Fiche de révision : Interactions non covalentes et leurs rôles

📋 Plan du Cours

1. Interactions non covalentes
2. Interactions de van der Waals
3. Liaison hydrogène
4. Interactions ion-ion
5. Interactions ion-dipôle
6. Polarisabilité molécules
7. Propriétés solvant
8. Miscibilité solvants
9. Solubilité molécules
10. Solvatation ions

📖 1. Interactions non covalentes

🔑 Notions clés & Définitions

• Interaction intermoléculaire : interaction attractive ou répulsive s’exerçant entre deux entités chimiques distinctes (molécules, ions ou atomes). Elle joue un rôle essentiel dans la cohésion des phases condensées, les changements d’état et la mise en solution (voir chapitre).
• Interaction de van der Waals : interactions attractives électrostatiques entre entités neutres, dues à la présence d’un dipôle permanent ou à la polarisation du nuage électronique, intervenant à une distance typique d’environ 500 pm (voir section 2.3).
• Liaison hydrogène : interaction attractive spécifique impliquant un atome d’hydrogène lié à un atome électronégatif (O, N, F) et une entité comportant un doublet non liant, avec une énergie typique de 10 à 40 kJ·mol−1 (voir section 2.4).
• Interaction ion-ion : interaction électrostatique de Coulomb entre deux ions, caractérisée par une force de longue portée décroissant en 1/r² et une énergie potentielle en 1/r, pouvant être très élevée et responsable de la cohésion des solides ioniques (voir section 2.2.1).
• Interaction ion-dipôle : interaction électrostatique entre un ion et une molécule polaire, avec une force intermédiaire et une énergie en 1/r², essentielle dans la solvatation des ions dans des solvants polaires (voir section 2.2.2).
• Polarisabilité : aptitude du nuage électronique d’une entité chimique à être déformé par un champ électrique extérieur, augmentant avec la taille et la distance des électrons par rapport au noyau, influençant la force des interactions de van der Waals (voir section 2.3.1).

📝 Points essentiels

• Les interactions intermoléculaires, bien que généralement plus faibles que les liaisons covalentes, sont fondamentales pour la cohésion des phases condensées, la stabilité des solutions, et influencent directement les températures de changement d’état (fusion, ébullition).
• La force des interactions dépend de leur nature : les interactions ion-ion sont très fortes, celles de van der Waals plus faibles, mais omniprésentes, et la liaison hydrogène constitue une interaction intermédiaire, très importante dans la stabilité des molécules polaires comme l’eau.
• Les interactions de van der Waals résultent de dipôles induits ou permanents, avec des contributions de Keesom (dipôles permanents), Debye (dipôle permanent et induit), et London (dipôles instantanés). La contribution de London est universelle et souvent prédominante, même pour des molécules apolaires.
• La polarisabilité est un facteur clé dans la force des interactions de van der Waals : plus une entité est polarisable, plus ses interactions attractives sont fortes. Elle augmente en descendant dans une colonne du tableau périodique et en allant de la droite vers la gauche dans une période.

💡 À retenir

Les interactions non covalentes, bien que faibles individuellement, déterminent la cohésion des phases condensées, la solubilité, la miscibilité, et influencent significativement les températures de changement d’état, en particulier lorsque plusieurs interactions de liaison hydrogène ou van der Waals se combinent.

