Forces de Van Der Waals

Une molécule n’a pas besoin d’une charge nette pour

électrostatiques : la présence d’un moment dipolaire permanent suffit à f molécules polaires via des liaisons non

Interactions ioniques

(parfois dénommée liaison ionique ou pont salin)

entre deux groupements portant chacun une charge nette positive ou négative (soit au sein d’une molécule soit entre deux molécules). Cette interaction est la plus forte des interact

covalentes. Ces interactions peuvent conduire à un effet attractif (si charges opposées) ou répulsif (si charges de même signe). L’énergie d’interaction peut atteindre quelques centaines ules par mole, ce qui est assez proche de l’énergie d’une liaison covalente. L’origine de ces interactions est l’attraction ou la répulsion coulombienne, donnée par la loi de

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sont les deux charges, d la distance entre les charges, ε0la permittivité du vide et la permittivité relative du milieu. Dans l’eau, εr est de 80 alors que dans le vide elle

est important de prendre en compte cette variation de permittivité suivant le milieu lors de non-covalentes par spectrométrie de masse. En effet, dans , les analytes passent d’un solvant aqueux (εr = 80) au vide (

interactions ioniques sont donc fortement renforcées par cette désolvatation intrinsèque à

Figure 30: Illustration de l’interaction ionique

de Van Der Waals

Une molécule n’a pas besoin d’une charge nette pour participer à des interactions présence d’un moment dipolaire permanent suffit à f

molécules polaires via des liaisons non-covalentes.

(parfois dénommée liaison ionique ou pont salin) est une interaction positive ou négative (soit au sein ). Cette interaction est la plus forte des interactions effet attractif (si charges opposées) ou teraction peut atteindre quelques centaines d’une liaison covalente. L’origine n coulombienne, donnée par la loi de

la permittivité du vide et εr

80 alors que dans le vide elle est de 1. Il é suivant le milieu lors de s par spectrométrie de masse. En effet, dans

= 80) au vide (εr = 1). Les ar cette désolvatation intrinsèque à

participer à des interactions présence d’un moment dipolaire permanent suffit à faire interagir les

Les interactions entre molécules neutres se forment à partir d’interactions électrostatiques entre dipôles permanents et/ou dipôles induits. Les forces résultantes sont responsables d’interactions multiples entre atomes voisins non-liés et sont appelées communément forces de van der Waals.L’énergie potentielle typique de ce type d’interaction est de quelques kJ par mole. On englobe sous le nom de forces de van der Waals trois types d’interactions moléculaires [d, e] :

Ͳ forces entre deux dipôles permanents : forces de Keesom

Ͳ forces entre un dipôle permanent et un dipôle induit : forces de Debye Ͳ forces entre deux dipôles induits : forces de dispersion de London

2.1. Forces de Keesom

Les forces de Keesom résultent d'une interaction intermoléculaire entre dipôles permanents.

Lorsque, dans une molécule neutre, les barycentres des charges positives et des charges négatives ne coïncident pas, on dit que la molécule est polaire, donc qu’elle possède un moment dipolaire.

Figure 31: Illustration de la force de Keesom

Deux molécules polaires peuvent trouver des positions favorables pour maximiser l’attraction entre elles.

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2.2. Forces de Debye

Les forces de Debye sont des forces intermoléculaires résultant de l’interaction entre un dipôle permanent et un dipôle induit. Une molécule polaire induit une déformation du nuage électronique des molécules apolaires voisines sous l’effet de son champ électrique. Cette déformation du nuage électronique est caractérisée par la polarisabilité de la molécule apolaire, qui augmente avec son nombre d’électrons.

Figure 32: Illustration de la force de Debye

La molécule apolaire acquiert un moment dipolaire induit qui interagit avec le dipôle permanent de la première molécule.

2.3. Forces de London

Les forces de dispersion de London sont des forces faibles intermoléculaires créées par des dipôles induits. 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 sont alors les forces de Debye. L'effet apparaît également dans les molécules polaires, mais c'est 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.

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нɷ

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Figure 33: Illustration de la force de London

De manière générale, pour des molécules polaires, les forces de London sont très faibles devant les autres forces intermoléculaires, telles que les interactions ioniques, les liaisons hydrogène ou les forces de Keesom. Néanmoins, pour des molécules neutres, les forces de London sont la seule force attractive intermoléculaire.

2.4. Cas particulier des forces de van der Waals dans les protéines

Au sein des protéines, les acides aminés portant un cycle aromatique (tryptophane, phénylalanine, tyrosine) peuvent interagir et former deux types d’arrangement: π−stacking et T-stacking.

Le π−stacking ou interaction ʌ-ʌ est du à un recouvrement intermoléculaire d’orbitales p dans des systèmes ʌ-conjugués (Figure 34).

Figure 34: Interactions (π-π)

Le T-stacking est souvent observé dans les protéines où un atome hydrogène partiellement chargé d’un système aromatique pointe perpendiculairement au centre d’un plan aromatique

нɷ

нɷ

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d’un autre système aromatique (Figure 35). Cette interaction est aussi appelée "edge-face stacking".

Figure 35: Interactions T-stacking