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Chimie · Glossaire

Qu'est-ce que « Interactions de van der Waals » ?

Aussi appelé : interaction de van der Waals · interaction de Keesom · interaction de Debye · interaction de London

Définition 4.1 Chimie universitaire — 1re année · Chapitre 4 — Interactions intermoléculaires et solvants

Les interactions de van der Waals sont les attractions entre molécules neutres qui proviennent de l’interaction de leurs dipôles. On en distingue trois sortes :

  • l’interaction de Keesom (ou interaction d’orientation) entre deux dipôles permanents, qui tendent à s’aligner tête-bêche ;
  • l’interaction de Debye (ou interaction d’induction) entre un dipôle permanent et le dipôle qu’il induit dans un voisin polarisable ;
  • l’interaction de London (ou interaction de dispersion) entre les dipôles instantanés que les fluctuations des nuages électroniques créent dans deux atomes ou molécules quelconques, polaires ou non, et qui s’induisent mutuellement.
Les trois interactions de van der Waals. Les charges partielles noires sont permanentes (molécules polaires) ; les orange sont induites ou instantanées. Dans chaque cas, les charges en regard sont opposées : les molécules s’attirent.
Les trois interactions de van der Waals. Les charges partielles noires sont permanentes (molécules polaires) ; les orange sont induites ou instantanées. Dans chaque cas, les charges en regard sont opposées : les molécules s’attirent.
Températures d’ébullition des alcanes linéaires C_nH_2n+2, du méthane au décane. Chaque CH2 ajouté apporte des électrons et de la surface de contact, donc de l’attraction de London ; l’incrément diminue lentement, d’environ 75\, C au début à 25\, C au décane.
Températures d’ébullition des alcanes linéaires CXnHX2n+2\ce{C_nH_{2n+2}}, du méthane au décane. Chaque CHX2\ce{CH2} ajouté apporte des électrons et de la surface de contact, donc de l’attraction de London ; l’incrément diminue lentement, d’environ 75 ∘C75\,{}^{\circ}\mathrm{C} au début à 25 ∘C25\,{}^{\circ}\mathrm{C} au décane.

Exemples

Exemple 4.3 (Gaz nobles et halogènes)

Les atomes d’un gaz noble ne s’attirent que par des forces de London, qui croissent avec le nombre d’électrons : l’hélium bout à −268.9 ∘C-268.9\,{}^{\circ}\mathrm{C}, le néon à −246.1 ∘C-246.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}, l’argon à −185.9 ∘C-185.9\,{}^{\circ}\mathrm{C}, le krypton à −153.4 ∘C-153.4\,{}^{\circ}\mathrm{C}, le xénon à −108.1 ∘C-108.1\,{}^{\circ}\mathrm{C}. De même, à température ambiante, le difluor et le dichlore sont gazeux, le dibrome liquide (il bout à 58.8 ∘C58.8\,{}^{\circ}\mathrm{C}) et le diiode solide.

Exemple 4.7 (L’éthanol et son isomère)

L’éthanol, CHX3CHX2OH\ce{CH3CH2OH}, et le méthoxyméthane, CHX3OCHX3\ce{CH3OCH3}, ont la même formule CX2HX6O\ce{C2H6O} et presque les mêmes interactions de London. L’éthanol, dont le groupe O−H\ce{O-H} est à la fois donneur et accepteur, bout à 78.4 ∘C78.4\,{}^{\circ}\mathrm{C} ; le méthoxyméthane, qui ne peut qu’accepter, bout à −25.0 ∘C-25.0\,{}^{\circ}\mathrm{C}.

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