Pourquoi deux atomes s’attirent-ils à distance et se repoussent-ils de près ?

Pourquoi les atomes s’attirent-ils et se repoussent-ils ?

Les atomes de gaz nobles comme le néon et l’argon n’ont pas de charge et ne forment pas de liaisons chimiques entre eux. Pourtant, le néon devient liquide à −246 °C et l’argon à −186 °C. Un liquide ne peut se former que s’il existe une force d’attraction entre les atomes.

Cette faible attraction s’appelle la force de van der Waals. Les électrons d’un atome sont toujours en mouvement : à certains moments, il y a donc plus d’électrons d’un côté de l’atome. L’atome a alors un côté positif et un côté négatif temporaires, et il attire un atome voisin. Si deux atomes sont trop proches, leurs couches électroniques se recouvrent et ils se repoussent fortement.

Comment lire la courbe d’énergie potentielle ?

Le simulateur trace la courbe avec la formule de Lennard-Jones : V(r) = 4ε[(σ/r)¹² − (σ/r)⁶]. Ici, r est la distance entre les atomes. Le premier terme entre crochets représente la répulsion et le second l’attraction.

• σ (sigma) : la distance à laquelle l’énergie potentielle est nulle. Plus l’atome est gros, plus σ est grand.
• ε (epsilon) : la profondeur du creux de la courbe, aussi appelée profondeur du puits de potentiel. Plus le puits est profond, plus les atomes s’attirent fortement.
• Distance d’équilibre : la distance à laquelle les deux forces s’équilibrent. Elle vaut 1.12 fois σ. Un atome oscille autour de cette distance.

Comment utiliser le simulateur ?

1. Choisis une paire dans la liste ATOMES à droite. Dans chaque paire, le premier atome est fixe et le second est mobile.
2. Dans la zone du bas, fais glisser ton doigt vers la droite ou la gauche pour changer la distance entre les deux atomes. Quand tu lèves le doigt, l’atome mobile commence à osciller.
3. Sur le graphique du haut, observe le point de la même couleur que l’atome mobile. Il se déplace sur la courbe et indique la distance et l’énergie à cet instant. Les boutons + et − sur le côté agrandissent et réduisent l’axe de l’énergie.
4. Active l’option Afficher les forces. Une flèche rouge qui s’éloigne de l’atome fixe indique une répulsion, et une flèche bleue dirigée vers lui indique une attraction.
5. Utilise le bouton de lecture pour arrêter le mouvement, et choisis la vitesse avec les boutons Normal et Lent.
6. Si tu sélectionnes la ligne Régler, le curseur Force d’attraction apparaît et tu peux changer ε toi-même.

Exercices à essayer dans le simulateur

• Compare les courbes des paires Ne – Ne et Ar – Ar. L’argon a un σ plus grand et un puits plus profond. C’est pourquoi il devient liquide à une température plus élevée que le néon.
• Fais glisser l’atome plus près que σ et lève le doigt. L’atome est fortement repoussé et part jusqu’au bord droit de la zone.
• Place l’atome un peu plus loin que la distance d’équilibre et lève le doigt. L’atome oscille dans le puits de potentiel. Observe le déplacement du point en mode Lent.
• Sélectionne la ligne Régler et fais glisser le curseur Force d’attraction vers la droite. Le puits devient plus profond, mais σ ne change pas.

Idées fausses fréquentes

• La force de van der Waals n’est pas une liaison chimique. Les liaisons covalentes à l’intérieur d’une molécule sont beaucoup plus fortes. C’est pourquoi, quand un liquide bout, seule l’attraction entre les molécules est rompue, et les molécules elles-mêmes restent entières.
• La paire O – O n’est pas une molécule de O₂. En réalité, deux atomes d’oxygène forment une double liaison. Cette courbe ne montre pas cette liaison. Elle montre seulement une faible attraction et une répulsion.
• Les axes du graphique n’ont pas de nombres. Le simulateur montre seulement des valeurs relatives : compare donc les paires par la forme de leurs courbes.

Sources

• Chemistry LibreTexts: Lennard-Jones Potential
• OpenStax Chemistry 2e: Intermolecular Forces
• PhET: Atomic Interactions