Instabilité des milieux dispersés

24 Chapitre 2. Les milieux dispersés

Composants Nom du colloïde Exemples

Liquide dans liquide Emulsion colloïdale Lait Solide dans liquide Sol (ou dispersion colloïdale) Boue Liquide dans solide Gel Gel coiffant

Gaz dans solide Aérogel Voir figure 2.3

 

2.2 Instabilité des milieux dispersés

Aucun milieu dispersé n’est réellement stable. Cette instabilité est le premier problème

que doit résoudre le formulateur. Pour espérer stabiliser une dispersion, il est nécessaire de connaître les phénomènes risquant de la conduire à l’état le plus stable (rupture de phase) ainsi que les causes de cette instabilité.

 

2.2.1 La rupture de phase

Le type de rupture de phase dépend essentiellement de la nature de la dispersion. La

figure 2.4 indique les phénomènes susceptibles de se produire dans le cas d’une émulsion :

• Coalescence : les gouttelettes ont tendance à se réunir pour en former de plus

grosses, de manière à réduire la surface de contact entre les deux liquides, et donc l’énergie de surface.

• Crémage : la phase huileuse, moins dense que l’eau, migre vers la surface (si la

phase dispersée est la plus dense, on aura au contraire une sédimentation).

 

Figure 2.4 – Séparation de phase dans le cas d’une émulsion

 

Dans le cas d’une suspension, les particules solides ne pouvant fusionner les unes dans

les autres, on observe un autre type de séparation de phases (figure 2.5) :

• Floculation : agglomération des particules en suspension pour former des particules

plus grosses, appelées agglomérats.

• Sédimentation : les agglomérats, plus volumineux que les particules, migrent vers

le fond du récipient sous l’effet de la gravité.

2.2 Instabilité des milieux dispersés 25

 

Figure 2.5 – Séparation de phase dans le cas d’une suspension

À l’origine des phénomènes de séparation de phase, il y a donc toujours un phénomène d’attraction des particules. C’est à ces forces attractives que nous allons maintenant nous intéresser.

 

2.2.2 Les forces intermoléculaires, causes de l’instabilité

Liaisons chimiques / liaisons physiques

 

Figure 2.6 – Liaisons physiques et liaisons chimiques dans le cas de l’eau

Les forces liant les atomes dans les molécules sont appelées liaisons chimiques. L’énergie nécessaire pour casser une telle liaison est appelée énergie de liaison.

Exemple 2.2.1 L’énergie de la liaison covalente O-H est de 463 kJ/mol.

Les forces d’interaction qui s’exercent entre les molécules sont appelées liaisons phy-siques, ou forces intermoléculaires. Ce sont des forces attractives impliquant 2 molécules 26 Chapitre 2. Les milieux dispersés

ou plus.

Exemple 2.2.2 L’énergie d’interaction entre deux molécules d’eau est de 20 kJ/mol.

 

R Pour des petites molécules, les liaisons physiques sont généralement moins intenses

que les liaisons chimiques. Cependant, dans le cas des polymères, celles-ci deviennent comparables.

R L’intensité des interactions moléculaires dans un liquide peut être mesurée par sa

température d’ébullition.

On distingue trois types principaux de forces intermoléculaires :

• Force de polarisation ;

• Force de dispersion de London ; • Liaison hydrogène.

Toutes ces forces sont d’origine électrostatique (voir points suivants). Notons égale-

ment que la force de Van der Waals correspond à la somme des deux premiers termes, soit en termes énergétiques :

E = + V dW E polarisation E (2.1) dispersion

Polarisation

Soit l’exemple de la molécule de chlorure d’hydrogène : HCl. Les électrons de la

liaison covalente sont déplacés vers l’atome de chlore, plus électronégatif que l’hydrogène. Il y a donc un -excès de charge négative (noté δ) sur l’atome de chlore, et un déficit (noté δ +) sur l’atome d’hydrogène. On dit que la liaison covalente H − Cl est polarisée. On dit également que la molécule HCl est polaire, c’est-à-dire que c’est un dipôle électrostatique permanent.

 

Figure 2.7 – Représentation du nuage électronique de la molécule HCl (la densité électronique est ici représentée par la couleur : plus foncée pour les densités électroniques plus importantes).

Par conséquent, lorsque deux molécules de chlorure d’hydrogène sont suffisamment

proches, elles sont attirées par des forces électrostatiques, semblables à celles qui s’exer-ceraient entre deux aimants. On parle alors d’interaction dipôle permanent-dipôle perma-nent. L’attraction sera d’autant plus forte que le moment dipolaire des molécules sera important.

2.2 Instabilité des milieux dispersés 27

 

Figure 2.8 – Interaction dipôle permanent-dipôle permanent

 

Une telle attraction peut également s’exercer entre deux molécules différentes dont l’une des deux seulement est polaire. Imaginons qu’une molécule HCl s’approche d’une molécule de dichlore Cl , qui elle est apolaire. Le nuage électronique de cette dernière va 2

alors être perturbé par la présence du dipôle HCl : sa déformation va générer un moment dipolaire. Le dichlore est alors appelé dipôle induit.

 

Figure 2.9 – Interaction dipôle permanent-dipôle induit

 

Dispersion (force de London)

Comment expliquer que deux molécules apolaires (deux molécules de dichlore par exemple) s’attirent également, même sans la présence d’une molécule polaire ? En réalité, la répartition du nuage électronique autour des noyaux n’est pas statique mais dynamique. Il y a des fluctuations très rapides du moment dipolaire, si bien que la molécule Cl − Cl n’est apolaire qu’en moyenne (les fluctuations se compensent dans le temps). Alors, lorsqu’on approche deux molécules apolaires l’une de l’autre, il y a de fortes chances qu’à un moment une légère fluctuation du moment dipolaire de l’une induise un moment dipolaire chez l’autre. Ce nouveau moment dipolaire va à son tour accentuer la polarisation de la première molécule, et ainsi de suite.

28 Chapitre 2. Les milieux dispersés

 

Figure 2.10 – Force de dispersion de London

 

3 facteurs importants influent sur la force de London :

• La taille des molécules : plus les molécules sont volumineuses, plus elles inter-

agissent.

• La surface de contact entre les molécules : plus la surface est grande, plus elles

interagissent.

• La distance entre les molécules : plus la distance est courte, plus elles interagissent.

 

Liaison hydrogène

Pour que s’établisse une liaison hydrogène, il faut :

• Un donneur de liaison hydrogène : sa molécule doit comporter un atome d’hydrogène

lié à un atome très électronégatif (oxygène O, azote N, fluor F).

• Un accepteur de liaison hydrogène : une molécule comportant des hétéroatomes

(O, N, F, S) porteurs de doublets non liants.

 

R Un même composé chimique peut être à la fois donneur et accepteur de liaisons

hydrogène (ex : eau, ammoniac, etc.).

 

Lorsque ces deux conditions sont réunies, le déficit de charge négative de l’hydrogène

du donneur est partiellement compensé par un doublet non liant de l’accepteur. Il faut également noter que la liaison hydrogène est directive : elle impose un alignement entre l’hydrogène du donneur, l’hétéroatome lié à l’hydrogène et l’hétéroatome de l’accepteur

portant le doublet non liant (voir figure 2.11).

2.2 Instabilité des milieux dispersés 29

 

Figure 2.11 – Liaison hydrogène formée entre deux molécules d’eau

Notons enfin qu’une liaison hydrogène est environ dix fois plus intense qu’une liaison de Van der Waals (pour des petites molécules), et environ dix fois moins intense qu’une liaison chimique.