Un regard de près
Libration chimique : en bref
Vous avez une liaison chimique lorsqu'une force électrostatique détient plus d'atomes dans une espèce chimique (relations fortes ou primaires ou intramoléculaires) ou plusieurs molécules dans une substance condensée (alliages faibles ou secondaires ou intermoléculaires).
Les liaisons chimiques « fortes » ont une plus grande teneur en énergie et sont plus difficiles à briser, tandis que les liaisons « faibles » ont moins de contenu en énergie et sont plus faciles à briser. Il en résulte que les molécules qui ont des liaisons chimiques plus faibles sont plus instables.[1] De plus, plus un lien est fort, moins la longueur du lien est longue, étant la force qui maintient ensemble les plus grands atomes.[2]
Nature électrostatique de la liaison chimique
La nature de la liaison chimique peut s'expliquer par l'observation des forces coulombiennes qui interagissent entre les molécules. Par exemple, nous prenons la forme d'un cation : il se compose de deux noyaux H...Explorer le chapitre
La nature de la liaison chimique peut s'expliquer par l'observation des forces coulombiennes qui interagissent entre les molécules. Par exemple, nous prenons la station 
Ligues primaires
Obligation covalente · Lien covalent pur · Lien covalent polaireExplorer le chapitre
| Longueur de fixation typique et énergie des liaisons[3] | ||
| Départ | Longueur (après-midi) |
Énergie (kJ/mol) |
|---|---|---|
| H — Hydrogène | ||
| H | 74 | 436 |
| H–O | 96 | 366 |
| H–F | 92 | 568 |
| H–Cl | 127 | 432 |
| C — Carbone | ||
| C–H | 109 | 413 |
| C–C | 154 | 348 |
| C=C | 134 | 614 |
| C.C. | 120 | 839 |
| C–N | 147 | 308 |
| C-O | 143 | 360 |
| C–F | 134 | 488 |
| C–Cl | 177 | 330 |
| N — Nitrogène | ||
| N–H | 101 | 391 |
| N–N | 145 | 170 |
| C'est pas vrai. | 110 | 945 |
| O — Oxygène | ||
| O | 148 | 145 |
| O | 121 | 498 |
| F, Cl, Br, I — Halogène | ||
| F–F | 142 | 158 |
| Cl-Cl | 199 | 243 |
| Br–H | 141 | 366 |
| Frère. | 228 | 193 |
| I–H | 161 | 298 |
| I–I | 267 | 151 |
Les liaisons chimiques primaires sont des forces qui maintiennent ensemble les atomes formant des molécules. Une liaison primaire est effectuée par le partage ou le transfert d'électrons entre atomes et l'attraction électrostatique entre protons et électrons. Ces liaisons génèrent le transfert d'un nombre entier d'électrons, appelé ordre de liaison, bien que dans certains systèmes il y ait des quantités intermédiaires de charge, comme dans le benzène, où l'ordre de liaison est de 1,5 pour chaque atome de carbone. Les liens primaires sont généralement classés en trois catégories, par ordre de polarité croissante:
Obligation covalente
La liaison covalente est le lien entre deux atomes appartenant à des non-métaux (égal ou ayant une différence d'électronégalité - échelle de Pauling - entre 0 et 1,7) qui ont mis en place une paire d'électrons (appelés « paires de liaison ») dans une orbite externe qui embrasse les deux atomes. La liaison covalente est représentée par un trait d'union qui relie les deux atomes apparentés.
Lien covalent pur
Une liaison covalente pure (ou apolaire) est une liaison covalente qui n'établit pas nécessairement entre deux atomes appartenant au même élément.
Une liaison covalente pure (ou homopolaire ou apolaire) est lorsque la différence d'électronégalité entre deux atomes est inférieure ou égale à 0,4.
Comme le nuage électronique distribué symétriquement, la liaison n'est pas polarisée.
Les liaisons covalentes formées entre deux atomes qui partagent deux paires d'électrons prennent le nom de "double liaison". Les liaisons covalentes formées entre deux atomes qui partagent trois paires d'électrons prennent le nom de « liaison triple ».
Pour déterminer le nombre de liaisons covalentes formées entre deux atomes, il faut connaître la valeur de l'atome des éléments considérés et, après en avoir fait découvrir combien d'électrons ne sont pas stables (régulation de l'octet).
Par exemple: Groupe N=azoto V = 5 électrons de valence (+ 3 électrons pour compléter l'octet)
Les liaisons entre deux atomes d'azote sont une triple liaison.
Lien covalent polaire
La liaison covalente polaire est établie entre deux atomes avec une différence électronégative entre 0,4 et 1,7. Dans ce cas, les électrons impliqués dans la liaison seront plus attirés par l'atome le plus électronégatif, la liaison sera donc polarisée électriquement, c'est-à-dire que chacun des atomes impliqués dans la liaison présentera une charge partielle.
Lorsqu'une molécule est tenue cohésive par elle-même des liaisons covalentes pures ou a une symétrie telle que d'annuler réciproquement les polarités de ses liaisons covalentes sera tout à fait apolaire. Au lieu de cela, une molécule constituée de deux atomes liés l'un à l'autre par une liaison covalente polaire est polaire (ou dipolaire électrique); cela ne signifie généralement pas que la molécule a une charge électrique parce qu'elle est dans son ensemble neutre électriquement. La structure polaire d'une molécule peut être facilement prédite si elle est biatomique.
Obligations de coordination ou obligations datives
C'est un type particulier de liaison covalente appelé "dative", car les deux électrons impliqués dans la liaison proviennent seulement d'un des deux atomes.
