Forces dipolaires dipolaires



Le forces dipolaires dipolairesou les forces de Keesom sont les interactions intermoléculaires présentes dans les molécules à moments dipolaires permanents. C'est l'une des forces de Van der Waals et, bien qu'elle soit loin d'être la plus forte, c'est un facteur clé qui explique les propriétés physiques de nombreux composés.

Le terme "dipôle" fait explicitement référence à deux pôles: un négatif et un positif. On parle donc de molécules dipolaires lorsqu'elles ont des régions définies de densités électroniques faibles et élevées, ce qui n'est possible que si les électrons "migrent" préférentiellement vers certains atomes: le plus électronégatif.

L'image supérieure illustre les interactions dipôle-dipôle entre deux molécules A-B avec des moments dipolaires permanents. En outre, on peut observer comment les molécules sont orientées pour que les interactions soient efficaces. De cette manière, la région positive δ + attire la région négative δ-.

Selon ce qui précède, on peut spécifier que ce type d’interactions est directionnel (contrairement aux interactions charge-charge ioniques). Les molécules dans leur environnement orientent leurs pôles de telle manière que, même si elles sont faibles, la somme de toutes ces interactions donne une grande stabilité intermoléculaire au composé.

Il en résulte des composés (organiques ou inorganiques) capables de former des interactions dipôle-dipôle présentant des points d'ébullition ou de fusion élevés.

Index

  • 1 moment dipolaire
    • 1.1 Symétrie
    • 1.2 Asymétrie dans les molécules non linéaires
  • 2 Orientations des dipôles
  • 3 Interactions par ponts d'hydrogène
  • 4 références

Moment Dipolaire

Le moment dipolaire µ d'une molécule est une grandeur vectorielle. En d'autres termes: cela dépend des directions où il y a un gradient de polarité. Comment et pourquoi ce gradient prend-il naissance? La réponse réside dans les liens et dans la nature intrinsèque des atomes des éléments.

Par exemple, dans l'image supérieure A est plus électronégative que B, donc dans le lien A-B, la densité électronique la plus élevée se situe autour de A.

D'autre part, B "abandonne" son nuage électronique et est donc entouré d'une région pauvre en électrons. Cette différence d'électronégativité entre A et B crée le gradient de polarité.

Comme une région est riche en électrons (δ-) alors que l’autre est pauvre en électrons (δ +), les deux pôles apparaissent, ce qui, selon la distance qui les sépare, produit des magnitudes différentes de µ, déterminées pour chaque composé .

Symétrie

Si une molécule d'un composé donné a un μ = 0, alors on dit que c'est une molécule apolaire (même si elle a des gradients de polarité).

Pour comprendre comment la symétrie - et donc la géométrie moléculaire - joue un rôle important dans ce paramètre, il est nécessaire de considérer à nouveau le lien A-B.

En raison de la différence de leurs électronégativités, il existe des régions définies riches et pauvres en électrons.

Et si les liens étaient A-A ou B-B? Dans ces molécules, il n'y aurait pas de moment dipolaire, puisque les deux atomes attirent de la même manière les électrons de la liaison (liaison covalente à cent pour cent).

Comme on peut le voir sur l'image, ni la molécule A-A ni la molécule B-B ne sont des régions riches ou pauvres en électrons (rouge et bleu) maintenant observées. Ici, un autre type de forces est responsable de tenir ensemble2 et B2: interactions dipôle-dipôle induites, également appelées forces de Londres ou forces de dispersion.

Au contraire, si les molécules étaient de type AOA ou BOB, il y aurait des répulsions entre leurs pôles car elles ont les mêmes charges:

Les régions δ + de deux molécules BOB ne permettent pas une interaction dipôle-dipôle efficace; il en va de même pour les régions δ des deux molécules AOA. De plus, les deux paires de molécules ont un μ = 0. Le gradient de polarité O-A est annulé vectoriquement avec celui de la liaison A-O.

Par conséquent, dans la paire AOA et BOB, les forces de dispersion entrent également en jeu, en raison de l'absence d'orientation efficace des dipôles.

