I. Définition d`une liaison chimique

CM11 - 1 -
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.
II. La liaison covalente
a) Les molecules symetriques
On utilise la méthode d’approximation LCAO (Linear Combinaison of
Atomic Orbitals)
Exemple : H2
 Diagramme énergétique de H2
e-  Ψ : Orbitale atomique
Φ : Orbitale moléculaire
 Représentation schématique de la liaison
Probabilité de présence maximale entre le noyau
 Recouvrement axial des orbitales
 Liaison σ
Φ-
Φ+
Φ+

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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
Remarque
Le recouvrement axial est plus important que le recouvrement latéral c'est-à-
dire que les liaisons σ sont plus stables que les liaisons π.
Exemple : F2
9F = 1s22s22p5
 Diagramme énergétique de F2
 Structure électronique
F2 = σ2s2 σ2s*2 σ2p2 π2p4 π2p*4
Φ- : Orbitale antiliante

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 Nombre de liaisons de la molécule F2
Il existe 1 liaison entre les deux atomes de fluor
 Représentation de Lewis
Exemple : O2
8O = 1s22s22p4
 Diagramme énergétique de O2
 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 : N2
7O = 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
2).(.).(. santilianteorbitalesenbreliantesorbitalesenbre
n

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 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
8O = 1s22s22p4
6C = 1s22s22p2
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
CO = _ σ2s2 σ2s*2 π2p4 σ2p2
 Nombre de liaisons de la molécule CO
Il existe 3 liaisons
 Représentation de Lewis

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Exemple : NO
8O = 1s22s22p4
7N = 1s22s22p3
 Diagramme énergétique de NO
 Structure électronique
NO = _ σ2s2 σ2s*2 σ2p2 π2p4 π2p*1
 Nombre de liaisons de la molécule CO
Il existe 5/2 liaisons : Elle aura toujours tendance à laisser partir un e-.
Exemple : HF
9F = 1s22s22p5
1H = 1s1
 Diagramme énergétique de HF
 Nombre de liaisons de la molécule CO
Il existe 1 liaison
 Représentation de Lewis
Polarisation des molécules
Dissymétriques : δ+ δ-