Forces intermoléculaires

Lorsqu'on refroidit une collection de molécules à l'état gazeux, il existe une température où les forces intermoléculaires l'emporte sur l'agitation thermique et le milieu devient liquide. Comment expliquer cela pour des atomes ou des molécules non-polaires comme les gaz nobles ou les alcanes:

Les propriétés electriques des molécules sont à l'origine des forces intermoléculaires. Lorsqu'on approche un atome ou une molécule d'un autre, on change son énergie potentielle d'une valeur égale au travail de déplacement:

Il peut y avoir jusqu'à trois contributions à l'énergie potentielle, dues aux trois types d'interactions possibles:

Ces interactions dipole induit – dipole induit sont dues à des forces que l'on appelle forces de dispersion, ou forces de London.

La somme de ces trois interactions constituent les interactions de Van der Waals:

Le tableau suivant donne des exemples des valeurs relatives de ces interactions pour quelques molécules:

	(Å³)	µ (D)	Contributions à l'énergie potentielle				Énergie potentielle à une distance de 3Å				T_ébullition (°C)
	(Å³)	µ (D)	(J.m⁶.mole^-1)	(J.m⁶.mole^-1)	(J.m⁶.mole^-1)	(J.m⁶.mole^-1)	(kJ.mole^–1)	(kJ.mole^–1)	(kJ.mole^–1)	(kJ.mole^–1)	T_ébullition (°C)
He	0.2	0	0	0	0.5	0.5	0	0	-0.01	-0.01	-269
Ar	1.6	0	0	0	273	273	0	0	-3.7	-3.7	-186
Xe	4.0	0	0	0	1694	1694	0	0	-23	-23	-108

HCl	2.6	1.1	113	34	734	881	-1.5	-0.5	-10.1	-12.1	-85
HBr	3.6	0.8	37	26	1411	1474	-0.5	-0.4	-19.4	-20.2	-66
HI	5.4	0.4	2	104	3105	3211	-0.03	-1.4	-42.6	-44.0	-36

CCl4	10.5	0	0	0	10915	10915	0	0	-150	-150	77

CO	2.0	1.1	0.02	0.4	433	433	-0.0003	-0.005	-5.9	-5.9	-191
NH3	2.2	1.5	489	59	527	1075	-7	-1	-7	-15	36
H2O	1.5	1.8	1120	61	245	1426	-15	-1	-3	-20	100

Autres interactions intermoléculaires: la liaison hydrogène (exemple:l'ADN)