📖 2. Interactions de van der Waals

🔑 Notions clés & Définitions

• Interactions de van der Waals : interactions attractives électrostatiques s’exerçant entre entités électriquement neutres, dues à la présence d’un dipôle permanent ou à la capacité d’induire un dipôle par déformation du nuage électronique. (source : Chapitre 6)
• Distance typique : la distance entre deux molécules liées par ces interactions est d’environ 500 pm. (source : Chapitre 6)
• Rôle dans la cohésion : ces interactions jouent un rôle essentiel dans la cohésion des phases liquides et solides, contribuant à leur stabilité. (source : Chapitre 6)
• Polarisabilité : aptitude du nuage électronique d’une entité chimique à être déformé par un champ électrique extérieur, ce qui influence la force des interactions de van der Waals. (source : Chapitre 6)
• Contribution aux propriétés macroscopiques : elles expliquent notamment la température d’ébullition, la miscibilité et la solubilité, en lien avec la cohésion intermoléculaire. (source : Chapitre 6)

📝 Points essentiels

• Les interactions de van der Waals résultent de forces électrostatiques faibles mais significatives entre entités neutres, impliquant dipôles permanents ou induits. Leur origine repose sur la polarisabilité, qui détermine la facilité avec laquelle le nuage électronique peut être déformé par un champ électrique.
• La distance caractéristique entre molécules liées par van der Waals est d’environ 500 pm, ce qui correspond à une interaction à courte portée mais cruciale pour la cohésion des phases condensées.
• La polarisabilité augmente lorsque le volume du nuage électronique s’étend, notamment en descendant dans une colonne du tableau périodique ou en allant de la droite vers la gauche dans une période. Elle est plus grande pour des entités plus volumineuses ou plus électronégatives.
• Les interactions de van der Waals peuvent être décomposées en trois contributions principales : dipôle-dipôle (Keesom), dipôle induit-dipôle (Debye), et dipôle instantané-dipôle instantané (London). La contribution de London est universelle et souvent prédominante, même pour des molécules apolaires.
• La force de ces interactions influence directement les températures de changement d’état : plus elles sont fortes, plus il faut d’énergie pour séparer les molécules, ce qui élève la température d’ébullition ou de fusion.

💡 À retenir

Les interactions de van der Waals, faibles mais omniprésentes, sont fondamentales pour comprendre la cohésion des phases condensées et leur comportement thermodynamique, en particulier via la polarisabilité et la distance entre molécules.

📖 3. Liaison hydrogène

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison hydrogène : interaction attractive spécifique, plus forte que van der Waals, impliquant un atome d’hydrogène lié à un atome électronégatif (O, N, F) et un site riche en électrons (doublet non liant) sur une entité voisine. (source : Chapitre 6)

• Énergie d’une liaison hydrogène : typiquement comprise entre 10 et 40 kJ·mol−1, intermédiaire entre interaction de van der Waals et liaison covalente. Elle renforce la cohésion des liquides ou solides moléculaires lorsque plusieurs liaisons peuvent se former. (source : Chapitre 6)

• Règles favorisant la formation : hydrogène lié à un atome très électronégatif (O, N, F), site accepteur avec doublet non liant disponible, et géométrie favorable permettant une interaction optimale. (source : Chapitre 6)

• Impact sur la température de changement d’état : plus la cohésion intermoléculaire est forte (notamment via liaison hydrogène), plus la température de fusion ou d’ébullition augmente, comme dans l’eau, NH₃ ou HF. (source : Chapitre 6)

• Rôle dans la cohésion et la solubilité : la liaison hydrogène contribue significativement à la cohésion des phases condensées et à la solvatation des molécules polaires, notamment dans l’eau, augmentant leur température de changement d’état. (source : Chapitre 6)

📝 Points essentiels

• La liaison hydrogène est une interaction spécifique, nettement plus forte que van der Waals, mais moins que covalente, avec une énergie typique de 10 à 40 kJ·mol−1. Elle se forme lorsque un hydrogène lié à un atome électronégatif (O, N, F) est en proximité d’un site riche en doublet non liant sur une autre molécule ou partie de la molécule. (source : Chapitre 6)

• La géométrie est cruciale : la formation optimale nécessite une configuration favorable permettant à l’hydrogène de se rapprocher d’un site électronégatif. La longueur d’une liaison hydrogène est d’environ 200 pm, plus longue qu’une liaison covalente. (source : Chapitre 6)

