Objectifs d’apprentissage
- Définir les forces de Van der Waals.
- Décrire les interactions dipôle-dipôle.
- Décrire les forces de dispersion de Londres.
Comment le garder au frais?
Les appareils d’imagerie par résonance magnétique (RMN) utilisent de l’azote liquide pour refroidir les aimants supraconducteurs. L’azote est un gaz à température ambiante et se liquéfie à -195,8 ° C. Son voisin du tableau périodique (oxygène) bout à -182,95 ° C. Les interactions entre les molécules d’azote (N 2) sont plus faibles, donc le point d’ébullition est plus bas. Les interactions entre les molécules non polaires dépendent du degré de fluctuation des électrons au sein de la molécule.
Forces de Van der Waals
Le premier type de force intermoléculaire nous envisageront de s’appeler les forces de van der Waals, d’après le chimiste néerlandais Johannes van der Waals (1837-1923). Les forces de Van der Waals sont la force intermoléculaire la plus faible et consistent en des forces dipôle-dipôle et des forces de dispersion.
Forces dipôle-dipôle
Les forces dipôle-dipôle sont les forces d’attraction qui se produisent entre les pôles molécules. Une molécule de chlorure d’hydrogène a un atome d’hydrogène partiellement positif et un atome de chlore partiellement négatif. Dans une collection de nombreuses molécules de chlorure d’hydrogène, ils s’aligneront de manière à ce que les régions de charge opposée des molécules voisines soient proches les unes des autres.
Figure 1. Les forces dipôle-dipôle sont le résultat de l’attraction de l’extrémité positive d’un dipôle vers l’extrémité négative d’un dipôle voisin.
Les forces dipôle-dipôle sont de nature similaire, mais beaucoup plus faibles que les liaisons ioniques.
Forces de dispersion de Londres
Les forces de dispersion sont également considérées comme un type de force de van der Waals et sont les plus faibles de toutes les forces intermoléculaires. On les appelle souvent les forces de Londres après Fritz London (1900-1954), qui a proposé pour la première fois leur existence en 1930. Les forces de dispersion de Londres sont les forces intermoléculaires qui se produisent entre les atomes et entre les molécules non polaires à la suite du mouvement des électrons.
Le nuage d’électrons d’un atome d’hélium contient deux électrons, dont on peut normalement s’attendre à ce qu’ils soient répartis de manière égale dans l’espace autour du noyau. Cependant, à tout moment donné, la distribution électronique peut être inégale, entraînant un dipôle instantané. Ce dipôle faible et temporaire influence ensuite les atomes d’hélium voisins par attraction et répulsion électrostatiques. Il induit un dipôle sur les atomes d’hélium à proximité.
Figure 2. Une courte durée de vie ou dipôle instantané dans un atome d’hélium.
Les dipôles instantanés et induits sont faiblement attirés l’un vers l’autre. La force des forces de dispersion augmente à mesure que le nombre d’électrons dans les atomes ou les molécules non polaires augmente.
Le groupe halogène se compose de quatre éléments qui prennent tous la forme de molécules diatomiques non polaires. Le tableau ci-dessous montre une comparaison des points de fusion et d’ébullition pour chacun.
| Molécule | Nombre total d’électrons | Point de fusion (° C) | Point d’ébullition ( ° C) | État physique à température ambiante |
| F 2 | 18 | -220 | -188 | gaz |
| Cl 2 | 34 | -102 | -34 | gaz |
| Br 2 | 70 | -7 | 59 | liquide |
| I 2 | 106 | 114 | 184 | solide |
Les forces de dispersion sont les plus fortes pour les molécules d’iode car elles ont le plus grand nombre d’électrons. Les forces relativement plus fortes entraînent des points de fusion et d’ébullition qui sont les plus élevés du groupe halogène. Ces forces sont suffisamment fortes pour maintenir les molécules d’iode proches les unes des autres à l’état solide à température ambiante. Les forces de dispersion sont progressivement plus faibles pour le brome, le chlore et le fluor et ceci est illustré par leurs points de fusion et d’ébullition régulièrement plus bas. Le brome est un liquide à température ambiante, tandis que le chlore et le fluor sont des gaz dont les molécules sont beaucoup plus éloignées les unes des autres. Les forces intermoléculaires sont presque inexistantes à l’état gazeux, et donc les forces de dispersion dans le chlore et le fluor ne deviennent mesurables que lorsque la température diminue et se condensent à l’état liquide.
Résumé
- Les forces de Van der Waals sont des interactions faibles entre des molécules qui impliquent des dipôles.
- Les molécules polaires ont des interactions dipôle-dipôle permanentes .
- Les molécules non polaires peuvent interagir au moyen des forces de dispersion de Londres.
Pratique
Utilisez le lien ci-dessous pour répondre aux questions suivantes:
- Que sont les attractions intermoléculaires?
- À quel point l’hélium doit-il refroidir avant qu’il ne forme un liquide?
- Peut-on en grand nombre des molécules sont-elles maintenues ensemble par des forces de dispersion?
- Les molécules longues et minces développent-elles des dipôles plus forts ou plus faibles que les molécules de graisse courtes?
Examen
- Quelles forces d’attraction se développent entre les molécules polaires?
- Qu’est-ce qui crée les forces de dispersion de Londres ?
- Les forces de dispersion de Londres sont-elles permanentes ou temporaires?
- Les forces de dispersion pour Cl 2 sont-elles plus fortes ou plus faibles que celles pour Br2?
Glossaire
- Forces dipôle-dipôle: les forces d’attraction qui se produisent entre les molécules polaires
- Forces de dispersion de Londres : Les forces intermoléculaires qui se produisent entre les atomes et entre les nonpo molécules de lar en raison du mouvement des électrons.
- Forces de Van der Waals: La force intermoléculaire la plus faible et se compose de forces dipôle-dipôle et de forces de dispersion.