• Pré-requis et Objectifs
• Cours
  • Contenu
    • 1 - Introduction
    • 2 - Les liaisons atomiques
      • 2.1 - La molécule
      • 2.2 - Origine des liaisons interatomiques
      • 2.3 - Type de liaisons
      • 2.4 - Les liaisons chimiques
      • 2.5 - Les liaisons physiques
    • 3 - Arrangement structural des solides cristallins
      • 3.1 - Le cristal parfait
        • 3 . 1 . 1 - Le réseau cristallin
        • 3 . 1 . 2 - Structure cristalline
      • 3.2 - Formation des solides
      • 3.3 - Le cristal réel
    • 4 - Structure des métaux
      • 4.1 - Généralités
      • 4.2 - Solidification des métaux
    • 5 - Structure des alliages
      • 5.1 - Généralités
      • 5.2 - Solutions solides d’insertion
      • 5.3 - Solutions solides de substitution
    • 6 - Structure des céramiques
      • 6.1 - Introduction
      • 6.2 - Céramique – le matériau
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2 . 5  -  Les liaisons physiques

1- Les liaisons de Van der Waals

Ce sont des interactions de faibles intensités entre atomes ou molécules. Ce sont des liaisons électriques comme toutes les liaisons mais ce sont des liens physiques entre molécules. Les charges vont se repousser et s’attirer = Liaisons secondaires.

Pour une molécule, quand on fait le bilan des charges positives et qu’on remplace toutes ces charges par une charge unique = barycentre. C’est–à-dire le point où tout se passe comme si toutes les charges étaient mises en ce point. D’un point de vue électrique, quand on est hors de la molécule, tout se passe comme si ces charges positives étaient au barycentre des charges + et tout se passe comme si les charges négatives étaient au barycentre des charges négatives.

Une molécule peut donc être représentée par :

+q −−− -p    avec d, la distance entre les 2 barycentres. D’un point de vue électrique, c’est un dipôle électrique.

_{Ex : Pull-over s’électrise parce qu’il apparaît des dipôles. Les disques en polyvinyls attirent la poussière (ce n’est pas du magnétisme).}

Toute molécule peut en général être assimilée à un dipôle électrique (sauf molécule sphérique).
Ces dipôles vont s’attirer et se repousser. L’existence de ces dipôles va entraîner des forces et l’orientation des molécules. Une molécule deviendra un dipôle en présence d’une molécule dipolaire.

Toutes ces forces sont des forces de Van der Waals. Elles sont faibles mais suffisantes pour créer un état liquide.          

2- La liaison hydrogène                

Elle est parfois classée parmi les liaisons chimiques mais elle ne crée par un nouvel état.

Lorsque, déjà uni à un premier élément très électronégatif dans une liaison covalente polarisée, tout hydrogène peut établir un second lien avec un élément très électronégatif et peu volumineux :

Le Fluor ou l’oxygène ou l’azote. Ce second lien, symbolisé par un trait interrompu, s’appelle liaison ou pont hydrogène.

Le terme « pont » voulant signifier qu’il s’agit d’un lien moins fort qu’un lien de covalence normale.

Ex : Acide carboxylique (R-COOH). Il a une certaine adhérence à l’émail (hydroxyapatite contenant du calcium) :Le calcium reste dans l’émail, l’acide (OH) reste acide mais il s’établit une certaine liaison du type hydrogène c’est-à-dire que les électrons (OH chargé -) sont attirés par l’ion Ca++ et les deux molécules ont tendance à rester proche l’une de l’autre. Ceci explique l’adhérence (pas très grande) de l’acide sur la paroi.

La liaison hydrogène la plus connue est la liaison entre les molécules d’eau (H₂O) :L’oxygène étant électronégatif et l’hydrogène ne l’étant pas, il y a mise en commun de doublet mais ce doublet est plus souvent près de l’oxygène que près de l’hydrogène autrement dit statistiquement il n’est pas situé au milieu. L’oxygène se charge négativement (petite charge : -2q) et chaque hydrogène acquière une petite charge (+1q). Avec une autre molécule d’eau, la partie négative va attirer la partie positive. Par conséquent, préférentiellement autour de l’oxygène, on trouve un autre atome d’hydrogène. Entre cette charge -2q et cette charge +1q, il va s’établir une attraction d’origine purement électrique et c’est l’existence de cette liaison physique qu’on appelle liaison hydrogène qui fait que les molécules d’eau s’attire entre elles (ce que ne font pas H₂Se et H₂S qui restent des gaz à t° ambiante).