• La présence de nombreuses liaisons hydrogène dans une substance augmente sa cohésion, ce qui se traduit par des températures de changement d’état plus élevées, notamment dans l’eau, NH₃ ou HF. Ces interactions expliquent aussi leur solubilité dans des solvants polaires. (source : Chapitre 6)

• La formation de liaisons hydrogène est conditionnée par la polarité de la molécule, la disponibilité de doublets non liants et la géométrie moléculaire. Elle est essentielle dans des processus biologiques comme la structure de l’ADN ou la stabilité des protéines. (source : Chapitre 6)

💡 À retenir

La liaison hydrogène est une interaction spécifique, intermédiaire en énergie, qui joue un rôle clé dans la cohésion des substances polaires et influence fortement leurs températures de changement d’état.

📖 4. Interactions ion-ion

🔑 Notions clés & Définitions

• Interaction ion-ion : Interaction électrostatique de Coulomb entre deux ions, pouvant être attractive si les charges sont opposées ou répulsive si elles sont de même signe. (source : chapitre 6)

• Caractéristiques de l'interaction ion-ion : Interaction de longue portée, force décroissant en 1/r², énergie potentielle en 1/r, avec une intensité pouvant égaler ou dépasser celle d'une liaison covalente. (source : chapitre 6)

• Cohésion des solides ioniques : Résulte de l'ensemble des interactions électrostatiques attractives et répulsives entre les ions du réseau cristallin, avec des énergies très élevées (de plusieurs centaines à milliers de kJ/mol). (source : chapitre 6)

📝 Points essentiels

• L'interaction ion-ion est une force électrostatique de Coulomb, dépendant de la distance entre deux charges opposées ou de même signe, et elle est de longue portée, ce qui signifie qu’elle influence la cohésion à grande distance. La force décroît en 1/r², et l'énergie potentielle en 1/r, ce qui indique une forte dépendance à la distance. (source : chapitre 6)

• La cohésion d’un solide ionique est majoritairement due à ces interactions électrostatiques. Les énergies impliquées sont très élevées, souvent de l’ordre de plusieurs centaines à milliers de kJ/mol, ce qui explique la stabilité et la dureté de ces cristaux. La distinction entre l’interaction entre deux ions isolés et la cohésion réelle du cristal doit être faite : cette dernière dépend aussi de l’environnement électrostatique dans le réseau. (source : chapitre 6)

• La force de l’interaction ion-ion diminue en 1/r², mais son énergie potentielle décroît en 1/r, ce qui traduit une forte attraction à courte distance. La nature de cette interaction est fondamentale pour comprendre la stabilité des solides ioniques, leur solubilité, et leur comportement en solution. (source : chapitre 6)

• La force ion-ion est très élevée comparée à d’autres interactions faibles, ce qui explique la haute température de fusion et d’ébullition des sels ioniques. La compréhension de cette interaction permet d’interpréter la stabilité et la dissolution des composés ioniques dans différents solvants. (source : chapitre 6)

💡 À retenir

L’interaction ion-ion, de longue portée et très énergique, est la principale force responsable de la cohésion des solides ioniques, et sa compréhension est essentielle pour expliquer leur stabilité, leur solubilité et leurs propriétés physiques.

📖 5. Interactions ion-dipôle

🔑 Notions clés & Définitions

• Interaction ion-dipôle : Interaction électrostatique entre un ion et une molécule polaire possédant un moment dipolaire permanent, jouant un rôle clé dans la solvatation des ions dans les solvants polaires. (voir section 2.2.2)

• Caractéristiques de l'interaction ion-dipôle : Portée intermédiaire, énergie potentielle en 1/r², force en 1/r³, avec une énergie typique de quelques dizaines de kJ/mol. Elle est plus forte que les interactions de van der Waals mais moins que les liaisons covalentes. (voir section 2.2.2)

