LA LIAISON CHIMIQUE

1. LA LIAISON CHIMIQUE 1) INTRODUCTION Dans la nature, les atomes se rencontrent très rarement isolés : ils tendent à se regrouper . Tout système tend à évoluer vers l ’état pour lequel son énergie est minimale

2. 2 ) LES DIFFÉRENTES INTERACTIONS 2.1 ) Interactions faibles . Ce sont des forces qui se manifestent entre molécules : forces intermoléculaires . elles sont responsables de la cohésion des liquides et des solides . Plus les interactions qui retiennent les entités (atomes ou molécules) les unes aux autres dans l ’état liquide sont fortes, plus l ’énergie nécessaire pour les vaincre est grande etplus la température d ’ébullition est élevée . état liquide état gazeux Forces de Van Der Waals .

3. Liaison hydrogène . Elle résulte de l ’interaction entre un atome d ’hydrogène lié à un atome A très électronégatif( F, O, N) et un second atome B .

4. 2.1 ) Interactions fortes . Liaison ionique Liaison métallique Liaison covalente

5. 3 ) LA LIAISON COVALENTE . MODÈLE DE LEWIS . B B B A A A A A B B A A B B B A 3.1 ) Formation d ’une liaison covalente . C ’est G. Lewis qui en 1916 imagina le concept de liaison covalente pour expliquerl ’existence de composés tels que H2O, PCl3 , PCl5 . Une liaison covalente résulte de la mise en commun d ’un doublet ( ou paire ) d ’électrons entre deux atomes voisins . La formation d ’une liaison covalente peut se faire de deux manières . Covalence proprement dite . + ou ou Covalence par coordination + ou ou

6. Dans une liaison covalente, les doublets d ’électrons qui associent deux atomes résultentde la mise en commun d ’électrons de valence pouvant provenir des deux atomes ou d ’un seul . H N H H 3.2 ) Règle de l ’octet : règle des dix-huit électrons En mettant en commun des doublets d ’électrons, les atomes tendent à acquérir laconfiguration électronique externe particulièrement stable du gaz noble voisin . 1 s2 pour l ’hélium ns2 np6 pour les gaz nobles des deuxième et troisième périodes ( Ne, Ar) (n-1)d10 ns2 np6 pour les gaz nobles des quatrième et cinquième périodes (Kr, Xe) exemple : NH3 doublets liants doublet non liant

7. 3.3 ) Données expérimentales : constantes de forces O O O H H H H H H Les radiations appartenant au domaine de l ’infrarouge provoquent des déformations de liaison . Vibration de valencesymétrique : 3655 cm-1 Vibration de valenceantisymétrique : 3756 cm-1 flexion : 1595 cm-1

8. A B C O C O C O fréquence propre : µ : masse réduite : k : constante de force en N.m-1 Application : les fréquences des vibrations de valence des liaisons , sont respectivement égales à 1050 cm-1, 1720 cm-1 et 2150 cm-1 . Calculer la constante de force de chacune de ces liaisons

9. H S H 3.4 ) Représentation de Lewis des édifices covalents Objectif :préciser le rôle de tous les électrons des couches externes de tous les atomes du composé ( doublets liants, non-liants ou libres, électrons célibataires, orbitales vacantes . point de départ : configuration électronique de valence des atomes qui constituent lecomposé exemple 1 : sulfure d ’hydrogène : H2S configurationélectronique S [Ne] 3s2 3p4 H 1s1

10. Cl 0 H exemple 2 : acide hypochloreux ClOH : l ’atome d ’oxygène est l ’atome central . configurationélectronique [Ne] 3s2 3p5 Cl O [He] 2s2 2p4 H 1s1

11. + H 0 H H exemple 3 : ion oxonium H3O+ configurationélectronique O [He] 2s2 2p4 H 1s1 H+ H H autre possibilité O+ H H H

12. Etats de valence : Représentation de Lewis de la molécule de méthane CH4 configurationélectronique [He] 2s2 2p2 C H H H H C La configuration 1s2 2s2 2p2 est celle de l ’état fondamental : la configuration1s2 2s1 2p3correspond à un autre état de valence du carbone . Le passage d ’un électron de l ’orbitale 2s à l ’orbitale 2p est endothermique ( + 22,9 kJ.mol-1)La formation des deux liaisons C-H diminue l ’énergie du système de 41,6 kJ.mol-1 .

13. Cl P Cl Cl exemple 2 : écrire les représentations de Lewis de PCl3 et PCl5 PCl3 configurationélectronique P [Ne] 3s2 3p3 Cl [Ne] 3s2 3p5 PCl5 P 5 Cl ?

14. 3 d 3 s 3 p 3 s 3 p Cl Cl P Cl Cl Cl P 5 Cl L ’utilisation d ’orbitales d n ’est pas possible que pour des éléments appartenant aux deux premières périodes .

15. - + - + N N O N N O 3.5 ) Électrons non localisés ; mésomérie Ecrire la représentation de Lewis de N2O autre possibilité configurationélectronique N [He] 2s2 2p3 N [He] 2s2 2p3 0 [He] 2s2 2p4 formation des liaisons en commençant par les deux atomes d ’azote . formation des liaisons en commençantpar l ’atome d ’oxygène . liaison avec O ?

16. N N N N O O N N N N O O N N O Ces deux représentations ne diffèrent que par la position de deux des doublets Ces représentations sont des formules limites ou formes mésomères ou structures derésonance . La configuration électronique réelle est un « mélange » ou « moyenne » de ces différentesformules . Représentation ou électrons non localisésoudélocalisés