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Les forces de van der Waals

Les forces de Van der Waals sont des interactions intermoléculaires relativement faibles et de courte portée qui se produisent entre les molécules neutres. Elles sont essentielles dans de nombreux phénomènes physiques, chimiques et biologiques. Ces forces portent le nom du physicien Johannes Diderik van der Waals

, qui a étudié les forces intermoléculaires et formulé une théorie expliquant les comportements des gaz et des liquides réels en 1873.

Ces interactions sont dues à des dipôles temporaires ou permanents entre les molécules. On en distingue de trois sortes :

a) Les forces de dispersion de London résultent des fluctuations temporaires dans la distribution des charges électriques.
b) Les forces de Keesom (dipôle permanent-dipôle permanent), plus fortes que les force de London, résultent de l'interaction entre les charges positives et négatives permanentes de deux molécules polaires.
c) Les forces de Debye (dipôle induit-dipôle permanent) agissent entre une molécule polaire (dipôle permanent ) et une molécule non polaire.

Les forces de Van der Waals sont additives, ce qui signifie que la force totale entre deux molécules est la somme des forces de Keesom, Debye et London. Elles sont toujours attractives. L'intensité des forces de Van der Waals dépend de la taille et de la forme des molécules, ainsi que de leur polarisabilité. En général, les forces de Van der Waals augmentent avec la taille des molécules et avec leur polarisabilité.

Importance des forces de Van der Waals.
Les forces de Van der Waals sont bien plus faibles que les liaisons covalentes ou ioniques et l'intensité de ces interactions diminue rapidement avec la distance entre les molécules. Par exemple, les forces de dispersion suivent une loi de variation inverse de la sixième puissance de la distance entre les molécules (1/r⁶). Cependant, ces forces sont essentielles dans le comportement des gaz, des liquides et des solides, ainsi que dans l'auto-organisation des molécules biologiques.

Comportement des gaz réels.
Les forces de Van der Waals expliquent la déviation des gaz réels par rapport aux modèles idéaux de gaz. Les forces de dispersion et les interactions dipôles sont prises en compte dans l'équation de Van der Waals, qui modélise le comportement des gaz réels sous haute pression ou à basse température.

Molécules biologiques.
Les forces de Van der Waals jouent un rôle clé dans la structure des protéines, des acides nucléiques (comme l'ADN), et d'autres complexes biologiques. Elles aident à stabiliser la structure tridimensionnelle des macromolécules et favorisent la reconnaissance entre les molécules (par exemple, dans les interactions entre enzymes et substrats).

Matières solides et liquides.
Les forces de Van der Waals influencent la cohésion entre les molécules dans les liquides et les solides moléculaires (par exemple, la glace). Elles affectent des propriétés telles que le point d'ébullition et de fusion des substances, la solubilité, la structure cristalline, et la viscosité des liquides. Par exemple, les gaz nobles, qui sont de petites molécules non polaires, ont des points de fusion et d'ébullition très bas en raison de l'absence de forces de Van der Waals significatives.

Technologies et matériaux.
Les propriétés des matériaux comme les nanoparticules et les métamatériaux sont en partie déterminées par les forces de Van der Waals. Par exemple, dans les systèmes de colloïdes, les interactions de Van der Waals déterminent la stabilité des suspensions.

Principaux types de forces de Van der Waals

Il existe plusieurs types de forces de Van der Waals, qui se distinguent par leur origine et leur mécanisme d'action. On distingue trois types principaux :

Forces de dispersion (ou forces de London).
Les forces de dispersion, également appelées forces de London ou forces de Van der Waals instantanées, sont sont des interactions intermoléculaires faibles et à courte portée qui se produisent entre toutes les molécules, que celles-ci soient polaires ou non polaires. Ce sont les plus communes parmi les forces de Van der Waals. Elles sont nommées d'après Fritz London, qui les a théorisées en 1930.

Les forces de London résultent de l'interaction entre les dipôles instantanés induits dans les molécules. Dans toute molécule, la distribution des électrons est en constante fluctuation. Parfois, les électrons se concentrent plus sur un côté de la molécule, créant une distribution temporaire de charge. Ce dipôle instantané crée un champ électrique qui affecte les électrons de la molécule voisine, les déplaçant légèrement pour créer un dipôle temporaire opposé. L'extrémité positive de la première molécule est attirée par l'extrémité négative de la deuxième molécule, et vice versa.

Les forces de London sont présentes dans toutes les molécules, même les molécules non polaires (comme les gaz nobles ou les hydrocarbures). L'intensité de la force de dispersion dépend de la taille et de la forme des molécules. Plus une molécule est grande, plus elle possède de nombreux électrons, ce qui augmente la force de dispersion. Les forces de London augmentent avec la surface de contact entre les molécules.

