Force de Van der Waals - Définition
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Introduction
Une liaison de Van der Waals est une interaction électrique de faible intensité entre atomes, molécules, ou entre une molécule et un cristal. Bien qu'il soit possible de décrire sommairement cette interaction en considérant les forces électriques qui sont présentes entre tous les couples de charges électriques qui forment ces atomes et ces molécules en définitive, c'est un phénomène qui ne peut bien se comprendre que dans le cadre de la physique quantique. Ces forces ont été nommées en l'honneur du physicien néerlandais Johannes Diderik Van der Waals (1837 — 1923), prix Nobel de physique 1910, qui fut le premier à introduire leurs effets dans les équations d'état des gaz en 1873 (voir Gaz de Van der Waals et Équation d'état de Van der Waals).
On retrouve les effets de cette force à l'extrémité des pattes du gecko, assurant ainsi leur forte adhésion sur du verre.
Formulation
Les forces de Van der Waals ont plusieurs origines. On dénombre trois effets :
- Les forces de Keesom ou effets d'orientation.
- Les forces de Debye ou effets d'induction.
- Les forces de London ou effets de dispersion.
L'énergie des forces de Van der Waals EVdW peut donc se formuler de la façon suivante :
![E_{VdW}=- \frac{1}{r^6} \left [ \frac{\mu_1^2 \cdot \mu_2^2}{3 ( 4 \pi \cdot \epsilon_0 \cdot \epsilon )^2 \cdot k_B \cdot T} + \frac{\mu_1^2 \cdot \alpha_2 + \mu_2^2 \cdot \alpha_1}{( 4 \pi \cdot \epsilon_0 \cdot \epsilon )^2} + \frac{3}{4} \cdot { \frac{h \cdot \nu \cdot \alpha_1 \cdot \alpha_2}{( 4 \cdot \pi \cdot \epsilon_0)^2} } \right ]](https://static.techno-science.net/illustrationWebp/Definitions/autres/c/cd7ea141c837cb1299c620ae7fc6fbdb_06164fbd33230dd2f07935cab0f2febd.png)
Les trois termes de cette expression peuvent être décomposés de la manière suivante :
![E_{Keesom}= - \frac{1}{r^6} \left [ \frac{\mu_1^2 \cdot \mu_2^2}{3 ( 4 \pi \cdot \epsilon_0 \cdot \epsilon )^2 \cdot k_B \cdot T} \right ]](https://static.techno-science.net/illustrationWebp/Definitions/autres/e/e49d8e73ba65c9bf31efd9fc8c2217d8_dfd616139896e1928ceb1b827d93d0ef.png)
Cette énergie est liée aux forces de Keesom, dues à l'interaction entre deux molécules polaires.
L’interaction dipôle-dipôle est beaucoup plus faible qu’une attraction ion dipôle puisque l’attraction se produit entre charges partielles. L’énergie potentielle typique de ce type d’interaction est de l’ordre de 2 kJ/mol ou moins. Cette interaction peut aussi être vue comme étant une attraction mutuelle de dipôles électriques de deux molécules polaires voisines. L’énergie potentielle de deux molécules polaires varie de façon inversement proportionnelle avec la distance à la puissance 6 entre le centre des dipôles de chacune de ces molécules.
![E_{Debye}= - \frac{1}{r^6} \left [ \frac{\mu_1^2 \cdot \alpha_2 + \mu_2^2 \cdot \alpha_1}{( 4 \pi \cdot \epsilon_0 \cdot \epsilon )^2} \right ]](https://static.techno-science.net/illustrationWebp/Definitions/autres/1/14d567d0664828982d43214a9d1381e7_4872ed3e88517e6f02cea162bf9e1e44.png)
Cette énergie est liée aux forces de Debye, dues à l'interaction entre une molécule polaire et un dipôle induit.
![E_{London}= - \frac{1}{r^6} \left [ \frac{3}{4} \cdot { \frac{h \cdot \nu \cdot \alpha_1 \cdot \alpha_2}{( 4 \cdot \pi \cdot \epsilon_0)^2} } \right ]](https://static.techno-science.net/illustrationWebp/Definitions/autres/c/cc5330b94c17c396bb5a3fe6ab23027a_5591816b719d79ad51d5d7fa43fb4349.png)
Cette énergie est liée aux forces de dispersion de London entre dipôles instantanés.
Ici, on a utilisé les notations suivantes :
- ε0 est la constante diélectrique du vide ;
- h la constante de Planck ;
- kB la constante de Boltzmann ;
- T la température absolue ;
- r la distance moyenne entre les molécules considérées ;
- μ les moments dipolaires des molécules considérées ;
- α les polarisabilités électroniques ;
- I l'énergie d'ionisation de l'espèce chimique.
Ces forces peuvent s'exprimer de manière différente, lorsque les distances entre les molécules mises en jeu deviennent plus grandes que quelques nanomètres. Il faut alors prendre en compte les effets de retard dus à la propagation de la lumière avec une vitesse finie (forces de Casimir-Polder).
L’interaction ion-dipôle et l’hydratation des cations en solutions
L’interaction ion-dipôle résulte de l’attraction d’un anion orientée par la charge partielle positive d’un dipôle ou de l’attraction d’un cation orientée par la charge partielle négative d’un dipôle. L’énergie potentielle est négative et augmente à l’inverse du carré de la distance comme l’indique la formule suivante :
où :
- μ est le moment dipolaire ;
- q est la charge de l’ion ;
- ε0 est la permittivité du vide ;
- r est la distance séparant le milieu du dipôle et l’ion.
L’énergie potentielle typique de ce type d’interactions est d’environ 15 kJ/mol. Cette attraction devient nulle à grande distance (entre le dipôle et l’ion). Cette interaction est responsable de l’hydratation des cations en solution.
Les forces de Van der Waals s'obtiennent en dérivant l'expression de l'énergie par r, il s'ensuit qu'elles varient en r − 7.
La force de Van der Waals permet également d'expliquer la rondeur de la Terre ou celle d'un liquide dans le vide.
