Chapitre 2 : Liaison Chimique et Structure Moléculaire

 

Chapitre 2 : Liaison Chimique et Structure Moléculaire

2.1. Nature des Liaisons Chimiques

Liaison Covalente

  • Définition : Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes partagent une paire d'électrons.
  • Exemples : H2H_2, O2O_2, CH4CH_4
  • Caractéristiques :
    • Les liaisons peuvent être simples (une paire d'électrons partagée), doubles (deux paires d'électrons partagées) ou triples (trois paires d'électrons partagées).
    • La liaison covalente est directionnelle, ce qui influence la géométrie moléculaire.

Liaison Ionique

  • Définition : Une liaison ionique se forme lorsque des électrons sont transférés d'un atome à un autre, créant des ions opposés qui s'attirent.
  • Exemples : NaClNaCl, MgOMgO
  • Caractéristiques :
    • Les composés ioniques ont des points de fusion et d'ébullition élevés.
    • Ils conduisent l'électricité en solution aqueuse.

Liaison Métallique

  • Définition : Les liaisons métalliques se forment entre des atomes de métal où les électrons de valence sont délocalisés sur une mer d'électrons.
  • Caractéristiques :
    • Les métaux sont malléables et ductiles.
    • Ils conduisent bien l'électricité et la chaleur.

Liaison de Van der Waals

  • Définition : Interactions faibles entre molécules non polaires ou légèrement polaires.
  • Types :
    • Forces de dispersion (London) : Présentes dans toutes les molécules, plus fortes dans les grandes molécules.
    • Forces dipôle-dipôle : Interactions entre molécules polaires.
  • Exemples : Cl2    N2​

Liaison Hydrogène

  • Définition : Interaction forte entre un atome d'hydrogène lié à un atome électronégatif (O, N, F) et un autre atome électronégatif.
  • Exemples : Eau (H2OH_2O), ammoniac (NH3NH_3)
  • Caractéristiques :
    • Affecte significativement les propriétés physiques comme le point de fusion et d'ébullition.

2.2. Hybridation des Orbitales

Hybridation sp

  • Formation : Une orbitale s et une orbitale p se combinent pour former deux orbitales hybrides sp.
  • Géométrie : Linéaire, angle de liaison de 180°.
  • Exemples : C2H2C_2H_2 (acétylène)

Hybridation sp2

  • Formation : Une orbitale s et deux orbitales p se combinent pour former trois orbitales hybrides sp2.
  • Géométrie : Trigonal planaire, angle de liaison de 120°.
  • Exemples : C2H4​ (éthylène)

Hybridation sp3

  • Formation : Une orbitale s et trois orbitales p se combinent pour former quatre orbitales hybrides sp3.
  • Géométrie : Tétraédrique, angle de liaison de 109,5°.
  • Exemples : CH4CH_4 (méthane)

2.3. Géométrie Moléculaire et Angles de Liaison

Théorie de la Répulsion des Paires d'Électrons de la Couche de Valence (VSEPR)

  • Principe : Les paires d'électrons autour d'un atome central se repoussent et s'organisent pour minimiser cette répulsion, déterminant ainsi la géométrie de la molécule.
  • Exemples :
    • Linéaire : BeCl2BeCl_2 (180°)
    • Trigonal planaire : BF3BF_3 (120°)
    • Tétraédrique : CH4CH_4(109,5°)
    • Pyramide trigonale : NH3​ (~107°)
    • Coudée : H2OH_2O (~104,5°)

2.4. Polarité des Molécules et Interactions Intermoléculaires

Polarité des Molécules

  • Définition : La polarité d'une molécule dépend de la différence d'électronégativité entre les atomes et de la géométrie de la molécule.
  • Molécules Polaires : Possèdent un moment dipolaire (ex : H2OH_2O).
  • Molécules Non-Polaires : Absence de moment dipolaire global (ex : CO2​).

Interactions Intermoléculaires

  • Forces de Van der Waals :
    • Forces de dispersion (London) : Interactions faibles entre molécules non polaires.
    • Forces dipôle-dipôle : Interactions entre molécules polaires.
  • Liaisons Hydrogène : Interactions fortes spécifiques aux molécules contenant H lié à O, N, ou F.
  • Interactions Ion-Dipôle : Interaction entre un ion et une molécule polaire.