Les forces de London sont les plus faibles des forces de Van der Waals et agissent à des distances très courtes, généralement inférieures à 1 nanomètre. Elles ne dépendent pas de la température de la même manière que les forces de Keesom ou Debye. Elles sont présentes à toutes les températures, mais elles sont plus importantes à des températures basses où l'agitation thermique est moindre. Une molécule plus polarisable crée un dipôle temporaire plus fort, ce qui renforce l'attraction.

Exemples de manifestations des forces de London :

• Solubilité des gaz non polaires dans des liquides non polaires. - Par exemple, l'hélium (un gaz non polaire) peut se dissoudre dans l'argon (un autre gaz non polaire) grâce aux forces de London.
• Cohésion des liquides non polaires. - Les forces de London sont responsables de la cohésion des liquides non polaires tels que l'hexane ou le méthane.
• Condensation des gaz en liquides. - Les forces de London jouent un rôle important dans la condensation des gaz en liquides. Elles sont responsables de l'attraction entre les molécules qui permettent la formation d'un état liquide.

Forces dipôle induit-dipôle (ou interactions de Debye).
Les forces dipôle induit-dipôle sont une forme de force de Van der Waals qui se produit entre une molécule polaire (dipôle permanent ) et une molécule non polaire. Elles sont nommées d'après Peter J.W. Debye, qui les a étudiées en détail.

Lorsque la molécule polaire approche la molécule non polaire, son champ électrique déplace légèrement les électrons de la molécule non polaire, créant un dipôle temporaire (dipôle induit). Ce dipôle temporaire crée une attraction électrostatique entre la molécule polaire et la molécule non polaire. L'extrémité positive de la molécule polaire est attirée par la partie négativement polarisée de la molécule non polaire, et vice versa. Ce type de force est plus faible que les forces dipôle-dipôle, mais il peut être significatif dans certains cas, surtout quand la molécule polaire est très électronégative (par exemple, l'oxygène ou l'azote).

Les forces de Debye agissent à des distances légèrement supérieures à celles des forces de London mais inférieures à celles des forces de Keesom. Contrairement aux forces de Keesom, les forces de Debye ne sont pas fortement dépendantes de la température, car elles ne dépendent pas de l'orientation préférentielle des dipôles permanents. L'intensité des forces de Debye dépend de la polarisabilité de la molécule non polaire. Une molécule non polaire plus polarisable crée un dipôle temporaire plus fort, ce qui renforce l'attraction.

Exemples de manifestations des forces de Debye :

• Solubilité des gaz non polaires dans des liquides polaires. - Par exemple, l'argon (un gaz non polaire) peut se dissoudre dans l'eau (un liquide polaire) grâce aux forces de Debye. L'eau induit un dipôle temporaire dans l'argon, créant une attraction entre l'eau et l'argon.
• Adsorption sur des surfaces polaires. - Les molécules non polaires peuvent s'adsorber sur des surfaces polaires grâce aux forces de Debye. Par exemple, la vapeur d'eau (molécule polaire) peut s'adsorber sur des surfaces de verre (partiellement polaire).

Forces de Keesom (dipôle permanent-dipôle permanent).
Les forces dipôle-dipôle sont des interactions entre les molécules polaires, c'est-à-dire celles qui ont un moment dipolaire permanent. Dans ces molécules, l'une des extrémités est légèrement chargée positivement, tandis que l'autre est légèrement chargée négativement. L'extrémité positive (δ⁺) du dipôle d'une molécule est attirée par l'extrémité négative (δ^-) du dipôle d'une autre molécule. C'est une attraction électrostatique classique. Les molécules polaires s'orientent alors de manière à maximiser ces interactions attractives. Elles vont s'aligner pour que leurs dipôles soient antiparallèles (le δ⁺ d'une molécule face au δ^- d'une autre). Cette interaction et cette orientation préférentielle résultent en une force attractive nette entre les molécules polaires. C'est la force de Keesom.

Les forces de Keesom agissent à des distances légèrement supérieures aux forces de London. Contrairement aux forces de London, les forces de Keesom sont sensibles à la température. À haute température, l'agitation thermique perturbe l'alignement des dipôles, ce qui affaiblit la force de Keesom. L'intensité de la force de Keesom est directement proportionnelle à l'amplitude des moments dipolaires des molécules impliquées. Plus les molécules sont polaires (plus la séparation de charges est grande), plus la force de Keesom est forte.

Exemples de molécules où les forces de Keesom sont importantes :

• Chlorure d'hydrogène (HCl). - L'atome de chlore est plus électronégatif que l'hydrogène et crée un dipôle permanent.
• Chloroforme (CHCl3). - La différence d'électronégativité entre le chlore et le carbone (et l'hydrogène) rend la molécule polaire.
• Acétone (CH3COCH3). - L'oxygène du groupement carbonyle est plus électronégatif que le carbone.

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