Interactions intermoléculaires et cohésion

Introduction

Les propriétés macroscopiques de la matière — températures de changement d'état, viscosité, solubilité — dépendent des forces qui s'exercent entre les molécules. Ces interactions intermoléculaires sont beaucoup plus faibles que les liaisons covalentes qui maintiennent les atomes au sein des molécules, mais elles jouent un rôle essentiel dans la cohésion des liquides et des solides moléculaires. En Première, on étudie les interactions de Van der Waals et la liaison hydrogène, et on apprend comment elles influencent les propriétés physiques des substances.

Section 1 — Les interactions de Van der Waals

Les interactions de Van der Waals regroupent trois types de forces attractives entre molécules, toutes de faible intensité ($< 10$ kJ·mol$^{-1}$).

Interaction de Keesom (dipôle permanent – dipôle permanent)

Entre deux molécules polaires (possédant un moment dipolaire permanent $\mu \neq 0$), les charges partielles $\delta^+$ et $\delta^-$ interagissent : les pôles de signes opposés s'attirent. Plus le moment dipolaire $\mu$ est élevé, plus l'interaction est intense.

Exemple : les molécules de chlorure d'hydrogène $HCl$ (moment dipolaire élevé) présentent des interactions de Keesom significatives.

Interaction de Debye (dipôle permanent – dipôle induit)

Lorsqu'une molécule polaire s'approche d'une molécule apolaire, elle déforme le nuage électronique de cette dernière et crée un dipôle induit. L'attraction entre le dipôle permanent et le dipôle induit constitue l'interaction de Debye. Elle est plus faible que l'interaction de Keesom.

Interaction de London (dipôle instantané – dipôle induit)

Même dans une molécule apolaire, les électrons sont en mouvement permanent. À un instant donné, la répartition des électrons peut être asymétrique, créant un dipôle instantané qui induit à son tour un dipôle dans une molécule voisine. L'interaction de London existe dans toutes les molécules, qu'elles soient polaires ou apolaires. C'est la seule interaction de Van der Waals présente dans les molécules apolaires comme $CH_4$, $N_2$ ou les gaz nobles.

Facteur d'influence : l'interaction de London augmente avec la taille du nuage électronique (nombre d'électrons). Ainsi, dans la série des alcanes linéaires ($CH_4$, $C_2H_6$, $C_3H_8$…), les forces de London augmentent avec la longueur de la chaîne carbonée, ce qui explique l'augmentation des températures d'ébullition.

Section 2 — La liaison hydrogène

Nature et formation

La liaison hydrogène est une interaction intermoléculaire spécifique, nettement plus forte que les interactions de Van der Waals (énergie typique : $10$ à $40$ kJ·mol$^{-1}$). Elle se forme lorsqu'un atome d'hydrogène $H$, lié de façon covalente à un atome très électronégatif ($O$, $N$ ou $F$), interagit avec un autre atome électronégatif porteur d'un doublet non liant :

$$X\text{–}H \cdots Y \quad \text{avec } X, Y \in \{O, N, F\}$$

La liaison $X\text{–}H$ étant très polarisée, l'atome $H$ porte une forte charge partielle $\delta^+$ qui interagit avec le doublet non liant de $Y$.

Exemples importants

• Eau ($H_2O$) : chaque molécule peut former jusqu'à 4 liaisons hydrogène ($O\text{–}H \cdots O$), ce qui explique la température d'ébullition exceptionnellement élevée de l'eau ($100$ °C) par rapport à $H_2S$ ($-60$ °C).
• ADN : les bases complémentaires (A–T et G–C) sont reliées par des liaisons hydrogène de type $N\text{–}H \cdots O$ et $N\text{–}H \cdots N$, assurant la cohésion de la double hélice.
• Éthanol ($C_2H_5OH$) : les liaisons $O\text{–}H \cdots O$ entre molécules expliquent que l'éthanol ($T_{eb} = 78$ °C) bout bien plus haut que l'éther diéthylique ($C_4H_{10}O$, $T_{eb} = 35$ °C) de masse molaire similaire mais sans liaison hydrogène.

Section 3 — Influence sur les propriétés physiques

Température de changement d'état

Plus les interactions intermoléculaires sont intenses, plus il faut fournir d'énergie pour séparer les molécules. En conséquence :

• La température de fusion et la température d'ébullition sont d'autant plus élevées que les interactions sont fortes.
• L'ordre d'intensité est : London < Keesom/Debye < Liaison hydrogène.

Viscosité

La viscosité d'un liquide traduit sa résistance à l'écoulement. Elle augmente avec l'intensité des interactions intermoléculaires. Le glycérol ($C_3H_8O_3$), possédant trois groupes hydroxyle $\text{–}OH$ capables de former de nombreuses liaisons hydrogène, est beaucoup plus visqueux que l'eau ou l'éthanol.

Ordre de grandeur des énergies d'interaction

À noter : la liaison covalente est une liaison intramoléculaire (elle lie des atomes au sein d'une molécule), contrairement aux interactions intermoléculaires qui s'exercent entre molécules.

Section 4 — Application : exercice résolu

Énoncé : Classer les substances suivantes par température d'ébullition croissante : propane $C_3H_8$, éthanol $C_2H_5OH$, acide propanoïque $C_2H_5COOH$. Justifier.

Résolution :

• Propane ($C_3H_8$) : molécule apolaire, seules les forces de London s'exercent → $T_{eb}$ la plus basse ($-42$ °C).
• Éthanol ($C_2H_5OH$) : possède un groupe $\text{–}OH$ → liaisons hydrogène $O\text{–}H \cdots O$ en plus des forces de London → $T_{eb}$ intermédiaire ($78$ °C).
• Acide propanoïque ($C_2H_5COOH$) : possède un groupe $\text{–}COOH$ formant des dimères par double liaison hydrogène → interactions les plus fortes → $T_{eb}$ la plus élevée ($141$ °C).

Classement : $T_{eb}(C_3H_8) < T_{eb}(C_2H_5OH) < T_{eb}(C_2H_5COOH)$

À retenir

• Les interactions de Van der Waals (Keesom, Debye, London) sont des forces faibles entre molécules ; London existe dans toutes les molécules.
• La liaison hydrogène ($X\text{–}H \cdots Y$ avec $X, Y \in \{O, N, F\}$) est plus forte ($10$–$40$ kJ·mol$^{-1}$) que les forces de Van der Waals.
• Plus les interactions intermoléculaires sont intenses, plus les températures de changement d'état et la viscosité sont élevées.
• Les forces de London augmentent avec la taille du nuage électronique (longueur de chaîne carbonée).
• Ne pas confondre les interactions intermoléculaires (entre molécules, faibles) et les liaisons covalentes (intramoléculaires, fortes).