Asymétrie dans les molécules non linéaires

Le cas le plus simple est celui de la molécule CF4 (ou tapez CX4). Ici, C a une géométrie moléculaire tétraédrique et les régions riches en électrons sont aux sommets, en particulier sur les atomes électronégatifs de F.

Le gradient de polarité C-F est annulé dans n’importe laquelle des directions du tétraèdre, ce qui fait que la somme vectorielle de tous ceux-ci est égale à 0.

Ainsi, bien que le centre du tétraèdre soit très positif (δ +) et ses sommets très négatifs (δ-), cette molécule ne peut pas former d’interactions dipole-dipôle avec d’autres molécules.

Orientations des dipôles

Dans le cas des molécules linéaires A-B, celles-ci sont orientées de manière à former les interactions dipole-dipôle les plus efficaces (comme on le voit sur l'image ci-dessus). Ce qui précède est applicable de la même manière pour d’autres géométries moléculaires; par exemple, les angulaires dans le cas des molécules NO2.

Ainsi, ces interactions déterminent si le composé A-B est un gaz, un liquide ou un solide à température ambiante.

Dans le cas des composés A2 et B2 (ceux des ellipses mauves), il est très probable qu'ils soient gazeux. Cependant, si leurs atomes sont très volumineux et facilement polarisables (ce qui augmente les forces de Londres), alors les deux composés peuvent être solides ou liquides.

Plus les interactions dipôle-dipôle sont fortes, plus la cohésion entre les molécules est grande; de même, les points de fusion et d'ébullition du composé seront plus élevés. C'est parce que des températures plus élevées sont nécessaires pour "briser" ces interactions.

En revanche, une augmentation de la température provoque la vibration, la rotation et le déplacement des molécules. Cette "agitation moléculaire" altère les orientations des dipôles et, par conséquent, les forces intermoléculaires du composé sont affaiblies.

Interactions par ponts d'hydrogène

Dans l'image supérieure, cinq molécules d'eau apparaissent en interaction avec les liaisons hydrogène. C'est un type particulier d'interactions dipôle-dipôle. La région pauvre en électrons est occupée par H; et la région riche en électrons (δ-) est occupée par les atomes hautement électronégatifs N, O et F.

C'est-à-dire que les molécules avec des atomes N, O et F liés à H peuvent former des liaisons hydrogène.

Ainsi, les liaisons hydrogène sont O-H-O, N-H-N et F-H-F, O-H-N, N-H-O, etc. Ces molécules ont des moments dipolaires permanents et très intenses qui les orientent correctement pour «tirer le meilleur parti de ces ponts».

Ils sont énergétiquement plus faibles que toute liaison covalente ou ionique. Bien que la somme de toutes les liaisons hydrogène dans la phase d'un composé (solide, liquide ou gazeux) lui confère des propriétés qui le définissent comme unique.

C'est le cas, par exemple, de l'eau dont les ponts d'hydrogène sont responsables de son point d'ébullition élevé et qui, à l'état de glace, est moins dense que l'eau liquide; raison pour laquelle les icebergs flottent dans les mers.

Références

  1. Forces dipolaires-dipolaires. Récupéré le 30 mai 2018 de: chem.purdue.edu
  2. Apprentissage sans limites Force dipolaire-dipolaire. Récupéré le 30 mai 2018 de: courses.lumenlearning.com
  3. Jennifer Roushar (2016). Forces dipolaires-dipolaires. Récupéré le 30 mai 2018 de: sophia.org
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3 mai 2018). Quels sont les exemples de liaison hydrogène? Récupéré le 30 mai 2018 de: thoughtco.com
  5. Mathews, C.K., Van Holde, K.E. et Ahern, K.G. (2002) Biochimie. Troisième édition. Addison Wesley Longman, Inc., P 33.
  6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chimie (8ème éd.). CENGAGE Learning, p 450-452.
  7. Utilisateur Qwerter (16 avril 2011). Modèles 3D de liaisons hydrogène dans l'eau. [Figure] Récupéré le 30 mai 2018 de: commons.wikimedia.org