Class notes

La liaison chimique

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Course
Chimie Générale

Institution
Orléans

Cours sur la liaison chimique qui aborde : la théorie empirique de la liaison covalente (théorie de LEWIS, théorie de Gillespie ou VSEPR), les orbitales moléculaires (définition, forme et symétrie), hybridation des orbitales atomiques (hybridation sp3, hybridation sp2, hybridation sp), autres...

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Number of pages 11
Written in 2019/2020
Type Class notes
Professor(s) Meducin
Contains All classes

chimie
liaison
liaison chimique
chimie générale
électrons
lewis
liaison covalente
vsepr
orbitales moléculaires
énergie
polarité

Institution
Orléans
Education
Chimie
Course
Chimie Générale

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CHAPITRE 3 – LA LIASION CHIMIQUE
F. MEDUCIN
INTRODUCTION
Une molécule = un assemblage d’atome
Dans une molécule, les électrons subissent l’influence de plusieurs noyaux. Les électrons influencés
par le noyau d’un autre atome proche sont : les électrons de valence qui sont attirés par plusieurs
noyaux en même temps ce qui rapproche les noyaux. Tout cela est basé sur le fait que 2 charges de
signes opposées s’attirent.
Les électrons de valence sont ceux qui correspondent à la valeur de n la plus élevée.
Les liaisons entre les atomes vont s’établir de sorte que l’énergie de la molécule soit inférieure à la
somme des énergies des atomes séparés. La molécule est plus stable que l’atome.
Pour caractérisé la nature d’une liaison, on regarde comment le partage des électrons est fait :

La covalence dative est un cas particulier de liaison où les deux électrons sont donnés par le même
atome.

A – THEORIES EMPIRIQUES DE LA LIAISON COVALENTE
1) Théorie de LEWIS
La liaison résulte de la mise en commun des électrons externes (de valence) de façon à ce que
chaque atome se retrouve dans la même situation qu’un gaz rare (très stable).
La promotion de valence est la formation de molécules qui ne peut être expliquée qu’en
désappariant des électrons.
La liaison covalente multiple : Pour respecter la règle de l’octet, il faut parfois qu’il y ait plusieurs
doublets d’électrons en commun, on a ainsi des liaisons doubles ou même triples.
Pour connaître le nombre de liaisons supplémentaires (noté lsup), il faut faire le calcul suivant :
- Soit nmax le nombre de liaisons simples pour une molécule contenant n at atomes : nmax = nat-1
- Soit nth le nombre théorique d’électrons de valences de la molécule disponibles pour former
des liaisons supplémentaires (n H = nombre d’atomes d’hydrogène ; nat-H = nombre d’atomes
autres que l’hydrogène) nth = [(2xnH)+(8xnat-H)]-[2xnmax]
- Soit nréel le nombre réel d’électrons de valence (pour tous les atomes de la molécule) :
nréel =∑ ¿ ¿ ¿
- Si nth = nréel alors il n’y a pas de liaisons multiples
- Si nth>nréel alors il y a des liaisons multiples
- Sachant qu’il faut deux électrons par liaison, on calcul le nombre de liaisons supplémentaire
par : lsup = (nth-nréel)/2

,  Si lsup = 0 alors il n’y a que des liaisons simples
 Si lsup =1 alors la molécule comporte une liaison double
 Si lsup = 2 alors il y a une liaison triple ou deux liaisons doubles
Exemples :
02 : 2 atomes - lsup = (13-11)/2 = 1  1 liaison double
- 0 : Z = 8 : 1s2 2s2 2p4 S02 : 3 atomes
- nmax = 2-1 = 1 - S : Z = 16 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
- nth = 2x0 + 2x8 – 2x1 = 14 électrons - 0 : Z = 8 : 1s2 2s2 2p4
- nréel = 6+6 = 12 électrons - nmax = 3-1 = 2
- lsup = (14-12)/2 = 1  1 liaison double - nth = 2x0 + 3x8 – 2x2 = 20 électrons
C02 : 3 atomes - nréel = 6+6+6 = 18 électrons
- C : Z = 6 : 1s2 2s2 2p2 - lsup = (20-18)/2 = 1  1 liaison double
- 0 : Z = 8 : 1s2 2s2 2p4 CH4 : 5 atomes
- nmax = 3-1 = 2 - H : Z = 1 : 1s1
- nth = 2x0 + 3x8 – 2x2 = 20 électrons - C : Z = 6 : 1s2 2s2 2p2
- nréel = 4+6+6 = 16 électrons - nmax = 5-1 = 4
- lsup = (20-16)/2 = 2  2 liaisons doubles - nth = 2x4 + 1x8 – 2x4 = 8 électrons
H2C0 : 4 atomes - nréel = 1+1+1+1+4 = 8 électrons
- H : Z = 1 : 1s1 - lsup = (8-8)/2 = 0  0 liaison double
- C : Z = 6 : 1s2 2s2 2p2 C2H4 (éthylène) : 6 atomes
- 0 : Z = 8 : 1s2 2s2 2p4 - H : Z = 1 : 1s1
- nmax = 4-1 = 3 - C : Z = 6 : 1s2 2s2 2p2
- nth = 2x2 + 2x8 – 2x3 = 14 électrons - nmax = 6-1 = 5
- nréel = 1+1+4+6 = 12 électrons - nth = 2x4 + 2x8 – 2x5 = 14 électrons
- lsup = (14-12)/2 = 1  1 liaison double - nréel = 1+1+1+1+4+4 = 12 électrons
NO : 2 atomes - lsup = (14-12)/2 = 1  1 liaison double
- N : Z = 7 : 1s2 2s2 2p3 C2H2 : 4 atomes
- 0 : Z = 8 : 1s2 2s2 2p4 - H : Z = 1 : 1s1
- nmax = 2-1 = 1 - C : Z = 6 : 1s2 2s2 2p2
- nth = 2x0 + 1x8 + 7 – 2x1 = 13 électron- - nmax = 4-1 = 3
(L’azote ne respecte pas la règle de - nth = 2x2 + 2x8 – 2x3 = 14 électrons
l’octet) - nréel = 1+1+4+4 = 10 électrons
- nréel = 5+6 = 11 électrons - lsup = (14-10)/2 = 2  2 liaisons doubles

2) Théorie de Gillespie ou VSEPR
Les électrons se repoussent car deux charges de mêmes signes se repoussent.
Il est possible de prévoir l’orientation des liaisons autour d’un atome en appliquant le modèle
« VSEPR » (Répulsion des paires électronique de la couche de valence).
La référence théorique de ces règles est le modèle de Lewis de la liaison covalente.
On fait l’hypothèse simplificatrice que tous les doublets, liants et non-liants, de la couche externe
évoluent à la même distance du noyau, comme s’ils se déplaçaient à la surface d’une sphère dont le
noyau serait le centre. Les doublets se repoussent mutuellement, et on admet qu’ils se localisent sur

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