Forces de Keesom

Les forces de Keesom résultent d'une interaction intermoléculaire entre dipôles permanents. Elles ont été appelées en l'honneur de Willem Hendrik Keesom qui fut le premier à apporter leur formulation mathématique en 1912.

Catégories :

Liaison chimique - Chimie quantique - Physique quantique - Électromagnétisme

Source image : legeckocolle.pagesperso-orange.fr
Cette image est un résultat de recherche de Google Image. Elle est peut-être réduite par rapport à l'originale et/ou protégée par des droits d'auteur.

Page(s) en rapport avec ce sujet :

Debye proposa d'ajouter aux forces de Keesom celles dues aux dipôles induits. Une molécule dipolaire créé un champ électrique dans son voisinage.... (source : futura-sciences)

Les forces de Keesom résultent d'une interaction intermoléculaire entre dipôles permanents. Elles ont été appelées en l'honneur de Willem Hendrik Keesom qui fut le premier à apporter leur formulation mathématique en 1912.

Les forces de Keesom sont essentiellement liées à l'électronégativité. Elles apparaissent entre au moins deux molécules polaires (dipôles dits permanents), d'où leur ancien nom d'interaction « dipôle-dipôle ». Les forces de Keesom, tout comme les forces de Debye (dipôle permanent / dipôle induit) et de London (dipôle induit / dipôle induit) ne sont qu'une composante des forces de Van der Waals. Généralement les forces de Keesom représentent la part principale de ces interactions, mais ce n'est pas forcément vrai.

Les forces de Keesom sont directionnelles. On peut rattacher les interactions de Keesom aux interactions ioniques, mais comme les forces de Keesom ne font intervenir que partiellement les charges, elles sont moins fortes.

Les forces de Keesom permettent fréquemment d'expliquer l'évolution de certaines propriétés physiques selon le moment dipolaire dans des molécules de structure proche. En effet, les forces de Keesom jouent pour une grande part dans l'agencement des molécules les unes comparé aux autres. Pour vaincre les forces de Keesom qui existent entre molécules polaires, il est indispensable d'apporter une énergie plus grande que dans le cas des molécules de même masse molaire mais apolaires. Ainsi les liquides à molécules polaires ont fréquemment des températures d'ébullition plus élevées que ceux à molécules apolaires de même masse molaire.

Formulation

On étudie l'interaction entre deux dipôles de moments dipolaires permanents respectifs μ₁ et μ₂ éloignés d'une distance moyenne r. En l'absence d'autres forces extérieures, les dipôles s'alignent pour minimiser l'énergie, comme le feraient deux aimants. Néanmoins, à cause de l'agitation thermique, ils ont aussi tendance à se désaligner. Il existe par conséquent un degré de liberté angulaire à prendre en compte avec la statistique de Boltzmann. L'énergie potentielle E qui s'ensuit a la forme :

$E\approx {{-\mu_1ˆ2 \cdot \mu_2ˆ2} \over {3(4 \cdot \pi \cdot \epsilon_0)ˆ2 k \cdot T \cdot rˆ6}}\,$

Avec :

ε₀, permittivité relative ou constante diélectrique du vide (8, 854 10^-12 C²J^-1m^-1)
k, constante de Boltzmann (1, 381 10^-23 J K^-1)
T, température (K)

En calculant la dérivée de l'énergie comparé à la distance moyenne r, on peut remonter à l'expression de la force de Keesom :

$F_{Keesom} = {{ \lambda (T) \cdot \mu_1ˆ2 \cdot \mu_2ˆ2 } \over {rˆ7}}\,$

où λ (T) , est une fonction de la température.

On remarque que les forces de Keesom s'atténuent particulièrement vite avec la distance (inversement proportionnelles à la puissance 7 de la distance). Notons en outre que les forces de Keesom sont liées à l'arrangement moléculaire et par conséquent à la température. Lorsque cette dernière augmente, les forces de Keesom faiblissent.

L'énergie de ce genre de liaison fluctue entre 0, 5 et 3 kJ/mol.

Voir aussi

Recherche sur Amazone (livres) :

Ce texte est issu de l'encyclopédie Wikipedia. Vous pouvez consulter sa version originale dans cette encyclopédie à l'adresse http://fr.wikipedia.org/wiki/Forces_de_Keesom.
Voir la liste des contributeurs.
La version présentée ici à été extraite depuis cette source le 13/04/2009.
Ce texte est disponible sous les termes de la licence de documentation libre GNU (GFDL).
La liste des définitions proposées en tête de page est une sélection parmi les résultats obtenus à l'aide de la commande "define:" de Google.
Cette page fait partie du projet Wikibis.