3  Liaisons intermoléculaires

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Élève ? S’entraîner sur ce chapitre

Une remarque ? Écrivez-nous — coquille, question, suggestion.

Ce que nous savons déjà — Au chapitre précédent, nous avons appris à décrire les liaisons qui maintiennent les atomes ensemble à l’intérieur d’une molécule ou d’un cristal : liaisons covalentes, ioniques et métalliques. Nous maîtrisons la notion d’électronégativité, et nous savons reconnaître une molécule polaire d’une molécule apolaire. Ces acquis sont les fondations directes de ce chapitre.

Ce que ce chapitre construit — Les molécules ne sont jamais isolées. Entre elles agissent des interactions bien plus discrètes que les liaisons chimiques — appelées liaisons intermoléculaires — qui gouvernent pourtant tout ce qu’on observe à grande échelle : les températures de fusion et d’ébullition, la solubilité, la miscibilité. - Pourquoi le sel se dissout-il dans l’eau mais pas dans l’huile ? - Pourquoi l’éthanol et l’eau sont-ils miscibles en toutes proportions ?

Ce chapitre répond à ces questions en identifiant six types de forces intermoléculaires, puis en les reliant aux mélanges et à la solubilité.

Ce que nous saurons faire — À la fin de ce chapitre, nous serons capables - de classer des substances par ordre croissant de température d’ébullition en justifiant par les forces intermoléculaires en jeu - d’expliquer pourquoi deux solvants sont miscibles ou non - d’expliquer pourquoi un sel se dissout dans l’eau mais pas dans l’hexane.

Projet-Balmer Dernière mise à jour : 2026-06-03

Nous savons déjà que…

Ces acquis sont les points d’appui directs de ce chapitre — la polarité des molécules et la nature des liaisons intramoléculaires déterminent directement quelles forces intermoléculaires peuvent s’établir entre elles.

Mini-test — vérifions nos acquis avant de continuer :

  1. La molécule \(\ce{CCl4}\) contient quatre liaisons \(\ce{C-Cl}\) polaires. Est-elle pour autant polaire ? Justifiez en invoquant sa géométrie.
  2. Classons par ordre croissant d’énergie de rupture : liaison \(\ce{O-H}\) dans l’eau, liaison ionique dans \(\ce{NaCl}\), liaison \(\ce{C-C}\) dans l’éthane.
  3. Vrai ou faux : quand on fait fondre de la glace, on rompt des liaisons \(\ce{O-H}\). Justifions.

Si nous répondons sans hésiter, nous sommes prêts — passons à la Zone 2. Si certaines réponses hésitent, relisons les points ci-dessus avant de continuer.

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3.1 Les deux familles de liaisons : primaires et secondaires

Au chapitre précédent, nous avons vu que les atomes s’assemblent en formant des liaisons intramoléculaires — covalentes, ioniques ou métalliques — parce que cet assemblage abaisse l’énergie du système. C’est le même principe qui gouverne ce chapitre : les substances s’attirent entre elles parce que cela les stabilise.

Ces interactions entre substances sont appelées liaisons intermoléculaires (ou secondaires, ou physiques). Leur énergie est plus petite que celle des liaisons primaires : de \(0{,}05\) à \(40\ \text{kJ/mol}\) selon le type, contre \(75\) à \(4000\ \text{kJ/mol}\) pour les liaisons intramoléculaires. Une conséquence immédiate : rompre des liaisons intermoléculaires ne modifie pas la nature chimique des espèces. Par exemple, après évaporation de l’eau, les molécules \(\ce{H2O}\) sont intactes.

Ces interactions intermoléculaires naissent toutes du même phénomène : l’attraction électrostatique entre des charges, permanentes ou temporaires. Trois acteurs suffisent à les décrire toutes :

  • les ions (cations ou anions) — charges permanentes nettes ;
  • les dipôles permanents — molécules polaires portant des charges partielles \(\delta+\) et \(\delta-\) stables ;
  • les dipôles induits — molécules apolaires dans lesquelles une charge extérieure ou une fluctuation spontanée du nuage électronique crée momentanément un dipôle.1

On distingue ainsi six types d’interactions selon la nature des partenaires :

Type Partenaires Énergie (kJ/mol) Intensité
Ion–dipôle permanent ion + molécule polaire 40–600 forte
Pont hydrogène \(\ce{H}\) lié à \(\ce{N}\), \(\ce{O}\) ou \(\ce{F}\) 10–40 modérée
Keesom (dipôle–dipôle) molécule polaire + molécule polaire 5–25 modérée
Debye (dipôle–dipôle induit) molécule polaire + molécule apolaire 2–10 faible
Ion–dipôle induit ion + molécule apolaire 3–15 faible
London (dispersion) tous atomes et molécules 0,05–40 faible à forte

Attention : même si les liaisons intermoléculaires existent entre tous les atomes, elles sont quasi-insignifiantes entre deux atomes partageant déjà une liaison intramoléculaire.

Voici maintenant le point le plus important de ce chapitre:

Les forces intermoléculaires s’additionnent. Une molécule ne choisit pas son type d’interaction — elle subit simultanément toutes les interactions auxquelles la nature de ses partenaires la rend éligible. La question n’est jamais “quelle force agit ici ?” mais “laquelle domine ?”

Illustrons cela avec un exemple concret : une molécule polaire face à une autre molécule polaire. Elle ressent simultanément :

  • des interactions dipôle permanent–dipôle permanent avec la molécule polaire voisine (Keesom) ;
  • des interactions dipôle permanent–dipôle induit, car toute molécule, même polaire, peut se laisser déformer par un dipôle voisin (Debye) ;
  • des interactions dipôle induit–dipôle induit, présentes entre absolument toutes les molécules sans exception (London).

Ces trois interactions coexistent. Elles ne se valent pas : dans ce cas, c’est l’interaction dipôle permanent–dipôle permanent qui domine. C’est elle qui détermine le comportement macroscopique — la température d’ébullition, la miscibilité, la solubilité. Les deux autres existent, mais leur contribution est secondaire.

La force dominante, c’est notre boussole. Dans tout le chapitre, nous nommons toujours la force dominante en premier — sans oublier que les autres sont présentes.

Nous parcourons maintenant ces six types du plus énergétique au moins énergétique.