• Solvatation : Processus où un ion est entouré de molécules polaires orientées pour stabiliser sa charge, formant une couche de solvatation, essentielle dans la dissolution des composés ioniques. (voir section 2.2.2)

• Propriétés de l'interaction ion-dipôle : Nature électrostatique, portée intermédiaire, énergie en 1/r², force en 1/r³, énergie de l’ordre de quelques dizaines de kJ/mol. Elle facilite la dissolution des ions dans les solvants polaires. (voir section 2.2.2)

• Exemple de solvatation dans l’eau : Un cation attire le pôle négatif des molécules d’eau, tandis qu’un anion attire le pôle positif, formant une couche de solvatation stabilisante. (voir section 2.2.2)

📝 Points essentiels

• L’interaction ion-dipôle est une interaction électrostatique de portée intermédiaire, dont l’énergie potentielle varie en 1/r² et la force en 1/r³, avec une énergie typique de quelques dizaines de kJ/mol, ce qui la place entre les interactions de van der Waals et les liaisons covalentes. (voir section 2.2.2)

• Elle est fondamentale pour expliquer la solvatation des ions dans les solvants polaires, notamment dans l’eau, où les molécules s’orientent pour stabiliser la charge de l’ion, formant une couche de solvatation. (voir section 2.2.2)

• La cohésion des solides ioniques repose sur l’ensemble des interactions ion-ion, mais leur dissolution dans un solvant polaire dépend fortement de l’interaction ion-dipôle. (voir section 2.2.2)

• Les ordres de grandeur énergétiques : interaction ion-ion (longue portée, forte), interaction ion-dipôle (portée intermédiaire, modérée), interactions de van der Waals (courte portée, faible). (voir section 2.2.2)

• La stabilité d’un ion en solution est fortement liée à la formation de la couche de solvatation, qui résulte de l’interaction ion-dipôle, notamment dans l’eau où la polarité est maximale. (voir section 2.2.2)

💡 À retenir

L’interaction ion-dipôle est une force électrostatique intermédiaire essentielle pour la solvatation et la dissolution des ions dans les solvants polaires, jouant un rôle clé dans la stabilisation des ions en solution.

📖 6. Polarisabilité molécules

🔑 Notions clés & Définitions

• Polarisabilité : aptitude du nuage électronique d’une entité chimique à être déformé par un champ électrique extérieur. Elle s’exprime en C²·J⁻¹·m². Lorsqu’un champ électrique E est appliqué, un dipôle induit μ* apparaît, vérifiant la relation μ = α E* (selon ****).
• Relation linéaire : la relation entre le moment dipolaire induit μ* et le champ électrique E est linéaire, avec α la polarisabilité.
• Dipôle induit : moment dipolaire temporaire créé dans une entité par un champ électrique extérieur, qui disparaît lorsque ce champ est supprimé.
• Lien avec van der Waals : la polarisabilité influence la force d’attraction entre entités neutres, notamment dans les interactions de van der Waals, en augmentant leur intensité lorsque la polarisabilité est élevée (****).

📝 Points essentiels

• La polarisabilité augmente généralement en descendant dans une colonne du tableau périodique, notamment pour les halogènes (ex : αI > αBr > αCl > αF selon **** (date)**).
• Elle augmente aussi de la droite vers la gauche dans une période, car le nuage électronique devient plus diffus et moins fortement lié au noyau, facilitant sa déformation (****).
• La polarisabilité est liée à la taille et à la diffusivité du nuage électronique : plus un électron est éloigné du noyau, plus la molécule est polarisable.
• La relation μ = α E* indique que le dipôle induit est proportionnel au champ électrique appliqué, ce qui explique la formation d’interactions de van der Waals entre molécules neutres.
• La polarisabilité est un facteur déterminant dans la force des interactions de London, qui sont attractives entre dipôles instantanés, même entre molécules apolaires (****).

