CHIMIE

espèce EK ED EL
Cl2 0 0 49,5
CH4 0 0 17,2
Ar 0 0 8,5
CO ≈ 0 0,01 8,7
HI 0,03 0,11 25,8
HBr 0,7 0,50 21,9
HCl 3,3 1,0 16,8
NH 3 13,3 1,5 14,7
H2O 36,3 1,9 9,0
Doc. 11 Quelques valeurs d’énergie
de Keesom E K, de Debye E D
et de London E L en kJ . mol –1
d’après J.A. KETELAAR.
J.D. VANDER WAALS (1837-1923) physicien
hollandais. Prix Nobel de Physique
en 1910.
(*) Lorsque la distance d est multipliée
par 2, la force de van der Waals est divisée
par 128 : les interactions de van
der Waals sont des interactions à très
courtes distances.
Interactions de faible énergie
11
COURS
considérées, de la distance d qui les sépare et de leurs énergies de première
ionisation EiA et EiB :
EL = – . . =–
Pour un corps pur, A = B et :
(11.8)
Ei . a
EL = – .
KL =–
d6 (11.9)
2
(4π . eo) 2 . d 6
aA . aB KL
d6 (4π . eo)
3
4
2 . d6 3 EiA. EiB
2 EiA + EiB L’interaction de London est d’autant plus forte que les molécules considérées
sont plus polarisables.
La valeur moyenne, dans le temps, des moments dipolaires instantanés est nulle,
mais pas la valeur moyenne de leur énergie d’interaction.
Les interactions de London existent quelle que soit la molécule considérée, que
celle-ci soit polaire ou non. Pour les molécules polaires, elles se superposent
aux interactions de Keesom et de Debye.
L’interaction de London explique par exemple :
– la liquéfaction et la solidification des gaz nobles ou des corps simples diatomiques
(H2, O 2, N 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2…) ;
– l’existence de liquides et de solides de substances apolaires tels que le
benzène C 6H 6, les alcanes, le tétrachlorométhane CCl 4.
1.5 Les forces de van der Waals
En phase liquide, toute molécule interagit avec ses voisines ; l’interaction correspondante
est la somme des trois effets étudiés ci-dessus. L’énergie potentielle
d’attraction E vdW s’écrit alors généralement :
E vdW =– =– A d 6
K K+ K D + K L
d 6
(11.10)
La comparaison des valeurs des énergies correspondant aux trois interactions
(doc. 11) révèle l’importance de l’énergie de dispersion de London ; celle-ci
est prépondérante sauf pour les molécules très polaires comme celles d’ammoniac
ou d’eau.
Une force d’attraction intermoléculaire, dite force de van der Waals dérive
de cette énergie potentielle ; elle varie en 1 / d 7(*) , d’où sa très courte
portée.
1.6 Existence de forces répulsives
Lorsque deux molécules se rapprochent à très courte distance, les forces répulsives
entre noyaux atomiques d’une part et entre nuages électroniques d’autre
part l’emportent alors très largement sur les forces d’attraction de van der Waals.
À ces forces répulsives est associée une énergie potentielle d’interaction
répulsive, notée E rép, dont la valeur varie avec la distance d selon une expression
empirique du type :
Erép =
B
(11.11)
dn Le chimiste anglais J.E. LENNARD-JONES proposa la valeur n =12 (cf. ex. 24).
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