Exercices :

  1. Une liaison \(\ce{O-H}\) à l’intérieur d’une molécule d’eau nécessite environ 460 kJ/mol pour être rompue. Un pont hydrogène entre deux molécules d’eau représente environ 20 kJ/mol. Que concluons-nous sur la nature de la transformation qui se produit lors de l’ébullition de l’eau ?2
  1. Vrai ou faux : après l’évaporation de l’éthanol \(\ce{CH3CH2OH}\), les molécules en phase gazeuse ont une formule chimique différente de celles en phase liquide. Justifions.[^3]
  1. En nous appuyant sur le tableau ci-dessus, identifions le ou les types de forces intermoléculaires qui peuvent exister entre : (a) deux molécules de \(\ce{HCl}\) ; (b) un ion \(\ce{K+}\) et une molécule de \(\ce{H2O}\) ; (c) deux atomes de \(\ce{Xe}\).[^4]

3.2 Interactions ion–dipôle et ion–dipôle induit

Ion–dipôle permanent

Lorsqu’un ion (\(\ce{Na+}\), \(\ce{Cl-}\)…) est placé au voisinage d’une molécule polaire, il interagit fortement avec le dipôle permanent de la molécule. Un cation se positionne du côté de la charge \(\delta-\) de la molécule ; un anion, du côté \(\delta+\). Cette interaction est à l’origine de la solvatation des composés ioniques dans les solvants polaires comme l’eau.

C’est grâce à cette interaction ion–dipôle que \(\ce{NaCl}\) se dissout dans l’eau : les ions \(\ce{Na+}\) et \(\ce{Cl-}\) sont arrachés au cristal et entourés de molécules d’eau orientées — on parle de sphère de solvatation et on les écrit symboliquement \(\ce{Na+(aq)}\) et \(\ce{Cl-(aq)}\)

Ion–dipôle induit

Un ion peut également déformer le nuage électronique d’une molécule apolaire voisine et y induire un dipôle temporaire. Cette interaction est cependant trop faible pour dissoudre un sel dans un solvant apolaire : les sels ne se dissolvent pas dans les hydrocarbures comme l’hexane.

3.2.1 Pourquoi le sel se dissout dans l’eau et pas dans l’huile ?

Pourquoi le sel de cuisine se dissout-il dans l’eau mais reste intact dans l’huile ? La réponse est dans la nature du solvant.

Comparons la solubilité de quatre sels (composés ioniques) dans trois solvants du plus polaire au moins polaire : l’eau (polaire, \(\mu = 1{,}85\ \text{D}\)), l’éthanol (polaire, \(\mu = 1{,}69\ \text{D}\)) et l’hexane (apolaire, \(\mu = 0\ \text{D}\)).

Sel Ions Eau (g/100 mL) Éthanol (g/100 mL) Hexane (g/100 mL)
\(\ce{NaCl}\) \(\ce{Na+}\), \(\ce{Cl-}\) (1+/1−) 35,9 0,065 < 0,001
\(\ce{KBr}\) \(\ce{K+}\), \(\ce{Br-}\) (1+/1−) 67,8 0,35 < 0,001
\(\ce{CaCl2}\) \(\ce{Ca^{2+}}\), \(\ce{Cl-}\) (2+/1−) 74,5 25,6 < 0,001
\(\ce{MgSO4}\) \(\ce{Mg^{2+}}\), \(\ce{SO4^{2-}}\) (2+/2−) 35,1 1,0 < 0,001

Valeurs à 25 °C (298 K). Sources : Pinho & Macedo, J. Chem. Eng. Data 2005 (NaCl, KBr) ; CRC Handbook of Chemistry and Physics, 105e éd. (CaCl2, MgSO4, hexane).

Trois tendances se lisent directement dans ce tableau.

Première tendance : le solvant polaire dissout, le solvant apolaire ne dissout pas. Dans l’hexane, tous les sels affichent une solubilité inférieure à 0,001 g/100 mL — pratiquement nulle. L’hexane ne peut établir que de très faibles interactions ion–dipôle induit avec les ions, bien trop faibles pour arracher les ions à leur cristal. L’eau, elle, développe des interactions ion–dipôle permanent intenses (40–600 kJ/mol) qui compensent largement l’énergie de réseau du cristal. Les ions sont arrachés, solvatés, dispersés.

Deuxième tendance : la charge de l’ion détermine l’intensité de la dissolution. Comparer \(\ce{NaCl}\) (ions 1+/1−) et \(\ce{CaCl2}\) (ions 2+/1−) dans l’éthanol : 0,065 contre 25,6 g/100 mL — un facteur 400. \(\ce{Ca^{2+}}\) porte une charge double, ce qui génère un champ électrique local deux fois plus intense. L’interaction ion–dipôle avec l’éthanol est suffisamment forte pour que \(\ce{CaCl2}\) se dissolve significativement, là où \(\ce{NaCl}\) reste presque insoluble.

Troisième tendance : à charge égale, le solvant le plus polaire dissout le mieux. \(\ce{NaCl}\) se dissout 550 fois plus dans l’eau que dans l’éthanol. La densité du réseau de ponts hydrogène de l’eau la rend exceptionnellement efficace pour solvatater les ions — chaque ion est entouré d’une sphère de molécules d’eau rigoureusement orientées. L’éthanol est polaire, mais sa sphère de solvatation est moins efficace.

Un sel ne “choisit” pas de se dissoudre. Il se dissout si et seulement si les interactions ion–dipôle avec le solvant sont suffisantes pour compenser la cohésion du cristal. Ce tableau, c’est cette condition rendue visible.

Exercices :

  1. Dans la sphère de solvatation de \(\ce{Na+}\), les molécules d’eau sont orientées avec l’oxygène \(\ce{O}\) pointant vers l’ion. Dans celle de \(\ce{Cl-}\), ce sont les hydrogènes \(\ce{H}\) qui pointent vers l’ion. Expliquez cette différence d’orientation en termes de charges.3
  1. Le chlorure de sodium \(\ce{NaCl}\) se dissout dans l’eau mais pas dans l’hexane \(\ce{C6H14}\). Identifiez les interactions en jeu dans chaque solvant et justifiez pourquoi seule l’eau dissout \(\ce{NaCl}\).[^6]
  1. L’ion \(\ce{Li+}\) est plus petit que l’ion \(\ce{Cs+}\). Lequel interagit plus fortement avec les molécules d’eau dans sa sphère de solvatation ? Justifiez en évoquant la relation entre distance et intensité d’une interaction électrostatique.[^7]

3.3 Le pont hydrogène

Le pont hydrogène (ou liaison hydrogène) est un cas particulier d’interaction dipôle–dipôle, si intense qu’il mérite une catégorie propre. Il se forme entre :

  • un atome d’hydrogène lié par covalence à un atome très électronégatif et de petite taille — exclusivement \(\ce{N}\), \(\ce{O}\) ou \(\ce{F}\) — qui le rend fortement \(\delta+\) ;
  • un doublet non-liant d’un autre atome \(\ce{N}\), \(\ce{O}\) ou \(\ce{F}\), portant une charge partielle \(\delta-\).

