Une interaction non covalente diffère d'une liaison covalente en ce qu'elle n'implique pas le partage d'électrons, mais implique plutôt des variations plus dispersées des interactions électromagnétiques entre molécules ou au sein d'une molécule. L' énergie chimique libérée lors de la formation d'interactions non covalentes est généralement de l'ordre de 1 à 5 kcal / mol ( à pour 6,02 × 1023 molécules)Noncovalent bonds – Molecular Cell Biology (textbook), Lodish, Berk, Zipursky, Matsudaira, Baltimore, Darnell.. Les interactions non covalentes peuvent être classées en différentes catégories, telles que les effets électrostatiques, les effets π, les forces de van der Waals et les effets hydrophobes.
Les interactions non covalentes sont essentielles pour maintenir la structure tridimensionnelle de grosses molécules, telles que les protéines et les acides nucléiques . De plus, elles sont également impliqués dans de nombreux processus biologiques dans lesquels de grosses molécules se lient spécifiquement entre elles (voir la section propriétés de la page ADN ). Ces interactions influencent également fortement la conception de médicaments, la cristallinité et la conception des matériaux, en particulier pour l' auto-assemblage et, en général, la synthèse de nombreuses molécules organiques.
Les forces intermoléculaires sont des interactions non covalentes qui se produisent entre différentes molécules, plutôt qu'entre différents atomes de la même molécule.
Interactions électrostatiques vignette| Schéma 1. Processus de formation de NaF - exemple d'interaction électrostatique. Les interactions ioniques impliquent l'attraction d'ions ou de molécules avec des charges permanentes de signes opposés. Par exemple, le fluorure de sodium implique l'attraction de la charge positive sur le sodium (Na+) avec la charge négative sur le fluorure (F−). Cependant, cette interaction particulière est facilement rompue lors de la solvatation dans l'eau ou d'autres solvants hautement polaires . Dans l'eau, l'appariement (l'union par paire) des ions est principalement entraîné par l'entropie; un seul pont de sel équivaut généralement à une valeur d'attraction d'environ ΔG = 5 kJ/mol à une force ionique intermédiaire I, à I proche de zéro la valeur augmente jusqu'à environ 8 kJ/mol. Les valeurs ΔG sont généralement additives et largement indépendantes de la nature des ions participants, à l'exception des ions de métaux de transition, etc.
Ces interactions peuvent également être observées dans des molécules avec une charge localisée sur un atome particulier. Par exemple, la pleine charge négative associée à l'éthoxyde, la base conjuguée de l'éthanol, est le plus souvent accompagnée de la charge positive d'un sel de métal alcalin tel que le cation sodium (Na+).
Liaison hydrogène Une liaison hydrogène est un type spécifique d'interaction qui implique une attraction dipôle-dipôle entre un atome d'hydrogène partiellement positif et un atome d'oxygène, d'azote, de soufre ou de fluor hautement électronégatif, partiellement négatif (non lié de manière covalente audit hydrogène atome). Il ne s'agit pas d'une liaison covalente, mais plutôt d'une forte interaction non covalente. Elle explique pourquoi l'eau est un liquide à température ambiante et non un gaz (étant donné le faible poids moléculaire de l' eau). Le plus souvent, la force des liaisons hydrogène se situe entre 0 et 4 kcal/mol, mais peut parfois atteindre 40 kcal/mol. Dans les solvants tels que le chloroforme ou le tétrachlorure de carbone, on observe par exemple pour l’interaction entre les amides des valeurs additives environ 5 kJ/mol. Selon Linus Pauling, la force d'une liaison hydrogène est essentiellement déterminée par les charges électrostatiques. Les mesures de milliers de complexes dans le chloroforme ou le tétrachlorure de carbone ont conduit à des incréments d'énergie sans additif pour tous les types de combinaisons donneur-accepteur.
Liaison halogène vignette| Figure 1. Base de Lewis anionique formant une liaison halogène avec du brome attracteur d'électrons (acide de Lewis) La liaison halogène est un type d'interaction non covalente qui n'implique ni la formation ni la rupture de liaisons réelles, mais est plutôt similaire à l'interaction dipôle-dipôle connue sous le nom de liaison hydrogène . Dans la liaison halogène, un atome d' halogène agit comme une espèce électrophile ou chercheuse d'électrons et forme une faible interaction électrostatique avec une espèce nucléophile ou riche en électrons. L'agent nucléophile dans ces interactions a tendance à être hautement électronégatif (tel que l'oxygène, l'azote ou le soufre), ou peut être anionique, portant une charge formelle négative. Par rapport à la liaison hydrogène, l'atome d'halogène prend la place de l'hydrogène partiellement chargé positivement en tant qu'électrophile.
La liaison halogène ne doit pas être confondue avec les interactions halogène-aromatique, car les deux diffèrent par définition. Les interactions halogène-aromatique impliquent un nuage π aromatique riche en électrons en tant que nucléophile; la liaison halogène est limitée aux nucléophiles monoatomiques.
Forces de Van der Waals Les forces de Van der Waals sont un sous-ensemble des interactions électrostatiques impliquant des dipôles permanents ou induits (ou multipôles). Ceux-ci comprennent les éléments suivants:
interactions dipôle – dipôle permanentes, appelées aussi force de Keesom interactions dipolaires induites par les dipôles, ou force de Debye les interactions dipolaires induites par les dipôles, communément appelées forces de dispersion de London
La liaison hydrogène et la liaison halogène ne sont généralement pas classées comme des forces de Van der Waals
Dipôle – dipôle vignette| Figure 2. Interactions dipôle – dipôle entre deux molécules d'acétone, avec l'atome d'oxygène partiellement négatif interagissant avec l'atome de carbone partiellement positif dans le carbonyle. Les interactions dipôle – dipôle sont des interactions électrostatiques entre les dipôles permanents des molécules. Ces interactions ont tendance à aligner les molécules pour augmenter leur attraction (réduisant l'énergie potentielle). Normalement, les dipôles sont associés à des atomes électronégatifs, notamment l' oxygène, l' azote, le soufre et le fluor .
