For faster navigation, this Iframe is preloading the Wikiwand page for Forces de London.

Forces de London

Si ce bandeau n'est plus pertinent, retirez-le. Cliquez ici pour en savoir plus. Cet article ne cite pas suffisamment ses sources (novembre 2020). Si vous disposez d'ouvrages ou d'articles de référence ou si vous connaissez des sites web de qualité traitant du thème abordé ici, merci de compléter l'article en donnant les références utiles à sa vérifiabilité et en les liant à la section « Notes et références ». En pratique : Quelles sources sont attendues ? Comment ajouter mes sources ?
Énergie d'interaction du dimère d'argon. La section à longue de portée est due aux forces de dispersion de London.

Les forces de dispersion de London sont des forces faibles intermoléculaires créées par des dipôles induits. Elles représentent en général la composante la plus importante des forces de Van der Waals. Elles tirent leur nom du physicien germano-américain Fritz London qui formula mathématiquement ces forces pour deux molécules identiques en 1937.

Les forces de London existent du fait que la densité électronique des molécules est probabiliste : il y a une forte chance à tout moment pour que celle-ci ne soit pas équitablement répartie à travers la molécule, ce qui crée un léger moment dipolaire. Les moments dipolaires vont varier très rapidement au cours du temps. Ainsi à chaque distribution inhomogène se crée un moment dipolaire induit qui peut interagir avec les moments dipolaires induits des molécules voisines et une force s'exerce entre les molécules. Naturellement, ces dipôles induits peuvent également réagir avec un dipôle permanent (molécule polaire) mais les forces qui en résultent prennent alors le nom de forces de Debye. L'effet apparaît également dans les molécules polaires, mais ce sont alors les forces de Keesom qui prennent le dessus le plus souvent et les forces de London jouent alors un rôle souvent minime dans les interactions entre dipôles permanents.

De manière générale, pour des molécules polaires, les forces de London sont très faibles devant les autres forces intermoléculaires, par exemple les interactions ioniques ou les liaisons hydrogène ou les forces de Keesom entre dipôles permanents. Néanmoins, pour des molécules neutres (comme l'hélium), les forces de London sont la seule force attractive intermoléculaire à grande distance. Elles sont aussi prépondérantes dans les forces d'attraction entre molécules non polaires comme le diazote ou le méthane ou même les gaz rares. Sans l'effet des forces de London, il serait impossible de liquéfier ces gaz.

Formulation

L'énergie des forces de dispersion de London entre deux molécules de polarisabilité différentes peut se poser sous la forme :

Avec :

L'expression des forces s'obtient en dérivant l'énergie par rapport à la distance moyenne entre les molécules. En simplifiant, la force s'écrit sous la forme :

avec constante.

Les forces de London croissent avec la taille des molécules mises en jeu, car l'augmentation de la taille va avec la dispersion du nuage électronique et donc une augmentation du moment dipolaire induit. Cet effet peut se constater sur les dihalogènes (F2, Cl2, Br2, I2) : tandis que le difluor et le dichlore sont à l'état de gaz dans les conditions de pression et de température normale, le dibrome est liquide et le diiode solide.

Notes et références

Voir aussi

{{bottomLinkPreText}} {{bottomLinkText}}
Forces de London
Listen to this article

This browser is not supported by Wikiwand :(
Wikiwand requires a browser with modern capabilities in order to provide you with the best reading experience.
Please download and use one of the following browsers:

This article was just edited, click to reload
This article has been deleted on Wikipedia (Why?)

Back to homepage

Please click Add in the dialog above
Please click Allow in the top-left corner,
then click Install Now in the dialog
Please click Open in the download dialog,
then click Install
Please click the "Downloads" icon in the Safari toolbar, open the first download in the list,
then click Install
{{::$root.activation.text}}

Install Wikiwand

Install on Chrome Install on Firefox
Don't forget to rate us

Tell your friends about Wikiwand!

Gmail Facebook Twitter Link

Enjoying Wikiwand?

Tell your friends and spread the love:
Share on Gmail Share on Facebook Share on Twitter Share on Buffer

Our magic isn't perfect

You can help our automatic cover photo selection by reporting an unsuitable photo.

This photo is visually disturbing This photo is not a good choice

Thank you for helping!


Your input will affect cover photo selection, along with input from other users.

X

Get ready for Wikiwand 2.0 🎉! the new version arrives on September 1st! Don't want to wait?