Fiche de révision : Liaisons chimiques et moléculaires

📋 Plan du Cours

1. Fondements des liaisons chimiques
2. Orbitales moléculaires et remplissage
3. Ordre et types de liaison
4. Hybridation et polarité moléculaire
5. Interactions entre molécules
6. Liaisons hydrogène et changements d’état

📖 1. Fondements des liaisons chimiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Correspond à la mise en commun de deux électrons provenant de deux atomes.
• Liaison dative : Correspond à la mise en commun de deux électrons provenant d’un seul atome, qui donne un électron à un deuxième atome possédant une case quantique vide.
• Valence : Nombre de liaisons covalentes qu’un atome peut réaliser.

★ À maîtriser

• Les atomes de la nature sont regroupés sous forme de molécules ou de cristaux.

Compléments

📌 La représentation de Lewis permet de connaître précisément l’enchaînement des atomes, mais elle ne renseigne pas sur la géométrie des molécules.

💡 Astuce mémo

Covalente : deux atomes partagent ; dative : un seul atome fournit les électrons

📖 2. Orbitales moléculaires et remplissage

🔑 Notions clés & Définitions

• LCAO : La LCAO étudie les orbitales moléculaires par la résolution de l’équation de Schrödinger.

📝 Points essentiels

• 🔄 Le rapprochement de deux atomes conduit à: un recouvrement de leurs orbitales atomiques, une orbitale moléculaire liante, une orbitale moléculaire antiliante

• Le remplissage suit:

  • l’ordre d’énergie croissante
  • la règle de Hund
  • la règle de Pauli

💡 Astuce mémo

Énergie croissante → Hund → Pauli

📖 3. Ordre et types de liaison

📝 Points essentiels

📐 Formule — L’ordre de liaison vérifie $OL=\frac{nombre\ d’électrons\ liants-nombre\ d’électrons\ antiliants}{2}$.

• Un ordre de liaison nul correspond à l’absence de liaison covalente, un ordre de liaison égal à 1 correspond à une liaison covalente et un ordre de liaison égal à 2 correspond à deux liaisons covalentes.

• Une liaison σ résulte d’un recouvrement axial d’orbitales s-s, s-pz ou pz-pz et possède une énergie plus grande qu’une liaison π, issue d’un recouvrement latéral d’orbitales pxy-pxy.

• Une molécule diamagnétique possède uniquement des électrons appariés et un moment magnétique nul, tandis qu’une molécule paramagnétique possède au moins un électron célibataire et un moment magnétique non nul.

💡 Astuce mémo

σ axiale et plus énergétique ; π latérale et moins énergétique

📖 4. Hybridation et polarité moléculaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation sp3 : Un atome est hybridé sp3 lorsqu’il est entouré uniquement de liaisons σ, comme dans CH4, NH3 et H2O.
• Hybridation sp2 : Un atome est hybridé sp2 lorsqu’il est entouré de liaisons σ dont l’une est associée à une liaison π, comme dans C2H4.
• Hybridation sp : Un atome est hybridé sp lorsqu’il est entouré de liaisons σ dont l’une est associée à deux liaisons π, comme dans C2H2.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour déterminer l’hybridation spx, on utilise la relation $1+x=m+n$, où m est le nombre de voisins et n le nombre de doublets non liants.

📐 Formule — Le moment dipolaire d’une liaison vérifie $\vec{\mu}=\delta\cdot\vec{\ell}$, où ℓ est la longueur de la liaison.

📌 Le moment dipolaire d’une molécule est la somme des moments dipolaires de ses liaisons ; il est nul pour une molécule apolaire et non nul pour une molécule polaire.

Compléments

• Une liaison ionique est polaire en raison de la nature de ses constituants, qui sont des cations et des anions.

💡 Astuce mémo

sp³ → sp² → sp : de 0 à 2 liaisons π associées

📖 5. Interactions entre molécules

★ À maîtriser

• Les interactions faibles entre molécules comprennent les forces de Van der Waals, qui sont intermoléculaires, et les liaisons hydrogène, qui peuvent être intra- ou intermoléculaires.

📌 La force de Keesom est une interaction entre un dipôle permanent et un autre dipôle permanent, donc entre deux composés polaires.

📌 La force de Debye est une interaction entre un dipôle permanent et un dipôle induit, lorsqu’un composé polaire polarise temporairement un composé apolaire.

Compléments

📌 La force de London est une interaction entre deux dipôles induits, lorsque deux composés apolaires se polarisent temporairement sous leur propre action ; elle peut aussi concerner un composé polaire et un composé apolaire.

💡 Astuce mémo

Keesom permanent-permanent, Debye permanent-induit, London induit-induit

📖 6. Liaisons hydrogène et changements d’état

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison hydrogène : La liaison hydrogène est plus énergétique que les forces de Van der Waals et implique un atome d’hydrogène engagé dans une liaison polaire R−H qui interagit à distance avec un atome d’azote, d’oxygène, de fluor ou de chlore.

📝 Points essentiels

📌 Les liaisons hydrogène intramoléculaires diminuent les températures de changement d’état, tandis que les liaisons hydrogène intermoléculaires les augmentent.

💡 Astuce mémo

Intramoléculaire → températures de changement d’état diminuées ; intermoléculaire → augmentées

📊 Tableaux de synthèse

Comparaison des interactions de Van der Waals