Les forces et liaisons chimiques - Partie 1

  

 

Un peu d'ABC ...

 

FORCES

 

INTRA et INTER

 

moléculaires

  

 

 

  

1


  

  

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    AGITATION et RENCONTRE des particules

L’agitation continuelle des particules (e.a. atomes) fait qu’elles subissent des mouvements de translation qui peuvent amener deux d’entr’elles à proximité ; des forces d’attraction et de répulsion apparaissent alors. On notera : d'une part, la force de répulsion entre les deux protons et entre les deux nuages électroniques et d'autre part, la force d'attraction entre le proton de chaque atome et le nuage électronique de l'autre atome.

Lorsque les deux atomes se trouvent à une très grande distance l'un de l'autre, ils n'ont guère d'influence l'un sur l'autre. La force de répulsion entre deux charges nucléaires est négligeable. Lorsque deux atomes se rapprochent, les deux noyaux atomiques (protons) chargés positivement se rapprochent toujours davantage l'un de l'autre. Etant donné que deux charges identiques se repoussent l'une l'autre, la répulsion entre les noyaux sera toujours plus forte. La force de répulsion entre les particules est proportionnelle au carré de la distance. Pour de petites distances, on obtient une force de répulsion supplémentaire suite au chevauchement des nuages électroniques, si bien que la force de répulsion totale (ligne jaune sur le graphique) devient très intense. La forme de la courbe qui décrit la répulsion entre les nuages électroniques ne peut être obtenue qu'à l'aide de la mécanique ondulatoire. La courbe expérimentale qui décrit la force de répulsion totale en fonction de la distance présente généralement une allure exponentielle.

 

Au fur et à mesure que les deux atomes se rapprochent l'un de l'autre, une seconde force apparaît également. L'attraction du nuage électronique du premier atome par la charge nucléaire de l'autre atome (force d'attraction entre des particules de charges opposées) ne fait qu'augmenter. Ce nuage électronique se retrouve de plus en plus entre les deux noyaux. De cette manière, les deux particules sont attirées l'une vers l'autre (ligne rouge sur le graphique).

Etant donné que les deux forces possèdent des directions opposées, on représente la force de répulsion avec une valeur positive et la force d'attraction avec une valeur négative. Ainsi, arrivés à une distance caractéristique, les deux atomes sont à l’origine de deux types de forces qui établissent un équilibre mutuel et dynamique qui caractérisera la liaison chimique. Il faudra fournir de l’énergie pour rapprocher ou pour éloigner les deux atomes l’un de l’autre.

    

    COLLISIONS et LIAISONS CHIMIQUES

L'endroit où les deux forces sont égales tout en étant opposées est désigné par le terme "distance de liaison" (r0) on a besoin d'une énergie de 436 kJ.entre les deux atomes.

Lorsque les deux atomes se rapprochent l'un de l'autre, la force des répulsions prédomine; lorsque les particules s'écartent l'une de l'autre, la force d'attraction l'emporte. Les particules reprennent chaque fois leur position d'équilibre,

On peut comparer ce phénomène à un ressort auquel est suspendue une masse déterminée. Qu'on étire le ressort ou qu'on le comprime, il retourne toujours à son état de repos. Dans cette position d'équilibre, l'énergie potentielle des particules est minimale. Cet état de fait est représenté sur le deuxième graphique. On attribue la valeur zéro à l'énergie potentielle des deux particules se trouvant à une distance infinie l'une de l'autre. Lorsque les particules se rapprochent, l'énergie potentielle diminue jusqu'à ce qu'elle atteigne sa valeur minimale. Les deux particules atteignent leur énergie potentielle minimale lorsqu'elles se trouvent à une distance de 0.74x10-10 m l'une de l'autre. Cette distance représente la distance de liaison dans la molécule de dihydrogène.

Pour rompre une liaison, on doit ajouter de l'énergie (énergie de liaison) pour éloigner les particules l'une de l'autre. Pour la molécule d'hydrogène, l'énergie de liaison s'élève à -436 kJ/mole. On veut dire par là que, pour décomposer 1 mole de dihydrogène, on a besoin d’une énergie de 436 kJ.

Par contre, la formation de la même liaison dégagera 436 kJ/mole ; l'enthalpie de la molécule diminue.

