus l'énergie d'interaction intermoléculaire est
forte, plus il faudra communiquer d'énergie au
liquide pour casser ces interactions et libérer
les molécules isolées dans un gaz
Permitivité diélectrique
●
●
●
●
Un champ électrique est diminué d'un facteur εr lorsqu'il
traverse une substance composée de molécules avec un
moment dipolaire
L'énergie électrostatique diminue lorsque les moments
dipolaires s'alignent le long des lignes de champ
électrique.
La diminution est d'autant plus forte que les
molécules sont polaires ou polarisables.
Ce facteur εr est appelé permitivité électrique relative de
la substance. Pour l'eau (H2O), εr = 80.
Polarisation
●
Une molécule peu ou pas polaire qui interagit avec
un champ magnétique va gagner un moment
dipolaire plus important:
–
La baisse d'énergie du champ électrique est d'autant
plus forte que le moment dipolaire est fort
–
La molécule dans son état fondamental a un faible
moment dipolaire ou pas de moment dipolaire.
–
Créer un moment dipolaire dans la molécule va
nécessiter de l'énergie qui sera prise sur le champ
électrique excitateur
Polarisabilité
●
●
●
●
La polarisation d'une molécule est assurée par le nuage
électronique qui se distord par rapport à son état
fondamental.
Une molécule ou un atome qui nécessite peu d'énergie
pour se polariser est dit polarisable.
Une espèce est d'autant plus polarisable que la force
d'attraction du ou des noyaux qui s'exerce sur les
électrons est intense
La polarisabilité se quantifie avec une grandeur notée α.
µ=αE
Atomes et molécules polarisables
(mou, mollesse)
●
Gros
●
Peu électronégatifs
●
Liaisons entre gros atomes peu électronégatifs
●
Exemple
–
I2
–
HI
–
AgBr
Atomes et molécules peu
polarisables (dur, dureté)
●
Petits
●
Electronégatifs
●
Liaisons avec un atome électronégatif
●
Exemple
–
HF
–
O2
–
NH3
Dipôle induit
●
●
Une molécule polarisée peut influencer par son
champ électrique une molécule polarisable
mais pas polarisée.
Deux molécules non polarisés s'influencent
quand même l'une l'autre pour finir par se
polariser. (Comment est-ce possible?)
Induction mutuelle
●
●
●
●
Prenons deux molécules non polaires (Br-Br par
exemple).
Il faut fournir de l'énergie à Br-Br pour faire
apparaître un dipôle. δ+Br-Brδ- sur une molécule
isolée.
Si on approche deux molécules Br-Br l'une de l'autre,
alors l'énergie gagnée par l'interaction dipolaire est
plus que suffisante pour payer le gain d'énergie de la
molécule δ+Br-BrδL'état fondamental de Br-Br Br-Br est donc
–
Br-Brδ-
δ+
δ+
Br-Brδ-
Effet London
●
●
●
La polarisation mutuelle est appelée effet
London
Elle est d'autant plus intense que les molécules
(ou les atomes) sont polarisables
Son énergie est souvent plus importante que
l'interaction dipôle-dipôle tout en restant du
même ordre de grandeur (kJ/mol).
Liaison "hydrogène"
●
●
●
Liaison supplémentaire entre un atome
d'hydrogène dépouillé en électron car lié à un
atome très électronégatif et un doublet libre
dur (F, O, N).
Interaction plus forte que les interactions de
Van der Waals, entre 10 et 30 kJ/mol
Exemple: CH2OH, HF, H2O, NH3
Séries des températures d’ébullition
CH4
111
H2O
373
SiH4
161
H2S
212
GeH4
185
H2Se
231
SnH4
221
H2Te
271
NH3
240
HF
292
PH3
186
HCl
189
AsH3
218
HBr
206
SbH3
256
HI
238
Séries des températures d’ébullition
400
350
300
250
CH4
NH3
H2O
HF
200
150
100
50
0
Ligne 2
Ligne3
Ligne 4
Ligne 5
Interprétation par recouvrement
●
Recouvrement entre l'OM antiliante de la
liaison H-X et une OM non liante de X-
X
H
X
Diagramme d'énergie
X
H
X
Diagramme d'énergie
X
H
X
Stabilisation du doublet libre de X
Exemples
H
H
H
H
O
O
NH2
NH2
NH2
T eb 256°C
Liaison H intramoléculaire
T eb 268°C
NH2
Exemples
NH2
H2N|
H
|NH
NH-H
NH2
|NH2
Exemples - suite
Liaison hydrogène entre
des molécules d'acides
H2O
H
H
N
H
H
NH2
benzene-1,2-diamine
PE: 256 °C
PF: 100-102 °C
O
NH 2
benzene-1,4-diamine
PE: 267 °C
PF: 138-143 °C
O
O
O
H2 N
O
H
Ac. f umarique
PF: 286 °C
H
H
H
O
H O
O
H
Ac maléique
PF: 130 °C
Liaison H en biologie: la molécule
d'ADN
Miscibilité des liquides
●
Deux liquides sont miscibles si leurs
interactions intermoléculaires sont de même
nature
–
Liaisons H dans un, pas dans l'autre: peu ou pas
miscible (eau-huile par exemple)
–
Liaison H dans les deux: miscible (eau alcool par
exemple)
–
Molécules polaires ou polarisables: miscible
Tension superficielle
●
●
●
A la surface d'un liquide, les forces de cohésion
intermoléculaires ne s'exercent que d'un seul
côté.
Les molécules en surface ont une énergie plus
élevée que les molécules au sein du liquide.
La surface aura donc tendance à être la plus
petite possible: des gouttes de liquide coalescent
pour former une unique goutte plus grosse.
Tensio-actif, mouillabilité
●
●
●
Interface entre deux liquides ou liquide et air
A l'interface, les molécules sont soumises à
deux types de forces intermoléculaires
–
d'un côté, le liquide 1
–
de l'autre côté, le liquide 2 ou l'air
Déstabilisation des molécules, tension
superficielle (énergie)
http://patrick.kohl.pagesperso-orange.fr/surfaces/surf_5.htm