Fiche de révision : Interactions intermoléculaires

📋 Plan du Cours

1. Modèle électrostatique des molécules
2. Interactions électrostatiques permanentes
3. Interactions induites et dispersion
4. Potentiel et liaison de van der Waals
5. Effets macroscopiques des interactions
6. Caractéristiques de la liaison hydrogène
7. Liaisons hydrogène et exemples

📖 1. Modèle électrostatique des molécules

★ À maîtriser

• Les interactions intermoléculaires sont électrostatiques et proviennent des interactions entre les noyaux positifs et les électrons négatifs des molécules.

📌 Une molécule chargée se modélise par sa charge totale, une molécule neutre dipolaire par deux charges fractionnaires opposées et une molécule neutre apolaire par plusieurs charges fractionnaires formant un multipôle.

Compléments

• Dans le modèle électrostatique classique, une molécule est représentée par un ensemble de charges ponctuelles.

• Le moment dipolaire s’exprime en C·m et 1 D (Debye) vaut 3,335 × 10⁻³⁰ C·m.

📖 2. Interactions électrostatiques permanentes

★ À maîtriser

📐 Formule - L’énergie d’interaction entre deux charges ponctuelles est $V_{cc}(R)=\frac{1}{4\pi\varepsilon_0}\frac{q_1q_2}{R}$.

📐 Formule - L’énergie d’interaction charge-dipôle dépend de l’orientation du dipôle : $V_{cd}(R)=\frac{1}{4\pi\varepsilon_0}\frac{q\mu\cos\theta}{R^2}$.

📐 Formule - L’énergie moyenne des interactions dipôle-dipôle de Keesom est $V_{Keesom}(R,T)=-\left(\frac{\mu_1\mu_2}{4\pi\varepsilon_0}\right)^2\frac{1}{3kTR^6}$.

Compléments

📌 Une interaction est attractive lorsque son énergie potentielle est négative et répulsive lorsqu’elle est positive.

• Les interactions charge-dipôle contribuent à la solvatation des composés ioniques dans des solvants polaires comme l’eau, l’ammoniac et les alcools.

📐 Formule - La moyenne thermique de l’interaction charge-dipôle dans un gaz ou un liquide est $V_{cd}(R,T)=-\left(\frac{q\mu}{4\pi\varepsilon_0}\right)^2\frac{1}{6kTR^4}$.

• Les interactions de Keesom se produisent entre molécules possédant des moments dipolaires permanents et dépendent de leur orientation relative.

📖 3. Interactions induites et dispersion

🔑 Notions clés & Définitions

• Polarisabilité : La polarisabilité est la capacité du nuage électronique d’une molécule à se déformer sous l’action d’un champ électrique externe.

★ À maîtriser

📐 Formule - Le moment dipolaire induit vérifie $\vec{\mu}_i=\alpha\vec{E}$, où α est la polarisabilité et E le champ électrique.

📌 L’interaction de Debye associe une molécule polaire à une molécule non polaire dont le nuage électronique est induit par le dipôle permanent.

• Les interactions de London résultent de dipôles instantanés dus aux fluctuations électroniques, qui induisent des dipôles dans les molécules voisines.

Compléments

📐 Formule - L’énergie moyenne d’induction charge-dipôle induit est $V_{cdi}(R)=-\frac{1}{(4\pi\varepsilon_0)^2}\frac{q^2\alpha}{2R^4}$.

📐 Formule - Pour une molécule polaire de moment μ₁ induisant un dipôle dans une molécule de polarisabilité α₂, l’énergie de Debye est $V_{Debye}(R)=-\frac{1}{(4\pi\varepsilon_0)^2}\frac{\mu_1^2\alpha_2}{R^6}$.

📐 Formule - L’énergie de dispersion de London entre deux molécules est $V_{London}(R)=-\frac{3}{2}\frac{E_{I1}E_{I2}}{E_{I1}+E_{I2}}\frac{\alpha_1\alpha_2}{(4\pi\varepsilon_0)^2}\frac{1}{R^6}$.

• Les interactions de London s’ajoutent aux interactions de Keesom et de Debye pour les molécules polaires.

