UE1 La liaison chimique PDF 2023

La liaison chimique Professeur : BOUTAHAR FC N°2 Date : 04/09/2023 SOMMAIRE I. GENERALITES ........................................................................................................................................................................... 1 1. MODELE DE LEWIS DE LA LIAIS...

La liaison chimique Professeur : BOUTAHAR FC N°2 Date : 04/09/2023 SOMMAIRE I. GENERALITES ........................................................................................................................................................................... 1 1. MODELE DE LEWIS DE LA LIAISON CHIMIQUE ............................................................................................................................. 1 II. LA LIAISON COVALENTE .......................................................................................................................................................... 3 En cas de questions sur ce cours, vous pouvez écrire à l’adresse suivante : [email protected] Les règles de courtoisies sont à respecter lors de l’envoi d’un mail. L’équipe des tuteurs se réserve le droit de répondre ou non à un mail. En cas de questions récurrentes, les tuteurs pourront faire un point lors des colles hebdomadaires. I. Généralités GENERALITES Molécule • Assemblage stable d’atomes associés par des liaisons chimiques. • Énergie : entre 10 et 100kj.mol-1 Liaisons faibles • Liaisons hydrogènes : intra ou intermoléculaires • Liaisons Van der Waals : en général intermoléculaires • Énergie : 100 à 1000 kj.mol-1 Liaisons fortes • Liaisons ioniques : entre ions de signes contraires • Liaisons covalentes : entre atomes identiques ou non 1. Modèle de Lewis de la liaison chimique MODELE DE LEWIS DE LA LIAISON CHIMIQUE Valence d’un atome • Conditionne le nombre de liaisons que peut établir un atome. • Dépend du nombre d’électrons présent sur sa couche périphérique (couche de valence) car elle est importante pour la mise en place des liaisons. • On ne représente que les électrons de la couche externe. • Les électrons célibataires sont représentés par des points (doublet liant permettant la formation de liaison). • Les électrons appariés sont représentés par des traits (doublet libre, pas de liaison possible). Électrons • Si on essaye de rapprocher 2 atomes, il existe une répulsion car les électrons sont chargés négativement. Mais il existe une distance d’équilibre permettant la mise en commun des électrons célibataires de chaque atome. Cela permet de former des liaisons par recouvrement des orbitales atomiques de chaque atome pour former une nouvelle orbitale appelé orbitale moléculaire. Distance d’équilibre • Spécifique entre 2 atomes, telle que la répulsion due aux charges négatives des électrons et celle due aux charges positives des protons soient les plus faibles possible. • Les 2 atomes doivent se trouver à une certaine distance afin de créer une orbitale moléculaire dont le niveau énergétique est plus bas que celui des deux atomes. Ce qui permet une liaison stable entre les atomes. 1 Règle de l’octet • Chaque atome engagé dans une liaison cherche à acquérir la configuration électronique du gaz rare qui le suit dans la classification, correspondant au remplissage complet de la couche de valence. • On a une nouvelle répartition de la densité électronique au niveau du noyau. En s’associant, les deux atomes complètent leur couche externe respective pour s’approcher de la configuration du gaz rare suivant et donc gagner en stabilité. Quel que soit le type de liaison elle ne peut se former que si l’énergie de la liaison est inférieure à la somme des énergies des atomes qui la compose. En somme : EAB < EA + EB 2 II. La liaison covalente LIAISON COVALENTE C’est la mise en commun entre deux atomes d’un doublet d’électrons liés. Formation • Liaison covalente simple : entre deux atomes identiques par mise en commun d’électrons célibataires formant un doublet d’électrons liés. Les atomes ayant plusieurs électrons célibataires sur leur couche externe ont la possibilité de créer plusieurs liaisons. • Exemples : Liaison covalente multiple Oxygène • D’après la configuration électronique, on a 4+2 électrons sur la couche de valence. Avec 2*2 électrons appareillés donnant 2 doublets non liants. Et 2 électrons célibataire donnant 2 potentielles liaisons. Azote • D’après la configuration ci-contre il y a 3 électrons célibataires sur sa couche externe donnant 3 potentielles liaisons, et 1 doublet non liant. Liaison de covalence entre deux atomes d’électronégativité différente • Le fluor est bien plus électronégatif que l’hydrogène. Donc formation d’une liaison entre l’orbitale atomique 1s de l’hydrogène et l’orbitale atomique 2p du fluor pour former l’orbitale moléculaire. Liaison covalente polarisée • Le doublet d’électron est davantage attiré par l’atome le plus électronégatif ici le fluor créant ainsi un moment dipolaire, µ : µ = Q(charge) x d(distance) • On a donc la création de deux charges partielles : + H et –F : la charge - est attribuée à l’atome de la liaison qui attire de doublet d’électron à lui (donc le plus électronégatif) ici le fluor et la charge + est attribuée à l’autre atome ici l’hydrogène. 3 4