7 : Liaison chimique et géométrie moléculaire
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Une liaison chimique est une attraction entre atomes qui permet la formation de substances chimiques contenant deux atomes ou plus. La liaison est provoquée par la force d'attraction électrostatique entre des charges opposées, soit entre les électrons et les noyaux, soit à la suite d'une attraction dipolaire. Toutes les liaisons peuvent être expliquées par la théorie quantique, mais, dans la pratique, les règles de simplification permettent aux chimistes de prédire la force, la directionnalité et la polarité des liaisons. La règle des octuors et la théorie VSEPR en sont deux exemples. Les théories les plus sophistiquées sont la théorie des liaisons de valence, qui inclut l'hybridation et la résonance orbitales, et la combinaison linéaire des orbitales atomiques, la méthode des orbitales moléculaires. L'électrostatique est utilisée pour décrire les polarités des liaisons et leurs effets sur les substances chimiques.
- 7.0 : Prélude à la liaison chimique et à la géométrie moléculaire
- On sait depuis longtemps que le carbone pur se présente sous différentes formes (allotropes), y compris le graphite et les diamants. Mais ce n'est qu'en 1985 qu'une nouvelle forme de carbone a été reconnue : le buckminsterfullerène, communément appelé « buckyball ». Des preuves expérimentales ont révélé la formule, C60, puis les scientifiques ont déterminé comment 60 atomes de carbone pouvaient former une molécule symétrique et stable. Ils ont été guidés par la théorie des liaisons, le sujet de ce chapitre, qui explique comment les atomes individuels se connectent pour former plus de comp
- 7.1 : Liaison ionique
- Les atomes gagnent ou perdent des électrons pour former des ions dont la configuration électronique est particulièrement stable. Les charges des cations formés par les métaux représentatifs peuvent être déterminées facilement car, à quelques exceptions près, les structures électroniques de ces ions ont soit une configuration de gaz noble, soit une enveloppe électronique complètement remplie. Les charges des anions formés par les éléments non métalliques peuvent également être facilement déterminées car ces ions se forment lorsque les atomes non métalliques gagnent suffisamment d'électrons pour remplir leur couche de valence.
- 7.2 : Liaison covalente
- Les liaisons covalentes se forment lorsque les électrons sont partagés entre les atomes et sont attirés par les noyaux des deux atomes. Dans les liaisons covalentes pures, les électrons sont partagés de manière égale. Dans les liaisons covalentes polaires, les électrons sont partagés de manière inégale, car un atome exerce une force d'attraction plus forte sur les électrons que l'autre. La capacité d'un atome à attirer une paire d'électrons dans une liaison chimique est appelée électronégativité.
- 7.3 : Symboles et structures de Lewis
- Les structures électroniques de valence peuvent être visualisées en dessinant des symboles de Lewis (pour les atomes et les ions monatomiques) et des structures de Lewis (pour les molécules et les ions polyatomiques). Des paires isolées, des électrons non appariés et des liaisons simples, doubles ou triples sont utilisées pour indiquer où se situent les électrons de valence autour de chaque atome dans une structure de Lewis. La plupart des structures, en particulier celles qui contiennent des éléments de deuxième rangée, obéissent à la règle des octets, selon laquelle chaque atome (sauf H) est entouré de huit électrons.
- 7.4 : Charges formelles et résonance
- Dans une structure de Lewis, des charges formelles peuvent être attribuées à chaque atome en traitant chaque liaison comme si la moitié des électrons était attribuée à chaque atome. Ces accusations formelles hypothétiques sont un guide pour déterminer la structure de Lewis la plus appropriée. Une structure dans laquelle les frais formels sont aussi proches que possible de zéro est préférable. La résonance se produit dans les cas où deux structures de Lewis ou plus avec des arrangements d'atomes identiques mais des distributions d'électrons différentes peuvent être écrites.
- 7.5 : Forces des liaisons ioniques et covalentes
- La force d'une liaison covalente est mesurée par son énergie de dissociation, c'est-à-dire la quantité d'énergie requise pour rompre cette liaison particulière dans une mole de molécules. Les liaisons multiples sont plus fortes que les liaisons simples entre les mêmes atomes. Les enthalpies de réaction peuvent être estimées sur la base de l'apport énergétique requis pour rompre les liaisons et de l'énergie libérée lors de la formation de nouvelles liaisons. Pour les liaisons ioniques, l'énergie du réseau est l'énergie requise pour séparer une mole d'un composé en ions en phase gazeuse.
- 7.6 : Structure moléculaire et polarité
- La théorie de la VSEPR prédit l'arrangement tridimensionnel des atomes dans une molécule. Il indique que les électrons de valence adopteront une géométrie de paire d'électrons qui minimise les répulsions entre les zones à haute densité d'électrons (liaisons et/ou paires isolées). La structure moléculaire, qui fait uniquement référence au placement des atomes dans une molécule et non des électrons, est équivalente à la géométrie des paires d'électrons uniquement lorsqu'il n'y a pas de paires d'électrons isolées autour de l'atome central.
- 7.E : Liaison chimique et géométrie moléculaire (exercices)
- Ce sont des exercices de devoirs pour accompagner le Textmap créé pour « Chemistry » par OpenStax. Des banques de questions complémentaires sur la chimie générale peuvent être trouvées pour d'autres Textmaps et peuvent être consultées ici. Outre ces questions accessibles au public, l'accès à la banque de problèmes privés à utiliser pour les examens et les devoirs est réservé aux professeurs sur une base individuelle ; veuillez contacter Delmar Larsen pour obtenir un compte avec autorisation d'accès.
Vignette : Hydrogène et carbone liés par covalence dans une molécule w : de méthane. (CC BY-SA 2.5 ; DynaBlast via Wikipédia)