I. Définition d`une liaison chimique
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CM11 -1- Diagramme énergétique de H2 I. Définition d’une liaison chimique C’est une association entre 2 ou plusieurs atomes dans un système stable caractérisé par une énergie totale inférieure à la somme des énergies des constituants individuels. On distingue plusieurs types de liaisons chimiques selon leur nature et leur énergie : Liaisons covalentes : énergie : 150 – 900 KJ / mole Liaisons ioniques : énergie : 150 – 900 KJ / mole Liaisons métalliques : énergie : 150 – 900 KJ / mole Liaisons hydrauliques : énergie : 8 – 40 KJ / mole Etude de la liaison chimique La règle de l’octet : Quand les atomes se lient, les liaisons se font grâce aux e- de la couche externe ou e- de valence. Chaque atome doit être entouré de 4 doublet d’e- (8 e- externes) Remarque Cette règle n’a plus maintenant qu’un intérêt historique car de nombreux exemples lui font exception. ΦΦ+ e- Ψ : Orbitale atomique Φ : Orbitale moléculaire Représentation schématique de la liaison Φ+ II. La liaison covalente a) Les molecules symetriques On utilise la méthode d’approximation LCAO (Linear Combinaison of Atomic Orbitals) Exemple : H2 Probabilité de présence maximale entre le noyau Recouvrement axial des orbitales Liaison σ CM11 -2- Φ- : Orbitale antiliante Remarque Le recouvrement axial est plus important que le recouvrement latéral c'est-àdire que les liaisons σ sont plus stables que les liaisons π. 9F Exemple : F2 = 1s22s22p5 Diagramme énergétique de F2 Probabilité de présence nulle entre les noyaux Liaison σ* Liaison σ = concerne s, 1ere sous-couche px recouvrement axial Liaison π = concerne py et pz recouvrement latéral Structure électronique F2 = σ2s2 σ2s*2 σ2p2 π2p4 π2p*4 CM11 n -3- Nombre de liaisons de la molécule F2 nbre.e (orbitales .liantes ) nbre.e (orbitales .antiliantes) 2 Il existe 1 liaison entre les deux atomes de fluor Structure électronique O2 = σ2s2 σ2s*2 σ2p2 π2p4 π2p*2 Nombre de liaisons de la molécule O2 Il existe 2 liaisons Représentation de Lewis Exemple : O2 2 2 O = 1s 2s 2p4 8 Diagramme énergétique de O2 7O Représentation de Lewis Exemple : N2 = 1s22s22p3 Diagramme énergétique de N2 Règle : Lorsque le nombre d’e- de la molécule AB≤14 : - Interaction entre σ2s* et σ2p inversion des niveaux énergétiques - Interaction entre σ2p et π2p inversion des niveaux énergétiques CM11 -4- Par convention, on représente l’atome le plus électronégatif à droite. Dans une période, l’électronégativité augmente de gauche à droite. Diagramme énergétique de CO Structure électronique N2 = _ σ2s2 σ2s*2 π2p4 σ2p2 Nombre de liaisons de la molécule N2 Il existe 3 liaisons Représentation de Lewis b) Les molecules dissymetriques Exemple : CO 2 2 4 8O = 1s 2s 2p 2 2 2 6C = 1s 2s 2p CO = _ Structure électronique σ2s*2 π2p4 σ2p2 σ2s2 Nombre de liaisons de la molécule CO Il existe 3 liaisons Représentation de Lewis CM11 -5- Nombre de liaisons de la molécule CO Il existe 5/2 liaisons : Elle aura toujours tendance à laisser partir un e-. Exemple : NO 2 2 4 8O = 1s 2s 2p 2 2 3 7N = 1s 2s 2p Diagramme énergétique de NO Exemple : HF 2 2 5 F = 1s 2s 2p 9 1 1H = 1s Diagramme énergétique de HF Nombre de liaisons de la molécule CO Il existe 1 liaison Représentation de Lewis Polarisation des molécules Dissymétriques : δ+ NO = _ Structure électronique σ2s*2 σ2p2 π2p4 π2p*1 σ2s2 δ- CM11 -6- Formation d’un moment dipolaire μ (D : Dedye) : μ=δ.d d : distance internucléaire 1 1D cm 3.10 29 . exp érimental d %ionique 100 100 .théorique ed c) Les liaisons covalentes semi-polaires Lors de cette liaison, le doublet mis en commun peut ne provenir que d’un seul des atomes liés. La liaison est dite semi-polaire, dative ou de coordinence. Exemple : NH4+ N = 1s2 2s2 2p3 H+ = d) Molecules polyatomiques La théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) permet de décrire la géométrie des molécules en tenant compte du nombre de liaison et du nombre de doublets libres CO2 Atome central A Nombre de liaisons : 1 simple 1double (compte pour une simple 1 triple E = nombre de doublets libres. AX2 AX3 / AX2 E AX4 / AX3 E / AX2 E2 AX5 / AX4 E / AX3 E2 / AX2 E3 AX6 / AX5 E / AX4 E2 Géométrie linéaire Géométrie plane (triangulaire) Géométrie tétraédrique Géométrie bipyramide triangulaire Géométrie octaèdre régulier III. La liaison ionique Elle résulte d’un transfert d’e- d’un atome à l’autre. Les atomes deviennent des ions. A A z1 z1e B z 2 B z2 z 2 A z1 B Az 2 Bz 1 Composé : Az2 Bz1 Remarque Liaison covalente dative, de coordinance ou semi-polaire. CM11 -7- La formation d’une liaison ionique n’est qu’une réaction d’oxydo-réduction et le transfert d’e- se fait de l’atome le – électronégatif à l’atome le plus électronégatif. Exemple NaCl = Na++ClNa = [Ne] 3 s1 Na+ structure plus stable = [Ne] Cl = [Ne] 3 s2 3 p5 Cl- structure + stable Cl- = [Ar] V. La liaison hydrogène Cette liaison est fortement polarisée δ- δ+ ----- : liaison hydrogène Force d’origine électrostatique (énergie réticulaire) W R ANe 1 (1 ) 40 do n Exemple : H2O A : Constante de NADEWING N : Nombre d’Avogadro : 6.02*1023 n : nombre expérimental do : distance minimale entre deux ions n(NaCl) = 9.1 A(NaCl) = 1.748 W°R(NaCl) = 768 KJ / mole Les cristaux ioniques sont non conducteurs. Cette liaison n’est pas une liaison dirigée. ----- : liaison hydrogène Exemple : NH3 IV. La liaison métallique Modèle de LORENTZ Métaux = conducteurs d’électricité Cette liaison assure la cohésion des métaux. Dans ces métaux, les epériphériques peu retenus sont en quelque sorte mis en commun par l’ensemble de atomes, formant ainsi un gaz d’e- libres parmi un réseau d’ions positifs. VI. La liaison de VAN DER WAALS 0.8< E < 8 KJ / mole Ces liaisons regroupent toute interaction entre molécules neutres et assurent la cohésion des solides et des liquides. Elles se décomposent en 3 effets : CM11 Orientation Induction Dispersion -8-