💡 À retenir

La polarisabilité d’une molécule, liée à la taille et à la diffusivité de son nuage électronique, détermine la force d’attraction de van der Waals et influence ses propriétés macroscopiques telles que la cohésion et la température d’ébullition.

📖 7. Propriétés solvant

🔑 Notions clés & Définitions

• Moment dipolaire : Quantité vectorielle caractérisant la dissymétrie de la répartition des charges électriques dans une molécule, mesurée en Debye (D). Selon PERROUX (date), il détermine la polarité du solvant et son aptitude à solvatation.

• Permittivité relative (εr) : Grandeur sans unité représentant la capacité d’un matériau à réduire le champ électrique par rapport à le vide. Elle influence la capacité du solvant à stabiliser les charges et à dissoudre des solutés, comme indiqué par Boileau (date).

• Caractère protogène : Aptitude d’un solvant à former des liaisons hydrogène en tant que donneur ou accepteur, dépendant de la présence d’atomes électronégatifs (O, N, F). Selon Malardé (date), ce caractère détermine la capacité du solvant à stabiliser certains solutés via interactions de liaison hydrogène.

📝 Points essentiels

• La polarité d’un solvant, liée à son moment dipolaire, détermine sa capacité à solvatation, notamment pour des solutés polaires ou ioniques. Un solvant polaire possède un moment dipolaire élevé, favorisant la dissolution de composés polaires, comme l’eau ou l’acétone.

• La permittivité relative influence la stabilité des charges en solution. Plus εr est élevé, meilleure est la capacité du solvant à stabiliser des ions ou des molécules polarisables, ce qui facilite la dissolution et la stabilisation des solutés.

• Le caractère protogène du solvant, lié à sa capacité à former des liaisons hydrogène, est crucial pour la solvatation des molécules ou ions capables d’établir ces interactions. Par exemple, l’eau, très protogène, stabilise efficacement les ions et molécules polaires via liaisons hydrogène.

• La relation entre polarité du solvant et capacité à solvatation est directe : plus un solvant est polaire, plus il solvate efficacement les espèces polaires ou ioniques, conformément à la règle du « semblable dissout le semblable ».

• Le choix du solvant doit prendre en compte ces propriétés pour optimiser la dissolution ou la stabilisation des solutés, en fonction des interactions soluté-solvant (liaisons hydrogène, dipôles permanents, polarisabilité).

💡 À retenir

Les propriétés macroscopiques d’un solvant, telles que le moment dipolaire, la permittivité relative et le caractère protogène, sont essentielles pour prédire sa capacité à dissoudre et stabiliser différents solutés, guidant ainsi le choix du solvant adapté à une application donnée.

📖 8. Miscibilité solvants

🔑 Notions clés & Définitions

• Miscibilité : Capacité de deux solvants à se mélanger en proportions quelconques sans séparation en phases distinctes, dépendant principalement des interactions intermoléculaires entre eux.
• Interactions de van der Waals : Forces attractives faibles d’origine électrostatique entre entités neutres, dues à la polarisation instantanée ou induite du nuage électronique, essentielles dans la cohésion des phases condensées (voir section 2.3).
• Interaction ion-dipôle : Interaction électrostatique entre un ion et une molécule polaire possédant un moment dipolaire permanent, jouant un rôle majeur dans la solvatation des ions dans les solvants polaires (voir section 2.2.2).
• Rôle des interactions dans la miscibilité : La compatibilité ou incompatibilité de deux solvants dépend de la nature et de l’intensité de leurs interactions intermoléculaires, notamment van der Waals, ion-dipôle et liaison hydrogène, qui déterminent si le mélange est homogène ou séparé.
• Facteur de polarité : La polarité d’un solvant, liée à son moment dipolaire, influence sa capacité à interagir avec d’autres solvants ou solutés, affectant ainsi leur miscibilité.

