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 : , ,
- 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 : ,
- 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 :
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 (), ammoniac ()
- 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 : (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 :
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 : (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 : (180°)
- Trigonal planaire : (120°)
- Tétraédrique : (109,5°)
- Pyramide trigonale :
- Coudée : (~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 : ).
- Molécules Non-Polaires : Absence de moment dipolaire global (ex :
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.