📖 4. Potentiel et liaison de van der Waals

★ À maîtriser

📐 Formule - L’énergie attractive de van der Waals est la somme des énergies de Keesom, Debye et London et varie comme $V_{VdW}\propto-\frac{\kappa_A}{R^6}$.

📐 Formule - À très courte distance, l’énergie répulsive de Pauli varie comme $V_{Rep}\propto\frac{\kappa_R}{R^{12}}$.

📐 Formule - L’énergie potentielle totale entre deux molécules est la somme des contributions répulsive et attractive : $V_{Total}\propto\frac{\kappa_R}{R^{12}}-\frac{\kappa_A}{R^6}$.

Compléments

• La force attractive de van der Waals dérive de l’énergie potentielle attractive et varie comme $\frac{1}{R^7}$.

• Les interactions de van der Waals sont des interactions à très courte portée.

• La distance d’équilibre correspond au minimum du puits de potentiel total entre les deux molécules.

📐 Formule - Pour deux atomes non liés A et B, la distance internucléaire minimale vérifie $R_{eq}=R_{vdW}(A)+R_{vdW}(B)$.

💡 Astuce mémo

À longue distance, l’attraction domine ; à très courte distance, la répulsion de Pauli l’emporte.

📖 5. Effets macroscopiques des interactions

★ À maîtriser

• Les changements d’état nécessitent de vaincre les interactions intermoléculaires, fortes dans le solide, plus faibles dans le liquide et très faibles dans le gaz.

• Une molécule plus volumineuse est plus polarisable, ce qui renforce les interactions de London.

Compléments

• L’acétone, qui possède des interactions dipôle-dipôle, bout à 56 °C, contre −0,5 °C pour le butane.

• Les températures de fusion, d’ébullition et de sublimation dépendent des interactions intermoléculaires à vaincre lors du changement d’état.

• Le pentane linéaire bout à 36 °C, tandis que le néopentane bout à 9,5 °C, car les ramifications diminuent les contacts intermoléculaires.

• Les interactions de Keesom sont prépondérantes dans les molécules très polaires comme H₂O, tandis que la dispersion seule assure la cohésion des molécules non polaires et des gaz rares.

💡 Astuce mémo

Volume moléculaire accru → polarisabilité accrue → dispersion renforcée.

📖 6. Caractéristiques de la liaison hydrogène

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison hydrogène : La liaison hydrogène est la plus forte des interactions intermoléculaires et contribue à la cohésion des phases condensées ainsi qu’à la formation d’agrégats gazeux.

★ À maîtriser

• La liaison hydrogène se rencontre principalement dans les composés comportant une liaison F–H, O–H ou N–H.

• L’énergie d’une liaison hydrogène est de l’ordre de quelques dizaines de kJ/mol, environ dix fois inférieure à celle d’une liaison covalente et supérieure à celle d’une liaison de van der Waals.

Compléments

• Dans une liaison hydrogène, les trois atomes impliqués sont alignés, ce qui rend la liaison directionnelle.

📌 La liaison A···H est environ deux fois plus longue que la liaison covalente A–H, mais sa longueur reste inférieure à la somme des rayons de van der Waals de A et H.

📖 7. Liaisons hydrogène et exemples

★ À maîtriser

📌 Une liaison hydrogène peut être intermoléculaire, entre molécules, ou intramoléculaire, au sein d’une même molécule.

Compléments

• Les liaisons hydrogène jouent un rôle important dans les systèmes biologiques, notamment dans la double hélice de l’ADN.

• L’acide 2-hydroxybenzoïque (acide salicylique) forme des liaisons hydrogène intramoléculaires et a une température de fusion de 159 °C.

• L’acide 3-hydroxybenzoïque permet davantage de liaisons hydrogène intermoléculaires et fond à 203 °C.

• Les températures de fusion des composés hydrogénés présentent une discontinuité associée à l’existence de liaisons hydrogène, alors qu’une variation linéaire accompagne l’augmentation du volume et de la polarisabilité.

💡 Astuce mémo

La liaison intermoléculaire relie des molécules ; la liaison intramoléculaire se forme au sein d’une même molécule.