L’hydrogène se retrouve ainsi intercalé entre deux atomes électronégatifs. On note cette interaction par des pointillés : \(\ce{O-H...O}\).

Pourquoi N, O et F uniquement ? Deux raisons se conjuguent :

  1. Ces trois éléments sont les plus électronégatifs du tableau périodique, ce qui génère des charges partielles \(\delta+\) et \(\delta-\) très marquées sur l’hydrogène et le doublet accepteur.
  2. Ils sont de petite taille, ce qui permet aux partenaires de s’approcher à très courte distance — et les forces électrostatiques croissent rapidement quand la distance diminue.

Attention : tout hydrogène ne peut pas former un pont hydrogène. L’hydrogène doit être fortement \(\delta+\). Un \(\ce{H}\) lié à \(\ce{C}\) — même si le carbone est électronégatif — ne génère pas de charge partielle suffisante. Ainsi, \(\ce{CH4}\) ne forme aucun pont hydrogène, alors que \(\ce{NH3}\) en forme.

Exemples

Entre deux molécules d’eau : \(\ce{O-H...O}\) — chaque molécule \(\ce{H2O}\) peut former jusqu’à quatre ponts hydrogène (deux comme donneur, deux comme accepteur), ce qui confère à l’eau ses propriétés tout à fait exceptionnelles.

Entre \(\ce{H2O}\) et \(\ce{CH3OH}\) : le méthanol peut former des ponts hydrogène avec l’eau, ce qui explique sa miscibilité totale.

Entre \(\ce{HF}\) et \(\ce{NH3}\) : \(\ce{F-H...N}\) — la forte électronégativité du fluor rend ce pont particulièrement intense.

Application biologique

Les ponts hydrogène jouent un rôle structural fondamental dans les organismes vivants. Dans l’ADN, les deux brins de la double hélice sont maintenus ensemble par des ponts hydrogène entre les bases azotées complémentaires (A–T et G–C). Ces liaisons sont individuellement faibles, mais leur grand nombre — des millions par molécule d’ADN — assure une cohésion remarquable, tout en permettant la séparation contrôlée des brins lors de la réplication.4

::: {.encadre data-latex=“{Watson, Crick & Franklin (1953)}”} En 1953, James Watson et Francis Crick proposent la structure en double hélice de l’ADN. Leur modèle repose sur un pari chimique précis : les deux brins sont maintenus ensemble par des ponts hydrogène entre les bases azotées complémentaires — deux ponts pour la paire adénine–thymine (A–T), trois pour la paire guanine–cytosine (G–C). C’est exactement l’interaction que nous venons de formaliser.

Ce modèle n’aurait pas été possible sans les clichés de diffraction aux rayons X obtenus par Rosalind Franklin, qui révélaient la géométrie hélicoïdale de la molécule. Franklin identifiait elle-même les ponts hydrogène comme contrainte structurale centrale — une intuition chimique que Watson et Crick ont intégrée dans leur modèle final.

Une interaction énergétiquement modeste (10–40 kJ/mol) suffit, répétée des millions de fois, à encoder et protéger l’information génétique de tout être vivant. :::

Exercices :

  1. Parmi les molécules suivantes, indiquez lesquelles peuvent former des ponts hydrogène entre elles : \(\ce{CH3OH}\), \(\ce{CH4}\), \(\ce{NH3}\), \(\ce{HCl}\), \(\ce{H2O}\), \(\ce{CH3OCH3}\) (éther diméthylique).5
  1. L’éthanol \(\ce{CH3CH2OH}\) (\(M = 46\ \text{g/mol}\), \(T_\text{éb} = 78\ ^\circ\text{C}\)) et le diméthyléther \(\ce{CH3OCH3}\) (\(M = 46\ \text{g/mol}\), \(T_\text{éb} = -24\ ^\circ\text{C}\)) ont la même formule brute \(\ce{C2H6O}\). Expliquez l’écart de \(102\ ^\circ\text{C}\) entre leurs températures d’ébullition.[^10]
  1. Combien de ponts hydrogène une molécule \(\ce{H2O}\) peut-elle former au maximum ? Précisez le rôle (donneur ou accepteur) dans chaque cas.[^11]
  1. L’acide fluorhydrique \(\ce{HF}\) (\(T_\text{éb} = 19{,}5\ ^\circ\text{C}\)) a une température d’ébullition bien plus élevée que \(\ce{HCl}\) (\(T_\text{éb} = -85\ ^\circ\text{C}\)) malgré une masse molaire plus faible (20 vs 36,5 g/mol). Expliquez cette anomalie.[^12]
  1. Dans l’ADN, les paires A–T sont reliées par 2 ponts hydrogène et les paires G–C par 3 ponts hydrogène. Quelle paire est plus difficile à dissocier lors de la dénaturation de l’ADN ? Justifiez par les forces en jeu.[^13]

3.4 Interaction dipôle permanent–dipôle permanent (force de Keesom)

Deux molécules polaires s’orientent spontanément de façon à placer leurs charges partielles en opposition : \(\delta+\) face à \(\delta-\). Cette attraction électrostatique entre dipôles permanents est appelée interaction de Keesom.

Son intensité dépend de deux facteurs :

  • l’amplitude des charges partielles \(\delta+\) et \(\delta-\), liée à la différence d’électronégativité entre les atomes de la liaison ;
  • la distance entre ces charges, liée à la taille des atomes : des atomes petits permettent des distances interatomiques très courtes et donc des interactions plus fortes.

Les forces de Keesom expliquent pourquoi, à masse molaire comparable, une molécule polaire a une température d’ébullition plus élevée qu’une molécule apolaire. Elles ne suffisent cependant pas, à elles seules, à maintenir un corps à l’état liquide ou solide à température ambiante — sauf si elles s’additionnent à d’autres interactions.

Dans les molécules très polaires comme \(\ce{H2O}\), les forces de Keesom sont prépondérantes parmi les interactions dipôle–dipôle. Mais l’eau doit son comportement exceptionnel à un type d’interaction encore plus fort, que nous verrons dans la section suivante.

3.4.1 À masse égale, la polarité fait la différence

Les forces de Keesom ne se voient pas directement — mais elles se lisent dans les températures d’ébullition. Le raisonnement est simple : à masse molaire comparable, les forces de London sont similaires d’une substance à l’autre. Si une molécule polaire bout nettement plus haut qu’une molécule apolaire de même masse, c’est la force de Keesom qui fait la différence.

