Sciences · Chimie
Forces de Van der Waals
Les forces de Van der Waals sont des attractions faibles entre molécules, dues aux dipôles électriques permanents ou fluctuants. Elles expliquent qu’on puisse liquéfier les gaz et que le gecko marche au plafond.
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Même les molécules électriquement neutres et apolaires s’attirent un peu. Ces interactions, décrites à partir de 1873 par le physicien néerlandais Johannes Diderik van der Waals (prix Nobel de physique 1910), sont cent à mille fois plus faibles qu’une liaison covalente. Elles n’en gouvernent pas moins les températures de fusion et d’ébullition de la plupart des substances moléculaires, la cohésion des cires et des plastiques, ou encore l’adhérence de certaines surfaces.
Les trois composantes
| Force | Entre… | Origine | Exemple |
|---|---|---|---|
| Keesom (dipôle–dipôle) | molécules polaires | orientation mutuelle des dipôles permanents | HCl, acétone |
| Debye (dipôle–dipôle induit) | une molécule polaire et une molécule quelconque | le dipôle permanent déforme le nuage électronique voisin | O₂ dissous dans l’eau |
| London (dispersion) | toutes les molécules, même apolaires | fluctuations instantanées du nuage électronique | gaz nobles, diiode, alcanes |
Les forces de London, décrites par Fritz London en 1930, sont les seules présentes entre molécules apolaires, et souvent les plus importantes même pour les molécules polaires. À chaque instant, les électrons d’un atome ne sont pas répartis de façon parfaitement symétrique : il apparaît un dipôle fugace, qui en induit un chez le voisin. Les deux dipôles s’attirent.
Ordres de grandeur
| Interaction | Énergie typique (kJ/mol) |
|---|---|
| Liaison covalente | 150 à 1 000 |
| Liaison ionique (réseau) | plusieurs centaines à milliers |
| Liaison hydrogène | 5 à 40 |
| Van der Waals | 0,5 à 10 environ |
Faibles une à une, ces forces s’additionnent : dans une grande molécule, des milliers de points de contact finissent par produire une cohésion considérable.
Ce qui les renforce
- La taille du nuage électronique : plus une molécule compte d’électrons, plus son nuage est déformable (polarisable) et plus les forces de London sont fortes.
- La surface de contact : une molécule allongée offre plus de contact qu’une molécule ramassée de même masse.
- La polarité : un dipôle permanent ajoute les forces de Keesom et Debye.
Exemple : les halogènes
| Dihalogène | Électrons | État à 25 °C | Ébullition |
|---|---|---|---|
| F₂ | 18 | gaz | −188 °C |
| Cl₂ | 34 | gaz | −34 °C |
| Br₂ | 70 | liquide | 59 °C |
| I₂ | 106 | solide | 184 °C |
Ces quatre molécules sont apolaires : seule la croissance des forces de London explique le passage du gaz au solide.
Exemple : les alcanes
Le méthane (CH₄) bout à −161 °C, le butane (C₄H₁₀) vers 0 °C, l’octane de l’essence à 126 °C ; les paraffines à longue chaîne sont solides. À masse égale, le néopentane, presque sphérique, bout plus bas (9,5 °C) que le pentane linéaire (36 °C), car sa surface de contact est plus faible.
Où les rencontre-t-on ?
- Liquéfaction des gaz : même les gaz nobles, atomes isolés, deviennent liquides à très basse température grâce aux forces de London. L’hélium, le moins polarisable, liquéfie à −269 °C.
- Changements d’état : faire fondre ou bouillir une substance moléculaire, c’est vaincre ces forces (voir les changements d’état).
- Le gecko : ses doigts portent des millions de soies microscopiques ramifiées dont les extrémités épousent la surface ; la somme des forces de Van der Waals suffit à porter l’animal.
- Le graphite : ses feuillets de carbone, liés entre eux par de faibles forces de Van der Waals, glissent les uns sur les autres ; c’est ce qui fait écrire un crayon.
- Polymères : la rigidité de nombreux plastiques comme le polyéthylène dépend des forces entre chaînes.
- Gaz réels : l’équation de Van der Waals corrige la loi des gaz parfaits en tenant compte de ces attractions et du volume propre des molécules.
Questions fréquentes
Quelle différence entre liaison hydrogène et forces de Van der Waals ?
La liaison hydrogène est une interaction spécifique, plus forte et dirigée, qui exige un hydrogène lié à N, O ou F. Les forces de Van der Waals existent entre toutes les molécules. Certains auteurs rangent la liaison hydrogène parmi les interactions de Van der Waals au sens large ; l’usage courant en chimie les distingue.
Pourquoi les forces de London existent-elles entre atomes neutres ?
Parce que la répartition des électrons fluctue sans cesse. Un dipôle instantané apparaît, induit un dipôle dans l’atome voisin, et les deux s’attirent. En moyenne la charge est nulle, mais l’attraction, elle, ne s’annule pas.
Les forces de Van der Waals sont-elles toujours attractives ?
À courte distance, quand les nuages électroniques se chevauchent, une forte répulsion apparaît. L’équilibre entre attraction et répulsion fixe la distance entre molécules voisines.