1.12 : Forces intermoléculaires et propriétés physiques

Les forces intermoléculaires sont des forces d'attraction qui existent entre les molécules. Elles dictent plusieurs propriétés globales, telles que les points de fusion, les points d'ébullition et les solubilités (miscibilités) des substances. Par exemple, un liquide à point d'ébullition élevé, comme l'eau (H₂O, point d'ébullition 100 °C), présente des forces intermoléculaires plus fortes qu'un liquide à point d'ébullition bas, comme l'hexane (C₆H₁₄, point d'ébullition 68,73 °C). Les trois types d'interactions intermoléculaires comprennent i) les forces ion-dipôle, ii) les interactions dipôle-dipôle et iii) les forces de van der Waals, qui incluent les forces de dispersion de Londres.

1. Forces ion-dipolaires

Les forces ion-dipôle sont les attractions électrostatiques entre un ion et un dipôle. Elles sont courantes dans les solutions et jouent un rôle important dans la dissolution des composés ioniques, comme le KCl, dans l'eau. La force des interactions ion-dipôle est directement proportionnelle à i) la charge de l'ion et ii) à la magnitude du dipôle des molécules polaires.

2. Interactions dipôle-dipôle

Les molécules polaires ont une charge partielle positive à une extrémité et une charge partielle négative à l’autre extrémité de la molécule – une séparation de charge appelée dipôle. La force d'attraction entre deux dipôles permanents est appelée attraction dipôle-dipôle : la force électrostatique entre l'extrémité partiellement positive d'une molécule polaire et l'extrémité partiellement négative d'une autre. La liaison hydrogène est un type d'interaction dipôle-dipôle entre des molécules avec de l'hydrogène, liées à un atome hautement électronégatif, tel que O, N ou F. L'atome H partiellement chargé positivement résultant sur une molécule (le donneur de liaison hydrogène) pourrait interagir fortement avec une paire d'électrons libres d'un atome O, N ou F partiellement chargé négativement sur des molécules adjacentes (l'accepteur de liaison hydrogène). La liaison hydrogène augmente considérablement le point d’ébullition.

3. Van der Waals et les forces de dispersion de Londres

La plus faible de toutes les forces est la force de Van der Waals, qui dépend des distances intermoléculaires entre les atomes et les molécules. Les forces de dispersion de Londres, un sous-ensemble des forces de Van der Waals, résultent d'interactions entre atomes/molécules non chargés en raison de changements temporaires et spontanés dans la distribution électronique. La puissance de ces forces semble augmenter avec l’augmentation du poids moléculaire en raison de l’augmentation de la surface spécifique. En conséquence, les composés de poids moléculaires plus élevés bouilliront généralement à des températures plus élevées. Il convient de noter qu’un hydrocarbure ramifié (néopentane) a normalement une surface spécifique plus petite que son isomère à chaîne droite (n-pentane) respectif et, par conséquent, un point d’ébullition plus bas.

4. Solubilité des composés organiques dans l'eau

Les liquides qui peuvent être mélangés de manière homogène dans n'importe quelle proportion sont dits miscibles. Les liquides miscibles ont des polarités similaires. Par exemple, le méthanol et l’eau sont tous deux polaires et capables de se lier à l’hydrogène. Lors du mélange, le méthanol et l'eau interagissent via des liaisons hydrogène intermoléculaires de force comparable aux interactions méthanol-méthanol et eau-eau ; ils sont donc miscibles. De même, les liquides non polaires comme l’hexane et le brome sont miscibles entre eux grâce aux forces de dispersion. L’axiome chimique « le semblable dissout le semblable » est utile pour prédire la miscibilité des composés. Deux liquides qui ne se mélangent pas de manière appréciable sont dits non miscibles. Par exemple, l'hexane non polaire n'est pas miscible dans l'eau polaire. Les forces d’attraction relativement faibles entre l’hexane et l’eau ne parviennent pas à vaincre de manière adéquate les forces de liaison hydrogène plus fortes entre les molécules d’eau.

Ce texte est adapté d' Openstax, Chemistry 2e, Section 10.1: Intermolecular Forces, Section 11.3: Solubility, and Chapter 10: Liquids and Solids.