QUE SONT LES FORCES DIPOLAIRES DIPOLAIRES? - CHIMIE - 2024

Les forces dipolaires dipolaires ou forces de Keesom sont ces interactions intermoléculaires présentes dans les molécules avec des 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» désigne explicitement deux pôles: un négatif et un positif. Ainsi, on parle de molécules dipolaires lorsqu'elles ont défini des régions de densités électroniques élevées et faibles, ce qui n'est possible que si les électrons "migrent" préférentiellement vers certains atomes: les plus électronégatifs.

L'image du haut illustre les interactions dipôle-dipôle entre deux molécules AB avec des moments dipolaires permanents. De même, on peut observer comment les molécules sont orientées pour que les interactions soient efficaces. Ainsi, la région positive δ + attire la région négative δ-.

Selon ce qui précède, on peut préciser que ces types d'interactions sont directionnelles (contrairement aux interactions charge-charge ioniques). Les molécules dans leur environnement orientent leurs pôles de telle manière que, bien que faibles, la somme de toutes ces interactions confère au composé une grande stabilité intermoléculaire.

Ceci a pour conséquence que les composés (organiques ou inorganiques) capables de former des interactions dipôle-dipôle présentent des points d'ébullition ou de fusion élevés.

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 dégradé est-il né? La réponse réside dans les liaisons et dans la nature intrinsèque des atomes des éléments.

Par exemple, dans l'image supérieure, A est plus électronégatif que B, donc dans la liaison AB, la densité électronique la plus élevée se situe autour de A.

D'autre part, B «abandonne» son nuage d'électrons et, par conséquent, est entouré d'une région pauvre en électrons. Cette différence d'électronégativités entre A et B crée le gradient de polarité.

Comme une région est riche en électrons (δ-) tandis que l'autre est pauvre en électrons (δ +), les deux pôles apparaissent, qui, en fonction des distances qui les séparent, proviennent de différentes magnitudes de µ, qui sont déterminées pour chaque composé.

Symétrie

Si une molécule d'un certain composé a µ = 0, alors on dit qu'elle 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 la liaison AB.

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

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

Comme on peut le voir sur l'image, ni l'AA ni la molécule BB ne montrent maintenant des régions riches ou pauvres en électrons (rouge et bleu). Ici, un autre type de forces est responsable de maintenir ensemble A ₂ et B ₂: les 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 des charges égales:

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 même, les deux paires de molécules ont µ = 0. Le gradient de polarité OA est annulé de manière vectorielle avec celui de la liaison AO.

Par conséquent, les forces de dispersion entrent également en jeu dans le couple AOA et BOB, du fait de l'absence d'orientation effective des dipôles.

Asymétrie dans les molécules non linéaires

Le cas le plus simple est celui de la molécule CF ₄ (ou de type CX ₄). Ici, C a une géométrie moléculaire tétraédrique et des régions riches en électrons se trouvent aux sommets, en particulier sur les atomes électronégatifs de F.

Le gradient de polarité CF s'annule 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 dipôle-dipôle avec d'autres molécules.

Orientations des dipôles

Dans le cas des molécules AB linéaires, elles sont orientées de manière à former les interactions dipôle-dipôle les plus efficaces (comme le montre l'image ci-dessus). Ce qui précède est applicable de la même manière pour d'autres géométries moléculaires; par exemple, angulaires dans le cas des molécules de NO ₂.

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

Dans le cas des composés A ₂ et B ₂ (ceux des ellipses violettes), il est très probable qu'ils soient gazeux. Cependant, si ses 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, plus les points de fusion et d'ébullition du composé sont élevés. En effet, des températures plus élevées sont nécessaires pour «rompre» ces interactions.

D'autre part, une augmentation de la température fait vibrer, tourner et bouger plus fréquemment les molécules. Cette "agitation moléculaire" altère les orientations des dipôles et donc les forces intermoléculaires du composé sont affaiblies.

Interactions des liaisons hydrogène

Dans l'image du haut, cinq molécules d'eau interagissent par des liaisons hydrogène. Il s'agit d'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.

Autrement dit, les molécules avec des atomes N, O et F liés à H peuvent former des liaisons hydrogène.

Ainsi, les liaisons hydrogène sont OHO, NHN et FHF, OHN, NHO, etc. Ces molécules ont des moments dipolaires permanents et très intenses, qui les orientent correctement pour «profiter» de ces ponts.

Ils sont énergétiquement plus faibles que toute liaison covalente ou ionique. Cependant, 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.

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

Références

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