Paires à masse molaire comparable : polaire vs apolaire

Molécule polaire \(M\) (g/mol) \(T_\text{éb}\) (°C) Molécule apolaire \(M\) (g/mol) \(T_\text{éb}\) (°C) Écart
\(\ce{HCl}\) 36,5 −85 \(\ce{Ar}\) 40,0 −186 +101 °C
\(\ce{SO2}\) 64,1 −10 \(\ce{SiF4}\) 104,1 −86 +76 °C
Acétone \(\ce{(CH3)2CO}\) 58,1 +56 Propane \(\ce{C3H8}\) 44,1 −42 +98 °C

À masse molaire comparable, la molécule polaire bout systématiquement plus haut. L’écart est attribuable aux forces de Keesom.

Série homologue : quand London prend le dessus

Molécule \(M\) (g/mol) \(T_\text{éb}\) (°C) Remarque
\(\ce{H2O}\) 18,0 +100 ponts hydrogène \(\ce{O-H...O}\)
\(\ce{HF}\) 20,0 +19,5 ponts hydrogène \(\ce{F-H...F}\)
\(\ce{HCl}\) 36,5 −85 référence
\(\ce{HBr}\) 80,9 −67 London domine
\(\ce{HI}\) 127,9 −35 London domine

Valeurs à 1 atm. Sources : CRC Handbook of Chemistry and Physics, 105e éd. ; NIST WebBook.

Cette série révèle une tension entre deux effets opposés. De \(\ce{HCl}\) à \(\ce{HI}\), la polarité diminue. Mais la masse molaire augmente fortement : les forces de London s’intensifient. C’est London qui gagne — la température d’ébullition remonte de \(\ce{HCl}\) à \(\ce{HI}\) malgré la polarité décroissante.

\(\ce{HF}\) et \(\ce{H2O}\) déroge à cette tendance de manière spectaculaire. \(\ce{H2O}\) bout à +100 °C alors que sa masse molaire (18 g/mol) est inférieure à celle de \(\ce{HCl}\) (36,5 g/mol). Ce n’est pas Keesom seul qui explique cela — c’est l’addition des interactions. L’eau cumule des forces de Keesom et des ponts hydrogène, bien plus intenses. C’est exactement le principe de superposition que nous avons posé en début de chapitre : toutes les interactions autorisées coexistent, et leur somme détermine le comportement macroscopique. L’eau en est l’illustration la plus frappante.

La force dominante, c’est toujours celle qui l’emporte sur les autres. Keesom domine quand les molécules sont petites et polaires. London prend le dessus quand les molécules sont grosses et nombreuses en électrons. Les deux coexistent toujours — c’est leur rapport qui change.

Exercices :

  1. Le chlorure d’hydrogène \(\ce{HCl}\) (\(M = 36{,}5\ \text{g/mol}\), \(T_\text{éb} = -85\ ^\circ\text{C}\)) et l’argon \(\ce{Ar}\) (\(M = 40\ \text{g/mol}\), \(T_\text{éb} = -186\ ^\circ\text{C}\)) ont des masses molaires comparables. Expliquez l’écart de \(101\ ^\circ\text{C}\) entre leurs températures d’ébullition.6
  1. L’acétone \(\ce{(CH3)2CO}\) est une molécule polaire (\(T_\text{éb} = 56\ ^\circ\text{C}\)). Le propane \(\ce{C3H8}\) est apolaire (\(T_\text{éb} = -42\ ^\circ\text{C}\)). Les deux ont une masse molaire de 58 g/mol. Quels types de forces supplémentaires expliquent la différence ?[^15]
  1. Entre deux molécules de \(\ce{HF}\) et entre deux molécules de \(\ce{HI}\), les forces de Keesom sont-elles plus intenses dans \(\ce{HF}\) ou dans \(\ce{HI}\) ? Justifiez en invoquant l’électronégativité et la taille des atomes.[^16]

3.5 La force de Debye (dipôle permanent–dipôle induit)

Lorsqu’une molécule polaire se trouve au voisinage d’une molécule apolaire, son dipôle permanent crée un champ électrique local qui déforme le nuage électronique de la molécule apolaire. Il se crée ainsi un dipôle induit, qui interagit avec le dipôle permanent de la première molécule : c’est la force de Debye.

Cette interaction dépend du moment dipolaire de la molécule polarisante et de la polarisabilité de la molécule polarisée. Elle est assez faible — inférieure aux interactions entre deux dipôles permanents — mais suffisante pour expliquer, par exemple, la dissolution modeste de certains gaz apolaires dans l’eau.

Gaz Solubilité dans l’eau à \(10\ ^\circ\text{C}\) (mmol/L)
\(\ce{H2}\) 0,80
\(\ce{N2}\) 0,83
\(\ce{O2}\) 1,70
\(\ce{CH4}\) 2,03
\(\ce{CO2}\) 52,67
\(\ce{H2S}\) 150,01

Notez que \(\ce{CO2}\) et \(\ce{H2S}\) sont bien plus solubles que \(\ce{O2}\) ou \(\ce{N2}\) : cela s’explique non seulement par leur polarisabilité plus élevée, mais aussi parce que \(\ce{CO2}\) réagit partiellement avec l’eau (nous y reviendrons — notion d’équilibre acido-basique7) et que \(\ce{H2S}\) est très peu polarisable.

Exercices :

  1. L’iode \(\ce{I2}\) est apolaire mais se dissout légèrement dans l’eau. Quel type de force intermoléculaire permet cette dissolution partielle ? Pourquoi reste-t-elle limitée ?8
  1. Un mélange d’huile (apolaire) et d’eau (polaire) ne se dissout pas. En revanche, l’huile se dissout dans le tétrachlorure de carbone \(\ce{CCl4}\) (apolaire). Identifiez les types de forces en jeu dans chaque cas et justifiez la différence de miscibilité.[^19]
  1. Dans le tableau ci-dessus, \(\ce{O2}\) (32 g/mol) est moins soluble que \(\ce{CH4}\) (16 g/mol) malgré une masse molaire plus élevée. Proposez une explication en termes de polarisabilité et de structure moléculaire.[^20]

3.6 La force de London (dispersion)

La force de London est la seule interaction intermoléculaire universelle : elle agit entre tous les atomes et toutes les molécules, qu’ils soient polaires ou non. C’est aussi la seule interaction possible entre molécules apolaires — gaz rares (\(\ce{He}\), \(\ce{Ar}\)), molécules diatomiques homonucléaires (\(\ce{O2}\), \(\ce{N2}\), \(\ce{I2}\)) ou polyatomiques symétriques (\(\ce{CO2}\), \(\ce{CCl4}\)).

Conception naïve — On pourrait croire qu’une molécule apolaire n’exerce aucune attraction sur ses voisines, puisque son moment dipolaire est nul. C’est vrai en moyenne — mais à un instant donné, les électrons ne sont pas répartis parfaitement symétriquement. Il se crée alors un dipôle instantané non nul, qui déforme à son tour le nuage électronique de la molécule voisine et y induit un dipôle induit. Les deux dipôles s’attirent brièvement. Ces fluctuations sont permanentes et incessantes : leur effet moyen est une attraction nette entre les molécules.

