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De l’atome aux molécules 4 LA LIAISON CHIMIQUE (COVALENTE, IONIQUE) FS DANS LE MODÈLE DE LEWIS Semaine et jour : S1 le 11/09/2023 RB : Hiba HOUMEUR Professeur : Mme GAZEAU CM : Maelis Coutant et Sayahi Selvaratnam Plan du cours I. TYPES DE LIAISONS CHIMIQUES...................................................................................... 2 A. Liaison covalente......................................................................................................................... 2 B. Liaison Ionique............................................................................................................................. 2 II. MODELE DE LEWIS............................................................................................................. 3 A. Règle du duet et de l’octet........................................................................................................... 3 B. Liaison dative............................................................................................................................... 3 C. Liaisons multiples........................................................................................................................ 3 III. INTERACTIONS DES LIAISONS CHIMIQUES.................................................................... 4 A. Etat de Valence............................................................................................................................. 4 B. Liaisons chimiques dans le modèle ondulatoire....................................................................... 4 1. Orbitales moléculaires de type σ.......................................................................................... 5 2. Orbitales moléculaires de type π......................................................................................... 5 ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°4 – Ce document n’est pas le support officiel Page 1 sur 5  I. TYPES DE LIAISONS CHIMIQUES À température ambiante et pression atmosphérique, seuls quelques gaz rares existent sous la forme d’atome isolé. Le plus souvent, les atomes s’associent entre eux pour former des molécules ou des assemblages d’atomes ou d’ions. Dans tout corps simple (gazeux, liquide, solide) ou composé, on retrouve des liaisons chimiques entre les différents atomes. Elles assurent la stabilité de la molécule ou de l’assemblage considéré. On distingue plusieurs types de liaisons chimiques, en fonction de la nature des atomes impliqués, mais quel que soit le type de liaison formée : ce sont les électrons de la couche de valence qui sont responsables de leur formation. A. LIAISON COVALENTE Elle est présente dans les composés moléculaires. Elle résulte de la mise en commun d’un doublet d’électrons entre deux atomes. Les électrons impliqués dans cette liaison proviennent de la couche de valence des atomes qu’elle lie. Souvent, mais pas toujours, les atomes adoptent la configuration du gaz rare qui les suit. Elle s’établit entre éléments appartenant à une même zone de la classification périodique puisque leur électronégativité ne doit pas être trop différente pour partager leurs électrons (sinon il y aurait transfert total). Attention, chaque élément doit posséder au moins la moitié des électrons du gaz rare qui le suit (1 pour l’hydrogène, 4 pour les autres éléments). NB : La couche de valence est la couche la plus externe de la structure électronique de l’atome, celle dont le nombre quantique n est le plus grand. B. LIAISON IONIQUE Transfert intégral d’électrons d’un élément à l’autre. L’atome A cède un électron de valence à l’atome B. Formation d’une paire d’électrons localisée sur l’atome le plus électronégatif (B) ayant une charge entière négative. L’atome A ayant une charge entière positive. Liaison essentiellement électrostatique. Ce type de liaison n’a lieu qu’entre des éléments d’électronégativités très différentes. ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°4 – Ce document n’est pas le support officiel Page 2 sur 5  II. MODELE DE LEWIS Dans ce modèle, les liaisons de covalence sont pures : Les deux atomes apportent chacun un électron célibataire de leur couche de valence. Le doublet formé appartient aux deux atomes. Il y a donc une mise en commun partagée des électrons. Structure de Lewis établie à partir de : La représentation de Lewis des atomes. La représentation des cases quantiques et leur couche externe. A. REGLE DU DUET ET DE L’OCTET Définition : Lors de la formation d’une liaison, chaque atome tend à saturer sa couche électronique externe de façon à acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche. Par exemple, l’hydrogène possède 2 électrons (duet) sur sa couche de valence. D’autres atomes possèdent 8 électrons (octet) sur leur couche de valence. NB : Il existe de nombreuses exceptions à la règle de l’octet, mais toujours vérifiée pour la deuxième période de la classification périodique. B. LIAISON DATIVE La liaison dative est une liaison strictement covalente. Une fois formée, elle est indiscernable des autres liaisons. Formation d’une liaison à partir de 2 électrons d’un seul des atomes liés. L’atome B possède un doublet libre et l’atome A, une lacune électronique (c’est-à-dire une case quantique vide). Exemple : l’ion ammonium NH4+. C. LIAISONS MULTIPLES Deux électrons sont mis en commun à plusieurs reprises pour créer des doublets liants. Ces liaisons peuvent être doubles ou triples. Exemple : le dioxygène (O2) et le diazote (N2). ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°4 – Ce document n’est pas le support officiel Page 3 sur 5 III. INTERACTIONS DES LIAISONS CHIMIQUES A. ETAT DE VALENCE État de valence de l’atome central nécessaire pour expliquer la formation d’une molécule. Exemple : le pentachlorure de phosphore (PCl5). NB : Dans ce cas-là, la règle de l’octet n’est pas vérifiée.. Conclusion de la place de ces liaisons dans la structure de Lewis La structure de Lewis est une base simple utilisée pour la chimie « descriptive » minérale et organique, qui représente une commodité de traitement fonctionnant correctement dans environ 95% des cas. Elle permet de comprendre les mécanismes fondamentaux de formation et de rupture des liaisons. C’est un « artifice » avec des conventions simples. Elle n’a pas de réalité physique. B. LIAISONS CHIMIQUES DANS LE MODELE ONDULATOIRE NB : OA = Orbitale Atomique ; OM = Orbitale Moléculaire Formation de la molécule formée des atomes A & B : L’atome A ayant n OA. L’atome B ayant m OA. Le nombre d’électrons se conserve d’après les règles de Hund et Pauli en remplissant les OM de plus basse énergie. Donc la molécule A-B contient (n+m) OM. Chaque couple d’OA se réarrange en 2 OM (une liante contenant les électrons de la liaison et une autre anti-liante, donc vacante). Les différentes OM (de types σ et π) se distinguent par le type de recouvrement et de fusion des OA. ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°4 – Ce document n’est pas le support officiel Page 4 sur 5  1. Orbitales moléculaires de type σ Recouvrement et fusion d’OA selon un axe commun (ou recouvrement axial). Libre rotation de la liaison A-(σ)-B permise par : o Une symétrie de révolution par rapport à l’axe qui joint les deux noyaux. o La rotation d’un des deux atomes autour de leur axe commun est alors permise et ne nécessite aucune énergie. 2. Orbitales moléculaires de type π Recouvrement de deux OA de type p selon un axe commun (ou recouvrement latéral). Rigidité de l’OM de type π permise par : o Une symétrie par rapport à un plan : forte densité électronique située au-dessus et en dessous de ce plan et forte réactivité chimique au niveau de ces zones. o Le mouvement d’un des deux atomes liés nécessitera de l’énergie. Ainsi, sans apport d’énergie, les deux atomes se bloqueront dans une position particulière. Pour toute erreur retrouvée, merci d’envoyer un mail à l’adresse suivante : [email protected] ©Tutorat Paris XII 2023/2024 – De l’atome aux molécules : N°4 – Ce document n’est pas le support officiel Page 5 sur 5