Liaisons chimiques

L'électronégativité 电负性 est la capacité d'un atome à attirer les électrons 电子 d'une liaison vers lui-même.

Trois facteurs déterminent l'électronégativité d'un atome :

• charge nucléaire 核电荷 : plus de protons attirent plus fortement les électrons de liaison.
• rayon atomique 原子半径 : plus la liaison est proche du noyau, plus l'attraction est forte.
• blindage 屏蔽 par les couches internes et sous-couches : plus d'électrons internes affaiblissent l'attraction sur les électrons de liaison.

Ainsi, l'électronégativité augmente sur une période (charge nucléaire plus élevée, rayon plus petit) et diminue dans un groupe (rayon plus grand, blindage plus important). Le fluor est l'élément le plus électronégatif.

Vous pouvez utiliser la différence de valeur d'électronégativité de Pauling 鲍林电负性 pour prédire le type de liaison. Une grande différence donne une liaison ionique ; une faible différence donne une liaison covalente.

La liaison ionique 离子键 est l'attraction électrostatique 静电引力 entre des ions 离子 de charges opposées — des cations 阳 positifs et des anions 阴 négatifs.

Elle se forme lorsqu'un métal cède des électrons à un non-métal. De bons exemples sont le chlorure de sodium ($\text{NaCl}$), l'oxyde de magnésium ($\text{MgO}$) et le fluorure de calcium ($\text{CaF}_2$). Les ions s'empilent dans un réseau géant régulier lattice 晶格, maintenus par l'attraction dans toutes les directions.

La liaison métallique 金属键 est l'attraction électrostatique entre des ions métalliques positifs et une « mer » d'électrons délocalisés 离域电子.

Les électrons externes sont libres de circuler dans tout le métal. Cela explique pourquoi les métaux conduisent l'électricité et sont solides.

La liaison covalente 共价键 est l'attraction électrostatique entre les noyaux de deux atomes et une paire d'électrons partagée.

Les simples molécules à liaisons covalentes comprennent $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ et $\text{C}_2\text{H}_4$. Une double liaison partage deux paires ; une triple liaison (comme dans $\text{N}_2$) partage trois paires.

Les atomes de la période 3 et suivantes peuvent étendre l'octet 扩展八隅体 — avoir plus de huit électrons dans leur couche externe. Exemples : $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ et $\text{SF}_6$.

Une liaison coordonnée 配位键 (aussi appelée liaison covalente dative) est une liaison covalente où les deux électrons partagés proviennent du même atome. Par exemple, lorsque l'ammoniac et le chlorure d'hydrogène gazeux se rencontrent, la paire libre sur l'azote forme une liaison coordonnée vers $\text{H}^+$, créant l'ion ammonium $\text{NH}_4^+$. Les liaisons coordonnées relient également les deux moitiés de la molécule $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.

Liaisons sigma et pi

Les liaisons covalentes se forment lorsque des orbitales 轨道 se recouvrent :

• une liaison sigma σ键 se forme par le recouvrement direct, tête-bêche, des orbitales entre les deux atomes.
• une liaison pi π键 se forme par le recouvrement latéral de deux orbitales p, au-dessus et en dessous de la liaison sigma.

Une liaison simple est une liaison sigma. Une double liaison (comme dans $\text{C}_2\text{H}_4$) est une liaison sigma plus une liaison pi. Une triple liaison (comme dans $\text{N}_2$ et $\text{HCN}$) est une liaison sigma plus deux liaisons pi.

Hybridation

Hybridation 杂化 mélange des orbitales de la même couche pour former de nouvelles orbitales égales servant à la liaison:

• $\text{sp}$ : deux orbitales égales, utilisées dans une molécule linéaire.
• $\text{sp}^2$ : trois orbitales égales, utilisées dans une molécule plane comme $\text{C}_2\text{H}_4$.
• $\text{sp}^3$ : quatre orbitales égales, utilisées dans $\text{CH}_4$.

Énergie et longueur de liaison

• énergie de liaison 键能 est l'énergie nécessaire pour rompre une mole d'une liaison covalente particulière à l'état gazeux.
• longueur de liaison 键长 est la distance entre les centres des deux atomes liés.

Une liaison plus courte est généralement plus forte (énergie de liaison plus élevée). Les liaisons triples sont plus courtes et plus fortes que les doubles, qui sont elles-mêmes plus courtes et plus fortes que les simples. Des liaisons plus fortes rendent une molécule moins réactive.

Pour déterminer une forme, utilisez la théorie VSEPR 价层电子对互斥理论 : les paires d'électrons autour de l'atome central s'écartent autant que possible, car les charges similaires se repoussent.

