CHIMIE

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COURS
334
O
E
E p int
11
Interactions de faible énergie
B
d n
– A
d 6
Doc. 12 Évolution de E vdW(d),
E rép(d) et E p int (d) en fonction de
la distance intermoléculaire.
atome R cov (pm) R vdW (pm)
Doc. 13 Rayon covalent (R cov) et
rayon de van der Waals de quelques
atomes.
alcane
C 4H 10
C 5H 12
C 6H 14
C 7H 16
C 8H 18
H 37 120
N 75 155
O 73 150
F 71 155
Cl 99 180
Br 114 190
I 133 195
Doc. 14 Températures d’ébullition
d’alcanes linéaires sous 1,013 bar.
d A
formule
topologique
d B > d A
d B
Doc. 15 L’éloignement des dipôles
se traduit par une diminution de leur
interaction.
d
q éb (°C)
– 0,5
36,1
68,7
98,4
126
L’expression de l’énergie potentielle d’interaction Ep int entre deux molécules
est finalement de la forme :
B A
Ep int = –
dn d 6
L’allure des graphes E vdW (d), E rép(d) et E p int (d) est représentée au document
12.
À l’équilibre, la plus courte distance séparant deux molécules est celle
qui correspond à E p int minimale. Pour deux atomes non liés (par covalence),
la distance internucléaire minimale est par définition la somme
de leurs rayons de van der Waals (doc. 12 et 13).
Ceux-ci sont mesurés par la distance internucléaire minimale entre atomes identiques
non liés, double de leur rayon de van der Waals.
1.7 Conséquences de l’existence des interactions
de van der Waals
Les températures de fusion, d’ébullition, les chaleurs latentes de fusion, vaporisation
ou de sublimation «mesurent » les interactions intermoléculaires
qu’il faut vaincre pour passer de l’état solide (courtes distances, interactions
fortes), au liquide (interactions un peu moins fortes), puis au gaz (grandes distances,
interactions très faibles).
1.7.1. Influence de la polarisabilité
Pour s’entraîner : ex. 1, 2, 3, 4, 5 et 6
L’influence de la polarisabilité des molécules sur l’importance des attractions
intermoléculaires peut être illustrée par l’évolution des températures de changement
d’état des gaz nobles, des dihalogènes ou des hydrocarbures dont les
molécules sont quasiment apolaires.
• Le document 8 donne les températures d’ébullition et de solidification des
gaz nobles : on constate que ces températures augmentent avec le numéro atomique
de l’élément et donc avec la taille de l’atome.
Plus une molécule est volumineuse, plus elle est polarisable.
• À température et pression ordinaires, le difluor et le dichlore sont gazeux, le
dibrome est liquide et le diiode est solide : cette évolution est en parfait accord
avec celle des polarisabilités et des rayons de van der Waals des halogènes
(doc. 13).
• Les températures d’ébullition des alcanes linéaires (doc. 14) croissent avec
la longueur ou la masse molaire, donc avec le volume de celle-ci.
• La présence de ramifications dans une molécule diminue l’intensité des forces
intermoléculaires en éloignant les dipôles et en diminuant leur intensité (doc. 15).
Ceci contribue à diminuer la température d’ébullition de l’espèce considérée,
ce qu’illustrent les températures d’ébullition des alcanes isomères de formule
C 5H 12 (doc. 16).