Polarisabilité

L’intensité de la force de London dépend de la facilité avec laquelle le nuage électronique d’une molécule se laisse déformer : c’est la polarisabilité. Plus une molécule contient d’électrons — c’est-à-dire plus elle est lourde — plus son nuage est étendu, diffus, et donc facilement déformable. La force de London augmente donc avec le nombre d’électrons et, de manière approchée, avec la masse molaire.

Conséquence directe : les températures de fusion et d’ébullition des substances apolaires augmentent avec leur masse molaire.

Gaz noble Nombre d’électrons \(T_\text{éb}\) (K)
\(\ce{He}\) 2 4
\(\ce{Ne}\) 10 27
\(\ce{Ar}\) 18 87
\(\ce{Kr}\) 36 120
\(\ce{Xe}\) 54 165

La même tendance s’observe pour les alcanes : le pentane (\(\ce{C5H12}\), 42 électrons) bout à \(36\ ^\circ\text{C}\), tandis que le nonane (\(\ce{C9H20}\), 72 électrons) bout à \(151\ ^\circ\text{C}\).

Attention : pour de très grosses molécules apolaires, la force de London peut devenir suffisamment intense pour maintenir la substance à l’état liquide, voire solide, à température ambiante — comme c’est le cas pour le diiode \(\ce{I2}\) (solide à \(25\ ^\circ\text{C}\)).

Exercices :

  1. Le fluor \(\ce{F2}\) (18 électrons, \(T_\text{éb} = -188\ ^\circ\text{C}\)) et le chlore \(\ce{Cl2}\) (34 électrons, \(T_\text{éb} = -34\ ^\circ\text{C}\)) sont tous deux apolaires. Expliquez l’écart de \(154\ ^\circ\text{C}\) entre leurs températures d’ébullition.9
  1. Le méthane \(\ce{CH4}\) (\(M = 16\ \text{g/mol}\)) bout à \(-161\ ^\circ\text{C}\) ; l’octane \(\ce{C8H18}\) (\(M = 114\ \text{g/mol}\)) bout à \(126\ ^\circ\text{C}\). Les deux sont apolaires. Quel facteur explique cet écart ?[^22]
  1. Le diiode \(\ce{I2}\) est un solide à température ambiante, alors que le dibrome \(\ce{Br2}\) est liquide et le dichlore \(\ce{Cl2}\) est gazeux. Ces trois molécules sont apolaires. Rangez-les par nombre d’électrons croissant et expliquez la tendance observée.[^23]
  1. Un élève affirme que la force de London est négligeable devant les autres interactions et peut être ignorée dans les molécules polaires. Réfutez cette affirmation en vous appuyant sur la notion de polarisabilité.[^24]

3.7 Récapitulatif des forces intermoléculaires

Type Présent dans Énergie (kJ/mol) Exemple
Ion–dipôle mélanges ioniques et polaires 40–600 \(\ce{Na+}\) et \(\ce{H2O}\)
Pont hydrogène molécules avec \(\ce{H}\) lié à \(\ce{N}\), \(\ce{O}\), \(\ce{F}\) 10–40 \(\ce{H2O}\) et \(\ce{H2O}\)
Keesom (dipôle–dipôle) molécules polaires 5–25 \(\ce{HCl}\) et \(\ce{HCl}\)
Debye (dipôle–dipôle induit) polaire + apolaire 2–10 \(\ce{HCl}\) et \(\ce{Cl2}\)
Ion–dipôle induit ions + apolaires 3–15 \(\ce{Fe^{2+}}\) et \(\ce{O2}\)
London (dispersion) tous atomes et molécules 0,05–40 \(\ce{Ar}\) et \(\ce{Ar}\), \(\ce{C8H18}\) et \(\ce{C8H18}\)

Retenons l’ordre de grandeur suivant : pont hydrogène \(>\) Keesom \(>\) Debye \(\approx\) London (pour les petites molécules). La force de London peut cependant dépasser les autres pour de très grosses molécules apolaires, en raison de leur polarisabilité élevée.

Dans l’histoire… En 1873, Johannes van der Waals postule dans sa thèse l’existence de forces attractives entre molécules — une intuition assez marquante pour que James Clerk Maxwell la salue dès sa parution. Il faudra ensuite près de soixante ans pour démêler cette force unique en plusieurs mécanismes distincts : Peter Debye et Willem Keesom (1921) décrivent les interactions impliquant un dipôle permanent, puis Fritz London (1930) identifie l’origine quantique de la force restante — la seule présente entre atomes ou molécules totalement apolaires. Ce que van der Waals avait perçu comme un seul phénomène s’est révélé être trois.

Exercices de synthèse

  1. Le propan-1-ol \(\ce{CH3CH2CH2OH}\) est miscible à l’eau, mais le pentan-1-ol \(\ce{CH3(CH2)4OH}\) ne l’est pas. Les deux possèdent un groupe \(\ce{OH}\). Expliquez cette différence en termes de forces intermoléculaires et de structure moléculaire.10
  1. Classez les substances suivantes par ordre croissant de température d’ébullition et justifiez : \(\ce{CH4}\), \(\ce{NH3}\), \(\ce{NaCl}\) (fondu), \(\ce{HCl}\).[^26]
  1. Une solution de chlorure de potassium \(\ce{KCl}\) dans l’eau conduit l’électricité. Une solution de saccharose \(\ce{C12H22O11}\) dans l’eau ne la conduit pas. Expliquez cette différence en termes de dissolution et de forces intermoléculaires impliquées dans chaque cas.[^27]
  1. À \(25\ ^\circ\text{C}\), le mercure \(\ce{Hg}\) est liquide alors que le tungstène \(\ce{W}\) est solide. Les deux sont des métaux. Quelle propriété des liaisons intermoléculaires (ou interatomiques) permet d’expliquer cet écart de plus de \(3400\ ^\circ\text{C}\) entre leurs températures de fusion ?[^28]
  1. L’acide acétique \(\ce{CH3COOH}\) forme des dimères en phase gazeuse : deux molécules s’associent via deux ponts hydrogène symétriques. Représentez schématiquement cette interaction (notation pointillée) et expliquez pourquoi ce phénomène est plus fréquent en phase gazeuse qu’en phase liquide.[^29]
  1. Le dioxyde de soufre \(\ce{SO2}\) (\(T_\text{éb} = -10\ ^\circ\text{C}\)) et le dioxyde de carbone \(\ce{CO2}\) (\(T_\text{éb} = -78{,}5\ ^\circ\text{C}\), sublimation) ont des masses molaires proches (64 et 44 g/mol). Expliquez pourquoi \(\ce{SO2}\) a une température de changement d’état bien plus élevée.[^30]
  1. Un plongeur remonte trop rapidement d’une plongée profonde et souffre d’un accident de décompression : des bulles de gaz (principalement \(\ce{N2}\)) se forment dans son sang. Expliquez ce phénomène en termes de solubilité et de pression.[^31]
  1. La glycérine \(\ce{HOCH2CH(OH)CH2OH}\) est un liquide visqueux miscible à l’eau, utilisé comme antigel. Identifiez tous les types de forces intermoléculaires présentes dans ce composé et expliquez sa miscibilité totale avec l’eau.[^32]
  1. On compare deux isomères : le butane \(\ce{CH3CH2CH2CH3}\) (chaîne linéaire, \(T_\text{éb} = -1\ ^\circ\text{C}\)) et l’isobutane \(\ce{(CH3)3CH}\) (ramifié, \(T_\text{éb} = -12\ ^\circ\text{C}\)). Les deux sont apolaires et ont la même formule brute \(\ce{C4H10}\). Expliquez l’écart de température d’ébullition.[^33]
  1. Un détergent industriel contient un composé amphiphile dont la partie hydrophobe est une chaîne de 16 carbones (\(\ce{C16}\)) et dont la partie hydrophile est un groupe sulfonate \(\ce{SO3^{-}}\). (a) Identifiez les forces intermoléculaires entre la partie hydrophobe et une huile apolaire. (b) Identifiez les forces entre la partie hydrophile et l’eau. (c) Expliquez pourquoi ce composé est plus efficace qu’un savon à chaîne \(\ce{C8}\) pour dégraisser à basse température.[^34]