Par exemple, l'acétone, l'ingrédient actif de certains dissolvants pour vernis à ongles, possède un dipôle net associé au carbonyle (voir figure 2). Puisque l'oxygène est plus électronégatif que le carbone qui lui est lié de manière covalente, les électrons associés à cette liaison seront plus proches de l'oxygène que du carbone, créant une charge négative partielle (−) sur l'oxygène et une charge positive partielle (+) sur le carbone. Ce ne sont pas des charges complètes car les électrons sont toujours partagés par une liaison covalente entre l'oxygène et le carbone. Si les électrons n'étaient plus partagés, alors la liaison oxygène-carbone serait une interaction électrostatique.
Les molécules contiennent souvent des groupes dipolaires, mais n'ont pas de moment dipolaire global. Cela se produit s'il y a une symétrie dans la molécule qui provoque l'annulation des dipôles. Cela se produit dans des molécules telles que le tétrachlorométhane. Notez que l'interaction dipôle-dipôle entre deux atomes individuels est généralement nulle, car les atomes portent rarement un dipôle permanent.
Dipôle induit par dipôle Une interaction dipolaire induite par un dipôle (force de Debye) est due à l'approche d'une molécule avec un dipôle permanent vers une autre molécule non polaire sans dipôle permanent. Cette approche amène les électrons de la molécule non polaire à être polarisés vers ou à l'écart du dipôle (ou "induire" un dipôle) de la molécule qui s'approche. Plus précisément, le dipôle peut provoquer une attraction électrostatique ou une répulsion des électrons de la molécule non polaire, en fonction de l'orientation du dipôle entrant. Les atomes avec des rayons atomiques plus grands sont considérés comme plus «polarisables» et subissent donc de plus grandes attractions en raison de la force de Debye.
Forces de dispersion de London Les forces de dispersion de London Non-covalent Interactions in Quantum Chemistry and Physics: Theory and Applications A.Otero de la Roza, G. A. DiLabio, (Eds), Elsevier; 2017, Non-covalent Interactions in the Synthesis and Design of New Compounds A M. Maharramov, K. T. Mahmudov, M. N. Kopylovich, A. J. L. Pombeiro Wiley; 2016, P. Hobza and K. Müller-Dethlefs Non-Covalent Interactions: Theory and Experiment (Theoretical and Computational Chemistry Series) Royal Society of Chemistry; 2009, sont le type d'interaction non covalente le plus faible. Dans les molécules organiques, cependant, la multitude de contacts peut conduire à des contributions plus importantes, notamment en présence d'hétéroatomes. Elles sont également connues sous le nom d'"interactions dipolaires induites par les dipôles induits" et présentes entre toutes les molécules, même celles qui, par nature, n'ont pas de dipôles permanents. Les interactions dispersives augmentent avec la polarisabilité des groupes en interaction, mais sont affaiblies par des solvants de polarisabilité accrue. Ils sont causés par la répulsion temporaire des électrons loin des électrons d'une molécule voisine, conduisant à un dipôle partiellement positif sur une molécule et un dipôle partiellement négatif sur une autre molécule. L'hexane est un bon exemple de molécule sans polarité ou avec des atomes hautement électronégatifs, mais c'est un liquide à température ambiante principalement en raison des forces de dispersion de London. Dans cet exemple, lorsqu'une molécule d'hexane s'approche d'une autre, un dipôle partiellement négatif faible temporaire sur l'hexane peut polariser le nuage d'électrons d'un autre hexane, provoquant un dipôle partiellement positif sur cette molécule d'hexane. En l'absence de solvants, les hydrocarbures tels que l'hexane forment des cristaux en raison des forces de dispersion; la chaleur de sublimation des cristaux est une mesure de l'interaction dispersive. Bien que ces interactions soient de courte durée et très faibles, elles peuvent expliquer pourquoi certaines molécules non polaires sont des liquides à température ambiante.
π-effets Les effets π peuvent être décomposés en de nombreuses catégories, y compris les interactions π-π, les interactions cation-π, les interactions anion-π et les interactions polaires-π. En général, les effets π sont associés aux interactions de molécules avec les systèmes π de molécules conjuguées comme le benzène.
Interaction π – π Les interactions π – π sont associées à l'interaction entre les orbitales π d'un système moléculaire. La haute polarisabilité des cycles aromatiques conduit à des interactions dispersives comme contribution majeure aux effets dits d'empilement . Ceux-ci jouent un rôle majeur pour les interactions des nucléobases, par exemple dans l'ADN. Pour un exemple simple, un cycle benzénique, avec son nuage π entièrement conjugué, interagira de deux manières principales (et une manière mineure) avec un cycle benzénique voisin par une interaction π – π (voir figure 3). Les deux principales façons dont le benzène s'empile sont bord à face, avec une enthalpie de ~ 2 kcal/mol, et déplacées (ou empilées en barbotine), avec une enthalpie de ~ 2,3 kcal/mol. La configuration sandwich n'est pas aussi stable que les deux interactions mentionnées précédemment en raison de la forte répulsion électrostatique des électrons dans les orbitales π. centré|vignette| Figure 3. Différentes façons dont le benzène peut interagir de manière intermoléculaire. Notez, cependant, que la configuration sandwich n'est pas une interaction favorable par rapport au déplacement ou bord à face.
Interaction cation – π et anion – π gauche|vignette| Graphique 4