Deux théories de l’adhésivité sont en présence.

LA PREMIERE CONCERNE L'EDIFICATION D'UNE ADHESIVITE SPECIFIQUE, c’est-à-dire une action CHIMIQUE de la colle sur les matières à assembler: 

    Le phénomène qui permet l’adhésion de molécules sur une surface solide se nomme l’adsorption (à ne pas confondre avec l'absorption). Il existe deux types d’adsorption :
L’adsorption physique ou physisorption, qui met en jeu des liaisons faibles et qui est caractérisé par des interactions longue distance.
    Dans d’autres cas, l’adsorption met en jeu des énergies de liaison importantes. On parle alors d’adsorption chimique ou chimisorption. L’adsorption chimique s'accompagne d'une profonde modification de la répartition des charges électroniques des molécules adsorbées. Elle est souvent irréversible (ou difficilement réversible) et engendre une couche monomoléculaire. La chimisorption est caractérisée par des interactions courte distance et une orbitale électronique commune. 

                                                                 

               Physisorption :

   On retrouve 3 forces principales s’inscrivant dans le phénomène de physisorption. Chacune d’entre elles est, je le rappelle basée sur une interaction longue distance et n’a pas de lien avec l’orbitale de molécule (qui entre alors en jeu dans l’adsorption chimique).

    Principales forces physiques :
Forces de coulomb,
Forces de Van der Waals,
Pont hydrogène.

     Les forces de Coulomb, nommées en l'honneur du physicien français Charles de Coulomb, sont des forces longue distance très fortes se créant entre deux corps (souvent des ions) chargés en permanence : entre un cation (chargé positivement) et un anion (chargé négativement).                                                                               voir  biographie de Coulomb

    Les forces de Van der Waals créent une interaction de faible intensité entre atomes, molécules, ou une molécule et un cristal. A la différence des forces électrostatiques (existantes dans les liaisons covalentes et ioniques), l’existence des forces de Van der Waals n’est possible qu’entre deux entités de même nature. C'est un phénomène qui ne peut bien se comprendre que dans le cadre de la physique quantique. Elles sont composées de différentes forces qui s’additionnent :
            La force de London ou effets de dispersion.
            La force de Debye ou effets d'induction.                                                                                        voir biographie de Van der Waals
            La force de Keesom ou effets d'orientation.

    La force de London est la composante la plus importante et apportant le plus de contribution à la force générale de Van der Waals. Elle existe et agit entre toutes les molécules, atomes ou particules.
Elle est directionnelle, et peut être attractive ou répulsive. La force de dispersion apparaît dans des interactions électroniques entre atomes ou molécules. Théoriquement très difficile à comprendre, on peut cependant l’expliquer : même si un atome ou une molécule sont dits neutres, leur moment dipolaire instantané (charge instantanée) dû à la position des électrons autour de l’atome ou de la molécule n’est pas continuellement nul (c’est la moyenne de ce moment dipolaire qui est nulle).

    La force de Debye est créée par l’interaction d’un dipôle permanent en rotation rapide (ex : H-Cl) et une entité polarisable (atome, molécule). Cette dernière devient temporairement un dipôle. Le dipôle permanent en rotation a un moment dipolaire moyen nul. Toutefois, il n’est pas nul moyenné sur tous les angles (comme la force de dispersion [London]).

    La force de Keesom résulte de l’interaction entre une molécule à moment dipolaire permanent et d’un dipôle rotatif dont la moyenne angulaire est 0.


    La liaison (ou pont) hydrogène est une liaison chimique de faible intensité qui relie les atomes.

       Les nuages électroniques qui entourent l'atome peuvent se déformer, bouger par rapport au noyau. Lorsque le barycentre du nuage électronique (charges négatives) ne coïncide plus avec la position du noyau (charges positives), on a un dipôle. Cette situation peut survenir dans des molécules pour lesquelles un atome est plus électrophile que les autres, comme par exemple l'oxygène ou le soufre : cet atome « attire » alors les nuages électroniques de ses voisins. Cet effet est fréquemment rencontré avec des atomes d'hydrogène, d'où son nom.

    Ainsi, le nuage électronique de l'hydrogène est attiré par cet atome (très électronégatif) et une charge partielle positive apparaît sur l'hydrogène. Cette charge positive est attirée par la charge partielle négative portée par un troisième atome. Il ne s'agit pas d’une liaison à proprement parler, c'est pourquoi on la désigne aussi par pont Hydrogène.
Les liaisons hydrogène peuvent s'établir entre des chaînes de polymères, donnant ainsi une grande rigidité à celui-ci (comme par exemple dans le Kevlar®). Ce sont aussi ces liaisons qui donnent à la glace, sous pression atmosphérique, sa structure tétraédrique, et fait que le volume de la glace est supérieur à celui de l'eau liquide à 0 °C. Cette liaison complexe fait l’objet de nombreuses recherches. Toutefois, elle reste partiellement incomprise, dans le cas de deux molécules d’eau par exemple. Elle est considérée jusqu’à démonstration contraire, comme le résultat d’une interaction électrostatique directionnelle.   