📝 Points essentiels

• La miscibilité de deux solvants repose sur la compatibilité de leurs interactions intermoléculaires : si leurs forces attractives sont similaires, ils tendent à être miscibles (principe du "semblable dissout le semblable").
• Les interactions de van der Waals, faibles mais omniprésentes, jouent un rôle clé dans la miscibilité, notamment entre solvants apolaires ou peu polaires.
• La présence d’interactions ion-dipôle ou de liaison hydrogène favorise la miscibilité entre solvants polaires, car ces forces renforcent la cohésion du mélange homogène.
• La différence de polarité ou de polarisabilité entre deux solvants peut entraîner une non-miscibilité, comme dans le cas de solvants polaires et apolaires.
• La température, la pression et la composition initiale influencent également la miscibilité, en modifiant l’équilibre des interactions intermoléculaires.

💡 À retenir

La miscibilité de deux solvants dépend principalement de la compatibilité de leurs interactions intermoléculaires, et le principe "le semblable dissout le semblable" guide leur mélange, en lien avec la nature des forces de van der Waals, ion-dipôle et liaison hydrogène.

📖 9. Solubilité molécules

🔑 Notions clés & Définitions

• Solubilité : Capacité d’une espèce moléculaire à se dissoudre dans un solvant pour former une solution homogène. Elle dépend des interactions entre soluté et solvant.
• Interactions soluté-solvant : Forces attractives ou répulsives entre une molécule de soluté et les molécules du solvant, essentielles pour la dissolution. Selon PERROUX (date), la solubilité augmente lorsque ces interactions sont favorables.
• Polarité : Disparité de répartition des charges électriques au sein d’une molécule, influençant la solubilité. Les molécules polaires se dissolvent mieux dans des solvants polaires, conformément au principe "le semblable dissout le semblable".
• Polarisabilité : Aptitude du nuage électronique d’une molécule à être déformé par un champ électrique extérieur, influençant la capacité à former des interactions de van der Waals. Une molécule polarisable favorise la solubilité dans certains solvants.
• Liaison hydrogène : Interaction spécifique, plus forte que van der Waals, impliquant un atome d’hydrogène lié à un atome électronégatif (O, N, F) et une entité possédant un doublet non liant. Elle augmente la solubilité des molécules polaires dans des solvants capables de former ces liaisons.

📝 Points essentiels

• La solubilité dépend principalement des interactions entre soluté et solvant. Si ces interactions sont attractives et favorables, la solubilité est élevée.
• La polarité du solvant doit correspondre à celle du soluté pour une dissolution efficace, illustrant le principe "le semblable dissout le semblable" (voir section 3.3).
• La capacité d’une molécule à former des liaisons hydrogène augmente sa solubilité dans des solvants capables de fournir ou accepter ces liaisons, notamment pour les molécules polaires.
• La polarisabilité influence la solubilité en favorisant les interactions de van der Waals, notamment pour les molécules volumineuses ou à forte électronégativité.
• La solubilité est aussi influencée par la température, car une augmentation de la cohésion intermoléculaire (liens hydrogène, van der Waals) nécessite plus d’énergie pour dissocier les entités (voir section 2.5).
• La nature du solvant (permittivité relative, caractère protogène) doit être choisie en fonction des interactions soluté-solvant pour optimiser la dissolution.

💡 À retenir

La solubilité moléculaire résulte de l’équilibre entre les interactions favorables entre soluté et solvant, notamment la polarité, la liaison hydrogène et la polarisabilité, qui déterminent si une espèce se dissout ou non dans un solvant donné.

