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11.3: Forces intermoléculaires
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MATIÈRES

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Chemistry

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Intermolecular Forces
 
TRANSCRIPTION

11.3: Forces intermoléculaires

Les atomes et les molécules interagissent par le biais de liaisons (ou forces) : intramoléculaires et intermoléculaires. Les forces sont électrostatiques car elles résultent d'interactions (attractives ou répulsives) entre des espèces chargées (charges permanentes, partielles ou temporaires) et existent avec des forces variables entre les ions, les molécules polaires, non polaires et neutres. Les différents types de forces intermoléculaires sont iondipôle, dipôledipôle, liaisons hydrogène et dispersion ; parmi ceux-ci, le dipôlele dipôle, les liaisons hydrogène et les forces de dispersion existent entre les atomes et les molécules neutres et sont collectivement connus sous le nom de forces de van der Waals.

Forces dipolaires–dipôles

Les molécules polaires ont une charge positive partielle à une extrémité et une charge négative partielle à l'autre extrémité de la molécule—une séparation de charge appelée dipôle. Dans une molécule polaire comme HCl, l'atome Cl le plus électronégatif porte la charge négative partielle, tandis que l'atome H le moins électronégatif porte la charge positive partielle. Une force d'attraction entre les molécules de HCl résulte de l'attraction entre l'extrémité positive d'une molécule de HCl et l'extrémité négative d'une autre. Cette force d'attraction est appelée dipôleattraction dipôle—la force électrostatique entre l'extrémité partiellement positive d'une molécule polaire et l'extrémité partiellement négative d'une autre.

Forces de dispersion

L'une des trois forces de van der Waals est présente dans toutes les phases condensées, quelle que soit la nature des atomes ou des molécules composant la substance. Cette force d'attraction est appelée force de dispersion de Londres en l'honneur du physicien américain d'origine allemande Fritz London qui, en 1928, l'a expliquée pour la première fois. Cette force est souvent appelée simplement la force de dispersion. Parce que les électrons d'un atome ou d'une molécule sont en mouvement constant (ou, alternativement, leur emplacement est soumis à la variabilité de la mécanique quantique), à ​​tout moment, un atome ou une molécule peut développer un dipôle temporaire et instantané si ses électrons sont distribués asymétriquement. La présence de ce dipôle peut, à son tour, déformer les électrons d'un atome ou d'une molécule voisin, produisant un dipôle induit. Ces deux dipôles temporaires fluctuant rapidement entraînent donc une attraction électrostatique relativement faible entre les espèces, une force dite de dispersion.

Les forces de dispersion qui se développent entre les atomes de différentes molécules peuvent attirer les deux molécules l'une vers l'autre. Les forces sont cependant relativement faibles et ne deviennent significatives que lorsque les molécules sont très proches. Les atomes et molécules plus gros et plus lourds présentent des forces de dispersion plus fortes que les atomes et molécules plus petits et plus légers. F2 et Cl2 sont des gaz à température ambiante (reflétant des forces d'attraction plus faibles) ; Br2 est un liquide et I2 est un solide (reflétant des forces d'attraction plus fortes).

Liaison hydrogène

Le fluorure de nitrosyle (ONF, masse moléculaire 49 amu) est un gaz à température ambiante, alors que l'eau (H2O, masse moléculaire 18 amu) est un liquide, même si elle a une masse moléculaire plus faible. Les deux molécules ont à peu près la même forme et l'ONF est la molécule la plus lourde et la plus grosse. On s'attend donc à ce qu'il subisse des forces de dispersion plus importantes. De plus, cette différence de points d'ébullition ne peut pas être le résultat de différences dans les moments dipolaires des molécules. Les deux molécules sont polaires et présentent des moments dipolaires comparables. La grande différence entre les points d'ébullition est due à une attraction dipolaire particulièrement forte qui peut se produire lorsqu'une molécule contient un atome d'hydrogène lié à un atome de fluor, d'oxygène ou d'azote (les trois éléments les plus électronégatifs). La très grande différence d'électronégativité entre l'atome H (2,1) et l'atome auquel il est lié (4,0 pour un atome F, 3,5 pour un atome O, ou 3,0 pour un atome N), combinée à la très petite taille d'un L'atome H et les tailles relativement petites des atomes F, O ou N, conduisent à des charges partielles très concentrées avec ces atomes. Les molécules avec des fragments F-H, O-H ou N-H sont très fortement attirées par des fragments similaires dans les molécules voisines, un type particulièrement fort d'attraction dipolaire appelée liaison hydrogène. Des exemples de liaisons hydrogène incluent HF⋯HF, H2O⋯HOH et H3N⋯HNH2, dans laquelle les liaisons hydrogène sont désignées par des points.

 Forces ioniques–dipôles

La force dipolaire d'un ion est l'attraction électrostatique entre un ion et un dipôle. Ces forces sont courantes dans les solutions et jouent un rôle important dans la dissolution des composés ioniques dans l'eau.

Lorsqu'un composé ionique comme le KCl est ajouté à un solvant polaire comme l'eau, les ions du solide se séparent et se dispersent uniformément. Iondipôle Les forces attirent l'extrémité positive (hydrogène) des molécules d'eau polaires vers les ions chlorure négatifs à la surface du solide, et ils attirent les extrémités négatives (oxygène) vers les ions potassium positifs. Les molécules d'eau entourent les ions individuels K+ et Cl, réduisant les fortes forces interioniques qui lient les ions ensemble (dans un solide) et les laissant se déplacer dans solution sous forme d'ions solvatés. Surmonter l'attraction électrostatique permet le mouvement indépendant de chaque ion hydraté dans une solution diluée lorsque les ions passent de positions fixes dans le composé non dissous à des ions solvatés largement dispersés en solution.

La force des interactions ioniquesdipolaires est directement proportionnelle à i) la charge sur l'ion et ii) l'amplitude du dipôle des molécules polaires.

Ce texte est adapté de Openstax, Chemistry 2e , Chapitre 10 : Liquides et solides.

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