            Chimisorption :

    Les forces mises en jeu sont du même type que celles qui sont impliquées lors de la formation des liaisons chimiques.
En chimie, une liaison chimique est un lien entre atomes voisins.

    Principaux types de liaison chimique :
                    liaison covalente
                    liaison ionique
 

    Une liaison covalente est une liaison chimique directionnelle entre atomes dans laquelle chacun des atomes liés met en commun un ou plusieurs électrons de ses couches externes. C'est ce qui produit l'attraction mutuelle entre atomes.
   La liaison covalente implique généralement, le partage équitable d'une seule paire d'électrons, chaque atome fournissant un électron ; la paire d'électrons étant délocalisée entre les deux atomes. Le partage de deux ou trois paires d'électrons s'appelle liaison double ou liaison triple.
     Les liaisons triples sont relativement rares dans la nature, on les trouve par exemple dans le monoxyde de carbone CO. 

               

    Parfois, un électron est délocalisé sur plusieurs atomes, comme dans le cas des cycles aromatiques et d'autres structures résonnantes, telles que le benzène. Lorsque les électrons sont délocalisés sur de nombreux atomes, on a une liaison métallique. La liaison covalente se produit le plus fréquemment entre des atomes d'électro-négativité semblables. La différence de niveau d'énergie entre les deux atomes n'est pas suffisante pour produire « le vol » d'électrons d'un atome vers l'autre. Les liaisons covalentes sont plus communes entre non-métaux, tandis que la liaison ionique est plus fréquente lorsqu'un zu moins des deux atomes est un métal.

    La liaison covalente tend à être plus forte que d'autres types de liaison, telle que la liaison ionique. De plus, au contraire des liaisons ioniques où les atomes sont liés par attraction coulombienne non-directionnelle, les liaisons covalentes sont fortement directionnelles. En conséquence, les molécules liées par covalence tendent à former des formes caractéristiques possédant des angles de liaison spécifiques.

 
    On appelle liaison ionique le lien causé par le transfert d'un ou de plusieurs électrons de valence (de la couche électronique externe) entre un atome (donneur) et un autre atome (receveur) : entre un atome métallique et un non métallique.
                      L'inverse est valable aussi : l'atome de colle peut être négatif et l'atome du matériau positif

       Le partenaire donneur d’électrons va nourrir l’atome receveur jusqu’à ce que ce dernier atteigne la configuration électronique des gaz nobles. Cet échange d’électron créé une force d’attraction entre les deux atomes.

    La liaison ionique peut se décrire simplement par l'interaction électrostatique (attraction coulombienne de charges électriques opposées) entre des ions. Les sels sont des cristaux dont les ions sont liés par une liaison ionique.



     La SECONDE concerne L'ADHESIVITE MECANIQUE, qui fait appel à l’accrochage purement mécanique des colles dans les pores des surfaces assemblées ; dans le cas de surfaces très lisses, elle semble en défaut, et des expériences précises ont montré ses insuffisances.
    Lorsque la colle commence à devenir solide ou pseudo solide, il se produit une contraction en volume, ou retrait, qui crée des contraintes dans le joint. La valeur de ces contraintes dépend des modules et du fluage de la colle et du support, suivant la forme et l’épaisseur du joint. Le rapport entre les coefficients de dilatation thermique joue un rôle important dans la solidification des colles qui durcissent à chaud et dans les variations de température de service.
    C'est la raison pour laquelle la première qualité d'une colle est donc de bien s'étaler. Mieux elle y parvient, moins elle risque de piéger des bulles d'air au fond des porosités. Car si des bulles d'air restent coin­cées, elles seront sous pression, ce qui risque d'entraîner, in fine, un décol­lement. On dit ici que la colle doit "mouiller". Pourtant, les liquides ré­pugnent naturellement à ce que leur surface augmente. En effet, les molécules présentes dans un liquide ont pour habitude de s'attirer mutuellement pour être le plus stable possible. Celles situées à l'intérieur du liquide sont "tranquilles", elles attirent autant qu'elles sont attirées. Mais celles qui sont en surface sont attirées par les molécules de l'intérieur. On appelle cela la« tension de surface ». Pour qu'une colle s'étale bien, il faut donc que sa tension de surface soit inférieure à celle du matériau à coller. Si cette condition est remplie, la colle peut pénétrer dans les petits trous du solide pour augmenter la zone de collage. Cela permet de limiter les bulles d'air entre les deux parties à coller qui sont autant de points faibles dans les liens entre les deux constituants de l'assemblage.

 

      Les molécules extérieures sont attirées par les molécules intérieures. Si la force exercée par les molécules du matériau est plus importante que la force exercée par les molécules intérieures de la colle alors la colle va s’étaler. Voilà pourquoi il faut que la tension de surface du matériau soit  supérieure à celle de la colle.