Projet-Balmer Dernière mise à jour : 2026-06-02

Ces défis s’adressent à ceux qui veulent aller réellement plus loin. Ils exigent de mobiliser les notions de Zone 2 dans des contextes nouveaux.

Défi A — Le mystère de l’ammoniaque (approfondissement formel)

À masse molaire comparable, \(\ce{NH3}\) (\(M = 17\ \text{g/mol}\), \(T_\text{éb} = -33\ ^\circ\text{C}\)) bout bien plus haut que \(\ce{CH4}\) (\(M = 16\ \text{g/mol}\), \(T_\text{éb} = -161\ ^\circ\text{C}\)), alors que les deux molécules ont presque la même masse.

  1. Identifiez les types de forces intermoléculaires présentes dans chacune des deux substances.

  2. Expliquez l’écart de \(128\ ^\circ\text{C}\) entre leurs températures d’ébullition.

  3. \(\ce{PH3}\) (\(M = 34\ \text{g/mol}\)) bout à \(-87\ ^\circ\text{C}\), soit plus bas que \(\ce{NH3}\) malgré une masse molaire double. Expliquez ce résultat apparemment paradoxal.11

Défi B — Savon et amphiphilie (transfert interdisciplinaire)

Le stéarate de sodium est un savon de formule \(\ce{CH3(CH2)16COO^{-}Na^{+}}\). Il possède une longue chaîne carbonée apolaire et un groupe carboxylate ionique \(\ce{COO^{-}}\).

  1. Identifiez la partie hydrophobe et la partie hydrophile de cette molécule.

  2. Expliquez, en termes de forces intermoléculaires, pourquoi l’eau seule ne dissout pas les graisses.

  3. Expliquez comment le savon permet de dissoudre les graisses dans l’eau. Quel type de structure les molécules de savon forment-elles en solution aqueuse en présence de graisse ?12

Défi C — Le gecko et la physique des surfaces (ouverture conceptuelle)

Les pattes du gecko adhèrent à n’importe quelle surface lisse — vitre, plafond, paroi verticale — sans colle et sans ventouse. Des mesures ont montré que chaque patte est recouverte de millions de nanofils de kératine d’environ 200 nm de diamètre. La force d’adhésion totale d’un gecko de 70 g suffit à le maintenir suspendu à une vitre verticale.

  1. Identifiez le type de force intermoléculaire en jeu entre les nanofils et la surface. Justifiez en rappelant de quelles propriétés moléculaires dépend cette force.

  2. Un seul nanofil développe une force de l’ordre du micronewton — individuellement négligeable. Expliquez qualitativement pourquoi la multiplication des contacts à l’échelle nanométrique change tout.

  3. Ce mécanisme fonctionne nettement moins bien lorsque les pattes du gecko sont mouillées. Proposez une hypothèse en termes de forces intermoléculaires.13

3.8 Mots-clés

Liaison intermoléculaire : interaction attractive entre molécules distinctes, plus faible que les liaisons intramoléculaires ; responsable de la cohésion de la matière en phase condensée.

Interaction ion-dipôle : interaction électrostatique entre un ion et le dipôle (permanent ou induit) d’une molécule voisine ; à l’origine de la solvatation des sels dans les solvants polaires.

Pont hydrogène : interaction intermoléculaire forte entre un hydrogène lié à \(\ce{N}\), \(\ce{O}\) ou \(\ce{F}\) et un doublet non-liant d’un autre atome \(\ce{N}\), \(\ce{O}\) ou \(\ce{F}\).

Force de Keesom : interaction électrostatique entre deux dipôles permanents, orientés \(\delta+\) face à \(\delta-\) ; présente uniquement entre deux molécules polaires.

Force de Debye : interaction entre le dipôle permanent d’une molécule polaire et le dipôle temporaire qu’il induit dans une molécule apolaire voisine.

Force de London : interaction entre dipôles induits instantanés, présente entre tous les atomes et molécules ; son intensité croît avec le nombre d’électrons et la polarisabilité.

Polarisabilité : facilité avec laquelle le nuage électronique d’une molécule se déforme sous l’effet d’un champ extérieur ; augmente avec le nombre d’électrons.

Solvatation : processus par lequel les molécules de solvant entourent et stabilisent un soluté dissous ; pour les sels dans l’eau, résulte des interactions ion–dipôle.

Hydrophile : qualifie une espèce chimique polaire ou ionique ayant une affinité pour l’eau.

Hydrophobe : qualifie une espèce chimique apolaire repoussée par l’eau.

Amphiphile : qualifie une espèce chimique possédant à la fois une partie hydrophile et une partie hydrophobe.