Une paire libre 孤对电子 (non liée) repousse plus fortement qu'une paire liante 成键电子对. Chaque paire libre réduit l'angle de liaison 键角 d'environ $2.5°$.

$\text{NH}_3$ possède une paire libre et $\text{H}_2\text{O}$ en possède deux, ce qui explique pourquoi leurs angles sont inférieurs à la $109.5°$ de $\text{CH}_4$. Vous pouvez prédire les formes de molécules et ions similaires de la même manière.

Exemple résolu. Prédisez la forme et l'angle de liaison de $\text{NH}_3$ et de $\text{H}_2\text{O}$. L'azote a 5 électrons de valence et forme 3 liaisons, laissant 3 paires liantes et 1 paire libre — soit quatre paires au total, partant donc de la géométrie tétraédrique $109.5°$. La paire libre repousse plus fortement et réduit l'angle d'environ $2.5°$, donnant une forme pyramidale d'environ $107°$. L'oxygène forme 2 liaisons et conserve 2 paires libres : toujours quatre paires, mais maintenant deux réductions, donc la forme est angulaire d'environ $104.5°$. Comptez toutes les paires pour fixer la géométrie de base, soustrayez $2.5°$ pour chaque paire libre, et nommez la forme à partir des atomes — $\text{NH}_3$ a quatre paires mais est pyramidale, pas tétraédrique.

Forces intermoléculaires 分子间作用力 sont les forces entre les molécules 分子. Elles sont beaucoup plus faibles que les liaisons ioniques, covalentes et métalliques à l'intérieur des substances.

Polarité de liaison et dipôles

Lorsque deux atomes de différente électronégativité partagent une liaison, les électrons se situent plus près de l'atome le plus électronégatif. La liaison acquiert alors une polarité 极性 : une extrémité est légèrement négative ($\delta-$) et l'autre légèrement positive ($\delta+$). Cette séparation de charge constitue un dipôle 偶极.

Si les dipôles d'une molécule ne s'annulent pas, la molécule entière possède un moment dipolaire 偶极矩 et est polaire. S'ils s'annulent par symétrie (comme dans $\text{CO}_2$), la molécule est apolaire.

Forces de Van der Waals

Forces de Van der Waals 范德华力 est le terme générique pour toutes les forces intermoléculaires. Il existe deux types principaux.

Le premier type est la force dipôle instantané–dipôle induit, aussi appelée force de dispersion de London 伦敦色散力. Le mouvement des électrons crée un dipôle instantané 瞬时偶极 brièvement, qui produit ensuite un dipôle induit 诱导偶相应 dans une molécule voisine. Ces forces agissent entre toutes les molécules et deviennent plus fortes lorsque le nombre d'électrons augmente.

Le second type est la force dipôle permanent–dipôle permanent. Elle agit entre des molécules toujours polaires, car chacune possède un dipôle permanent 永久偶极.

Liaison hydrogène

Liaison hydrogène 氢键 est un cas fort et spécial des forces dipôles permanents. Elle se forme lorsqu'un hydrogène est lié à un atome très électronégatif — azote, oxygène ou fluor — et est attiré vers une paire libre sur un atome N, O ou F d'une molécule voisine. Cherchez les groupes N–H et O–H, comme dans l'ammoniac et l'eau.

La liaison hydrogène explique le comportement étrange de l'eau :

• son point de fusion et son point d'ébullition 沸点 élevés, car de nombreuses liaisons hydrogène doivent être rompues.
• sa haute tension superficielle 表面张力.
• la glace est moins dense que l'eau liquide, car les liaisons hydrogène maintiennent les molécules dans une structure ouverte et étendue, faisant flotter la glace.

Un schéma point-croix 点叉图 représente les électrons de valence de chaque atome, utilisant des points pour un atome et des croix pour l'autre. Cela permet de voir clairement d'où provient chaque électron de liaison. On peut les dessiner pour les liaisons ioniques, covalentes et de coordination, y compris les molécules à octet étendu ou nombre impair d'électrons.

• Pour les formes, comptez les paires liantes et libres, nommez la forme, puis donnez l'angle de liaison exact (ex. : $\text{NH}_3$ : pyramidale, $107^\circ$) — chaque paire libre abaisse l'angle d'environ $2.5^\circ$.
• Une liaison dative (de coordination) a ses deux électrons provenant d'un seul atome (ex. : $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$) ; tracez la flèche depuis la paire libre.
• Nommez précisément la force intermoléculaire : une liaison hydrogène nécessite H lié à N, O ou F ; sinon c'est une force dipôle permanent ou dipôle induit (Van der Waals). Ne jamais appeler les forces de Van der Waals des "liens".
• Expliquez une propriété physique en précisant quelles forces sont rompues, et non seulement "forts liens".