 

    DISTANCES et ANGLES des liaisons

La structure spatiale d'une molécule est déterminée principalement par le type des atomes dans la molécule, par leurs configurations électroniques et par les types de liaisons résultantes qu'ils peuvent manifester l'un par rapport à l'autre. Le résultat concret de ce processus de liaison est une molécule plus stable incorporée en phase solide dans une structure de réseau plus grande, si bien que les atomes ou les ions se trouvent à une distance de liaison déterminée et forment un angle de liaison déterminé les uns par rapport aux autres. Bien que les atomes, les ions et les molécules continuent à manifester toutes sortes de mouvements vibratoires les uns par rapport aux autres, même à l'état de substance solide, on peut parler de distances de liaison moyennes et d'angles de liaison moyens dans les limites desquels ces mouvement vibratoires se manifestent.

Pour un atome isolé (par exemple un atome d'hydrogène), on pourrait parler de rayons atomiques. II n'empêche que la valeur du rayon d'un atome isolé est très difficile à déterminer par expérience, d'une part par le fait que des atomes complètement isolés n'existent pas en réalité, et d'autre part par le fait que l'enveloppe électronique autour d'un noyau atomique ne présente pas une limite externe nettement définie. On peut juste calculer dans quel domaine de l'espace une grande probabilité existe de rencontrer par exemple les électrons de valence.

Le rayon atomique d'un atome est par conséquent défini comme étant la moitié de la distance entre les noyaux atomiques de deux atomes de même type reliés l'un à l'autre. C'est ainsi que le rayon atomique de l'atome d'hydrogène représente la moitié de la distance entre deux noyaux d'hydrogène dans la molécule de H2. Pour le fer, par exemple, on prendra la moitié de la distance entre deux noyaux de fer liés l'un à l'autre dans un   réseau de fer métallique. Pour les liaisons ioniques (p. ex. NaCl) à l'état de substance solide, on peut déterminer le rayon ionique, par exemple par analyse aux rayons X, des ions dans un réseau cristallin. Le rayon ionique d'un ion positif (cation, par exemple Na+) est inférieur au rayon atomique correspondant, le rayon ionique d'un ion négatif (anion, par exemple Cl-) étant supérieur au rayon atomique correspondant.

Les molécules qui se trouvent à proximité l'une de l'autre exercent l'une sur l'autre des forces de liaisons (ou d'interactions moléculaires) encore plus faibles. La figure et les exemples suivants montrent que ces forces de liaison ou d'interaction dépendent de la nature des éléments chimiques réalisant les liaisons intramoléculaires respectivement de type covalente parfaite (p. ex. CH4 ... cliquez pour visionner), covalente polarisée (p. ex. HCl), pont hydrogène (p. ex. H2O ... cliquez pour visionner) ionique ou covalente coordinative (p. ex. des ions complexes).

Ces forces de liaisons intermoléculaires sont considérablement plus faibles que les liaisons chimiques intramoléculaires. La distance sur laquelle ces forces de liaison intermoléculaires se manifestent peut être déterminée par expérience. On parle alors de "forces de Vanderwaals" et de "rayons de Vanderwaals" en fonction du nom de celui qui a découvert ces forces de liaisons. Le rayon de Vanderwaals d'un atome donne par conséquent une idée de la distance sur laquelle cet atome, à l'extérieur d'une molécule, peut encore exercer une force de liaison par rapport à des atomes d'une molécule voisine. La figure suivante montre que la forme de la molécule - ici, trois isomères du pentane C5H12 - influence également ces forces de liaison intermoléculaire et, de là, leurs propriétés physiques (p. ex. la t° d'ébullition).

Les angles de liaisons les plus courants entre des liaisons chimiques sont: 90° (et 120°) dans la molécule PF3Cl2, 109° pour la molécule CH4, 120° dans SO3, et 180° dans CO2 par exemples. II s'agit néanmoins d'angles de liaison pour des fragments moléculaires isolés comprenant chaque fois trois atomes. Suite à des différences de densité de charge dans une molécule et à des différences de volume entre les atomes présents, les angles de liaison standard peuvent subir une "déformation".  

On peut également voir, par exemple sur la figure précédente, une représentation "idéalisée" des longueurs de liaison et des angles de liaisons dans la molécule de l'acide éthanoïque (acide acétique ou encore vinaigre).

 


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