L'atome qui "donne" à la liaison sa "paire de solo", c.-à-d. Les deux électrons attachés présents dans une orbite sont appelés « dator ». L'autre, qui fournit une orbite extérieure vide (c.-à-d. deux endroits vides qui peuvent être occupés par deux électrons) ou réorganise sa configuration électronique pour accommoder la paire d'électrons (c.-à-d. déplacer deux électrons présents sur une orbite étrange sur une autre orbitale inégale, libérant efficacement une orbite) est appelé "adoption".
Le lien datif peut être représenté avec une flèche, du donneur à l'accepteur, ou plus mal il peut être indiqué avec un double trait d'union.
Alliages délocalisés et liaisons métalliques
Certaines liaisons covalentes, appelées "délocalisées", peuvent lier simultanément trois atomes ou plus, comme dans les alésages et les composés aromatiques.
Liaison métallique
La forme la plus extrême de délocalisation de la liaison covalente se trouve dans la liaison métallique. Selon ce modèle, un métal peut être représenté comme un réticle cristallin d'ions positifs tenu ensemble par un nuage d'électrons partagés étendu à tous les réseaux (mer di Fermi); étant de tels électrons non liés à aucun atome particulier, ils sont extrêmement mobiles; cette mobilité est responsable de la conductivité électrique élevée des métaux.
Litière ionienne
La liaison ionique est une liaison entre les ions avec une charge de signe opposée. Ces ions sont formés par des atomes avec une différence électronégative (ΔE)Numéro) supérieur à la limite conventionnelle de 1,7 - 1,9 : dans ces conditions, l'atome le plus électronégatif (caractérisé donc par une énergie d'ionisation élevée et une affinité électronique élevée, donc plus exposé à attirer un électron vers lui) prive l'autre atome le moins électronégatif (caractérisé par une énergie d'ionisation faible et une affinité électronique quasi absente, donc avec moins de possibilité d'attirer un électron vers lui) d'un électron ; le premier atome devient un ion chargé négativement (ion négatif), le second un ion chargé positivement (ion positif).
Cette liaison est de nature purement électrostatique; l'arrangement des atomes dans l'espace n'a pas la directionnalité de la liaison covalente: le champ électrique généré par chaque ion se propage symétriquement dans l'espace qui l'entoure.
Le ΔENuméro est en relation avec le degré de polarité d'un composé, cela signifie que plus le ΔENuméro, plus le degré de polarité. Il s'ensuit que la polarité dans les composés ioniques est très élevée car un ou plusieurs électrons sont transférés à l'atome plus électronégatif.
C'est le type de liaison chimique le plus simple, tant du point de vue conceptuel que de celui de sa description analytique, pouvant être interprété selon les lois classiques de l'électrostatique.
De tels liens se rompent pendant le processus de solvatation.
Liens secondaires
Les dipôles moléculaires peuvent provoquer des forces d'attraction intermoléculaires.Explorer le chapitre
Les dipôles moléculaires peuvent provoquer des forces d'attraction intermoléculaires.
Les liens intermoléculaires sont essentiellement constitués par l'attraction mutuelle entre les dipôles statiques - est le cas des molécules polaires - ou entre les dipôles et les ions - est le cas, par exemple, d'un Sale qui fond dans l'eau.
Dans le cas de gaz nobles ou de composés formés par des molécules apolaires, la liquéfaction s'explique par la formation aléatoire d'un dipôle temporaire lorsque les électrons sont concentrés au hasard sur un côté de la molécule; ce dipôle provoque un déséquilibre dans la charge électrique (appelée « dipole induit ») dans les molécules proches d'eux, ce qui génère une attraction réciproque et provoque la condensation du gaz. Le lien est alors produit par ces forces d'attraction particulières appelées « forces de dispersion ou Van der Waals ».
Un cas particulier de liaison intermoléculaire, qui peut également être intramoléculaire lorsque la géométrie de la molécule lui permet, est la liaison hydrogène.
Un atome d'hydrogène lié à un atome d'oxygène (ou fluor), en raison de sa polarisation positive et de ses dimensions réduites, attire les atomes d'oxygène (et le fluor à un niveau inférieur) à proximité avec une intensité relativement élevée.
Cette connexion, bien que faible, est responsable de la conformation spatiale des protéines et des acides nucléiques, qui dépendent de l'activité biologique des composés eux-mêmes.
Par ordre de grandeur, l'étendue des diverses forces contraignantes peut être indiquée dans le tableau suivant :
| Type de connexion | Force relative |
|---|---|
| Litière ionienne | 1000 |
| Interactions dipolaires et liaison hydrogène | 10 - 100 |
| Van der Waals force | 1 |
Remarques
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- ^ À cet égard, un exemple est donné par la molécule d'éthylène par rapport à la molécule d'éthanol. Dans le cas de l'éthylène, les deux atomes de carbone sont liés par deux liaisons : une liaison plus forte ε et une liaison plus faible π. Dans la molécule d'éthane, cependant, les deux atomes de carbone sont liés par une seule liaison ε. Pour cette raison, la molécule d'éthylène est plus instable que la molécule d'éthane, car après chauffage elle a l'ouverture de la liaison π, qui est plus faible.
- ^ En fait, la liaison chimique agit comme une force attractive, qui est opposée à une force répulsive (qui augmente en intensité pour diminuer la distance), de sorte que la position réciproque des atomes est une position d'équilibre donnée par l'action conflictuelle des deux forces. Pour approfondir : potentiel de Lennard-Jones.
- ^ La longueur de liaison est exprimée en pm et peut être convertie en Ô dividende par 100 (1 Å = 100 pm). L'énergie est exprimée en kJ/mol. Données tirées de [1] Archivé le 14 décembre 2007 à la Wayback Machine..
Bibliographie
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- Paolo Silvestroni, Principes fondamentaux de la chimie, 10e éd., CEA, 1996, p. 38-97, ISBN 88-408-0998-8.
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