Projet-Balmer Dernière mise à jour : 2026-09-02

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  1. Par convention dans ce chapitre, nous appelons “dipôle induit” toute molécule apolaire, par anticipation de l’effet qu’elle subit. Au sens strict, le dipôle induit désigne l’effet — la déformation temporaire du nuage électronique — et non la molécule elle-même.↩︎

  2. L’ébullition rompt uniquement les ponts hydrogène (liaisons intermoléculaires, ~20 kJ/mol) — c’est une transformation physique. La rupture des liaisons O–H intramoléculaires (~460 kJ/mol) ne se produit pas lors de l’ébullition. [^3]: Faux. Les liaisons intermoléculaires sont rompues lors de l’évaporation, mais les liaisons intramoléculaires restent intactes : les molécules de \(\ce{CH3CH2OH}\) en phase gazeuse sont identiques à celles en phase liquide. [^4]: (a) \(\ce{HCl}\) + \(\ce{HCl}\) : London + Keesom (deux molécules polaires). (b) \(\ce{K+}\) + \(\ce{H2O}\) : ion–dipôle permanent (forte). (c) \(\ce{Xe}\) + \(\ce{Xe}\) : London uniquement (atomes apolaires).↩︎

  3. \(\ce{Na+}\) est un cation (charge positive) : il attire la partie \(\delta-\) de l’eau, soit l’oxygène. \(\ce{Cl-}\) est un anion (charge négative) : il attire la partie \(\delta+\) de l’eau, soit les hydrogènes. [^6]: Dans l’eau : interactions ion–dipôle (40–600 kJ/mol) suffisamment fortes pour arracher les ions au cristal et les solvatater. Dans l’hexane (apolaire) : seules des interactions ion–dipôle induit (faibles) sont possibles — insuffisantes pour vaincre la cohésion du cristal ionique. [^7]: \(\ce{Li+}\) interagit plus fortement : plus petit, il s’approche davantage des molécules d’eau. Les forces électrostatiques décroissent rapidement avec la distance (en \(1/r^2\)) — une distance plus courte signifie une interaction nettement plus intense.↩︎

  4. Nous utilisons ici la notion de structure de l’ADN, qui relève de la biologie moléculaire et sera approfondie dans le cours de biologie.↩︎

  5. Forment des ponts hydrogène entre elles : \(\ce{CH3OH}\) (O–H), \(\ce{NH3}\) (N–H), \(\ce{H2O}\) (O–H). \(\ce{CH4}\) : H lié à C, pas de pont H. \(\ce{HCl}\) : Cl trop grand et pas assez électronégatif. \(\ce{CH3OCH3}\) : pas de H lié à N, O ou F — ne peut qu’accepter un pont H, pas en donner. [^10]: L’éthanol possède un groupe O–H qui lui permet de former des ponts hydrogène entre molécules (interaction forte, 10–40 kJ/mol). Le diméthyléther n’a pas de H lié à O : il ne peut pas former de ponts hydrogène donneur–accepteur entre ses propres molécules. La cohésion intermoléculaire de l’éthanol est donc bien supérieure. [^11]: 4 ponts hydrogène au maximum : 2 comme donneur (un par H de la molécule \(\ce{H2O}\), via O–H…O) et 2 comme accepteur (via les deux doublets non-liants de l’oxygène). [^12]: \(\ce{HF}\) forme des ponts hydrogène grâce à la très forte électronégativité du fluor (F–H…F). Ces interactions supplémentaires augmentent considérablement la cohésion intermoléculaire, d’où une température d’ébullition bien plus élevée malgré la masse molaire inférieure. \(\ce{HCl}\) ne forme pas de ponts hydrogène (Cl trop grand). [^13]: La paire G–C est plus difficile à dissocier : 3 ponts hydrogène contre 2 pour A–T. L’énergie totale à fournir pour rompre les interactions G–C est donc supérieure, ce qui rend les régions riches en G–C plus stables thermiquement.↩︎

  6. \(\ce{HCl}\) est polaire : en plus des forces de London présentes dans les deux substances, il s’y ajoutent des forces de Keesom (dipôle–dipôle permanent) qui augmentent significativement la cohésion intermoléculaire et donc la température d’ébullition. [^15]: L’acétone présente des forces de Keesom (dipôle–dipôle) en plus des forces de London communes aux deux. Ces interactions supplémentaires expliquent sa température d’ébullition bien plus élevée à masse molaire identique. [^16]: Plus intenses dans \(\ce{HF}\) : le fluor est beaucoup plus électronégatif que l’iode, ce qui génère des charges partielles \(\delta+\) et \(\delta-\) plus marquées. De plus, les atomes de \(\ce{F}\) et \(\ce{H}\) sont petits, permettant une distance intermoléculaire très courte et donc une interaction plus forte.↩︎

  7. Nous utilisons ici la notion d’équilibre acido-basique, que nous approfondirons au chapitre 8.↩︎

  8. La force de Debye : le dipôle permanent de \(\ce{H2O}\) induit un dipôle temporaire dans \(\ce{I2}\). La dissolution reste limitée car cette interaction est faible — insuffisante pour compenser complètement la cohésion de Londres entre molécules de \(\ce{I2}\). [^19]: Huile–eau : l’huile ne peut établir que de faibles forces de London avec l’eau, insuffisantes pour vaincre les ponts hydrogène eau–eau. Huile–\(\ce{CCl4}\) : London entre deux substances apolaires, interaction du même ordre que la cohésion interne de chacune — dissolution favorable. [^20]: \(\ce{O2}\) est une molécule diatomique symétrique avec un nuage électronique plus compact que \(\ce{CH4}\) malgré sa masse légèrement plus élevée. Sa polarisabilité est donc comparable ou inférieure à celle de \(\ce{CH4}\), d’où une solubilité similaire voire moindre.↩︎

  9. \(\ce{Cl2}\) possède 34 électrons contre 18 pour \(\ce{F2}\) : son nuage électronique est plus étendu et plus polarisable. Les forces de London sont donc plus intenses dans \(\ce{Cl2}\), d’où une température d’ébullition bien plus élevée. [^22]: Le nombre d’électrons (et la masse molaire) : l’octane possède beaucoup plus d’électrons que le méthane, ce qui le rend bien plus polarisable et ses forces de London bien plus intenses. [^23]: \(\ce{Cl2}\) : 34 électrons (gaz) ; \(\ce{Br2}\) : 70 électrons (liquide) ; \(\ce{I2}\) : 106 électrons (solide). Plus le nombre d’électrons augmente, plus la polarisabilité et les forces de London sont grandes, et plus la température d’ébullition est élevée. [^24]: La force de London est présente dans toutes les molécules, polaires ou non. Pour les grosses molécules polaires, sa contribution peut être comparable ou supérieure aux interactions dipôle–dipôle. Elle ne peut donc pas être ignorée.↩︎