📖 10. Solvatation ions

🔑 Notions clés & Définitions

• Solvatation : Formation d'une couche de molécules polaires orientées autour d’un ion, permettant sa stabilisation en solution. (voir section 2.2.2)
• Interaction ion-dipôle : Interaction électrostatique entre un ion et une molécule polaire possédant un moment dipolaire permanent, essentielle dans la stabilisation des ions en solution. (voir section 2.2.2)
• Rôle des interactions ion-dipôle : Elles assurent la stabilisation des ions en solution en orientant les molécules polaires du solvant autour de l’ion, formant une couche de solvatation. (voir section 2.2.2)
• Impact de la solvatation : Elle favorise la dissolution des composés ioniques en permettant la séparation des ions du réseau cristallin et leur maintien en solution. (voir section 2.2.2)
• Énergie d’interaction ion-dipôle : Elle varie en 1/r², avec une énergie typique de quelques dizaines de kJ/mol, ce qui est significatif pour la stabilité en solution. (voir section 2.2.2)

📝 Points essentiels

• La solvatation résulte de l’organisation locale de molécules polaires, orientées pour stabiliser la charge de l’ion, notamment dans le cas de solvants polaires comme l’eau.
• Les interactions ion-dipôle jouent un rôle majeur dans la dissolution des composés ioniques, en particulier dans des solvants polaires, en stabilisant la charge de l’ion par orientation spécifique des molécules de solvant.
• La force de ces interactions dépend de la charge de l’ion et du moment dipolaire du solvant, ainsi que de la distance entre l’ion et la molécule de solvant.
• La couche de solvatation contribue à la stabilité de l’ion en solution, empêchant sa recombinaison avec d’autres ions ou sa recristallisation.
• La stabilité de la solution ionique est aussi influencée par l’énergie d’interaction ion-dipôle, qui est de l’ordre de quelques dizaines de kJ/mol, suffisante pour maintenir l’ion en suspension.

💡 À retenir

La solvatation des ions, par l’organisation de molécules polaires autour d’eux via des interactions ion-dipôle, est essentielle pour la dissolution des composés ioniques et leur stabilité en solution.

📊 Tableaux de Synthèse

⚠️ Pièges & Confusions Fréquentes

1. Confondre la force des interactions de van der Waals avec celle des liaisons covalentes.
2. Croire que la liaison hydrogène est une liaison covalente ; c’est une interaction non covalente.
3. Omettre que la polarisabilité augmente avec la taille et la délocalisation électronique.
4. Confondre la distance typique des van der Waals (~500 pm) avec celle des liaisons covalentes (~100 pm).
5. Penser que toutes les interactions ion-ion sont toujours très fortes, sans distinction selon l’environnement.
6. Négliger l’importance de la géométrie dans la formation de la liaison hydrogène.
7. Confondre interaction ion-dipôle et interaction ion-ion, qui ont des forces et distances différentes.

✅ Checklist Examen

• Connaître la définition et la différence entre interaction de van der Waals, liaison hydrogène, interaction ion-ion, et interaction ion-dipôle.
• Savoir que l’interaction ion-ion est la plus forte, responsable de la cohésion des solides ioniques (Section 2.2.1).
• Maîtriser la notion de polarisabilité, son influence sur la force des interactions de van der Waals, et sa dépendance à la taille et à la position dans le tableau périodique.
• Connaître la gamme d’énergie de la liaison hydrogène (10-40 kJ/mol) et ses conditions de formation.
• Comprendre que la cohésion des phases condensées dépend de la somme des interactions non covalentes.
• Identifier la distance typique des interactions de van der Waals (~500 pm) et de la liaison hydrogène (~200 pm).
• Savoir que la polarisabilité augmente en descendant dans une colonne du tableau périodique.
• Connaître la contribution des trois types d’interactions de van der Waals : Keesom, Debye, London.
• Comprendre le rôle des interactions non covalentes dans la solubilité, la miscibilité, et la stabilité des molécules.
• Maîtriser la définition de la cohésion moléculaire selon Perroux.
• Connaître la différence entre interactions électrostatiques à courte et longue portée.
• Savoir que la cohésion des phases dépend de la somme des interactions, notamment hydrogène et van der Waals.
• Vérifier la maîtrise des concepts clés en lien avec la stabilité des solvants et la solvatation des ions.