  10. Le propan-1-ol (3 carbones) : la partie polaire \(\ce{OH}\) domine sur la courte chaîne carbonée — les ponts hydrogène avec l’eau compensent le coût énergétique de la dissolution. Le pentan-1-ol (5 carbones) : la chaîne apolaire est trop longue, les forces de London entre chaînes carbonées dominent et la molécule devient globalement hydrophobe — les ponts hydrogène ne suffisent plus. [^26]: Ordre croissant : \(\ce{CH4}\) (\(-161\ ^\circ\text{C}\)) < \(\ce{HCl}\) (\(-85\ ^\circ\text{C}\)) < \(\ce{NH3}\) (\(-33\ ^\circ\text{C}\)) < \(\ce{NaCl}\) fondu (\(1413\ ^\circ\text{C}\)). \(\ce{CH4}\) : London seul. \(\ce{HCl}\) : London + Keesom. \(\ce{NH3}\) : London + Keesom + ponts H. \(\ce{NaCl}\) : liaisons ioniques (bien plus fortes que toutes les interactions moléculaires). [^27]: \(\ce{KCl}\) se dissocie en ions \(\ce{K+}\) et \(\ce{Cl-}\) via des interactions ion–dipôle avec l’eau — les ions libres conduisent le courant. Le saccharose se dissout sans dissociation (interactions pont H et dipôle–dipôle avec l’eau) : aucun ion en solution, pas de conduction électrique. [^28]: L’intensité des liaisons métalliques (cohésion du réseau par délocalisation des électrons de valence) : dans \(\ce{Hg}\), la couche \(d\) pleine limite la délocalisation et les liaisons métalliques sont très faibles (\(T_\text{fus} = -39\ ^\circ\text{C}\)). Dans \(\ce{W}\), la forte délocalisation des électrons \(d\) génère des liaisons métalliques extrêmement intenses (\(T_\text{fus} = 3422\ ^\circ\text{C}\)). [^29]: Schéma : \(\ce{CH3-C(=O)-O-H...O=C(-OCH3)-H...O}\) (deux ponts H symétriques entre les groupes \(\ce{COOH}\)). En phase liquide, les molécules sont entourées de nombreuses voisines qui peuvent former d’autres interactions — la formation de dimères est en compétition. En phase gazeuse, les molécules sont rares et isolées : quand deux molécules se rencontrent, la formation de deux ponts H simultanés est énergétiquement très favorable. [^30]: \(\ce{SO2}\) est polaire (géométrie coudée, moment dipolaire non nul) : il présente des forces de Keesom en plus des forces de London. \(\ce{CO2}\) est apolaire (géométrie linéaire, moments dipolaires qui se compensent) : seules les forces de London sont présentes. Les interactions supplémentaires de \(\ce{SO2}\) augmentent sa cohésion et donc sa température d’ébullition. [^31]: En profondeur, la pression élevée augmente la solubilité du \(\ce{N2}\) dans le sang (loi de Henry : haute pression favorise la phase dissoute). En remontant trop vite, la pression chute brutalement : le \(\ce{N2}\) dissous se retrouve en sursaturation et se dégage sous forme de bulles. [^32]: Forces présentes : ponts hydrogène nombreux (3 groupes \(\ce{OH}\) par molécule, donneurs et accepteurs), Keesom, London. Miscibilité totale : la glycérine peut former de nombreux ponts hydrogène avec l’eau — l’énergie libérée compense largement le coût de séparation des molécules d’eau, rendant la dissolution très favorable. [^33]: À masse molaire identique et même composition, la différence vient de la surface de contact entre molécules : le butane linéaire offre une surface plus grande pour les interactions de London que l’isobutane ramifié (forme plus sphérique, surface réduite). Les forces de London sont donc légèrement plus intenses dans le butane linéaire, d’où une température d’ébullition un peu plus élevée. [^34]: (a) London (dispersion) entre les chaînes \(\ce{C16}\) et l’huile apolaire. (b) Ion–dipôle (fort) entre \(\ce{SO3^{-}}\) et \(\ce{H2O}\). (c) La chaîne \(\ce{C16}\) est deux fois plus longue que \(\ce{C8}\) : ses forces de London avec l’huile sont bien plus intenses, ce qui lui permet de pénétrer et de disperser des dépôts gras plus résistants. À basse température, les forces de London sont moins perturbées par l’agitation thermique — la chaîne longue conserve son efficacité là où la courte est insuffisante.↩︎

    1. \(\ce{NH3}\) : London + Keesom + ponts hydrogène (\(\ce{N-H...N}\)) ; \(\ce{CH4}\) : London uniquement. b) Les ponts hydrogène de \(\ce{NH3}\) ajoutent une interaction forte (10–40 kJ/mol) absente dans \(\ce{CH4}\), d’où une température d’ébullition bien plus élevée à masse comparable. c) \(\ce{PH3}\) est plus lourd et possède plus d’électrons (forces de London plus importantes), mais le phosphore est moins électronégatif que l’azote : \(\ce{PH3}\) ne forme pas de ponts hydrogène. L’absence de cette interaction compense largement le gain en masse molaire — d’où une température d’ébullition plus basse que \(\ce{NH3}\) malgré une masse double.
    ↩︎
    1. Partie hydrophobe : chaîne \(\ce{-(CH2)16-CH3}\) (apolaire, London uniquement) ; partie hydrophile : \(\ce{COO^{-}Na^{+}}\) (ionique, interaction ion–dipôle forte avec l’eau). b) Les graisses sont apolaires et n’interagissent avec l’eau que par de très faibles forces de London — insuffisantes pour vaincre les ponts hydrogène entre molécules d’eau. c) Les molécules de savon s’organisent en micelles : les chaînes hydrophobes se regroupent vers l’intérieur (en contact avec la graisse), tandis que les têtes hydrophiles \(\ce{COO^{-}}\) pointent vers l’extérieur (en contact avec l’eau). La graisse est ainsi encapsulée et emportée par le rinçage.
    ↩︎

  13. Pistes de réflexion — a) Force de London : les nanofils de kératine (apolaires) interagissent avec toute surface par dipôles induits. Cette force dépend de la polarisabilité et de la surface de contact — deux paramètres que les nanofils optimisent. b) La force totale est la somme de millions de contributions individuelles : \(F_\text{tot} = N \times f\). Même si \(f\) est microscopique, \(N \sim 10^6\) par patte rend \(F_\text{tot}\) macroscopiquement significative. C’est le principe de superposition appliqué à l’échelle biologique. c) L’eau s’intercale entre les nanofils et la surface, substituant les interactions London nanofil–surface par des interactions eau–surface (ponts H) et eau–nanofil (Debye). Ces nouvelles interactions sont moins spécifiques et perturbent l’alignement des nanofils, réduisant la surface de contact effective — et donc l’adhésion.↩︎