question de cours

Intro

I- La liaison covalente
                1/ Modèle de Lewis
                2/ Modèle des OM
                3/ Modèle des OM π conjuguées

II- La liaison métallique               
                1/ Description
                2/ Conséquences

III- La liaison ionique
                1/ Description
                2/ Conséquences

IV- Les liaisons faibles
                1/ Liaison H et conséquences
                2/ Liaisons de Van der Waals

Conclusion

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Intro :

Définition : minimum d'énergie en fonction de la distance entre les atomes.
Différents modèles pour les décrire, de différents types : les citer en annoçant le plan, classées par force . Présenter l'axe des forces de liaison avec ordre de grandeur des énergies, donné dans l'intro du chapitre : les différents types de solides, le laisser au tableau.

I- La liaison covalente : centaines de kJ/mol

C'est la liaison la plus solide , qui donne les solides les plus durs ( assure la cohésion du diamant , des résines (polymères réticulés) ) . Les ruptures et reformations de liaisons constituent les réactions chimiques, par définition. La connaissance ou la modélisation des liaisons covalentes permet de comprendre et prévoir les dites réactions...

                1/ Modèle de Lewis

Chaque atome cherche à compléter sa couche de valence par mise en commun d'électrons. Un doublet d'électrons est représenté par un tiret.
Les nuances sont apportées par les polarisations des liaisons ou les conjugaisons.
Attention, la méthode VSEPR est a priori hors sujet ici.

Donner l'exemple de H₂O ,   SO₄^2- ,  phénolate, par exemple.

Insuffisances du modèle : O₂ paramagnétique, justification de certaines réactions (Diels Alder, Cuprates lithiés).

• Cas particulier : les liaisons de coordination

Selon le même modèle on peut décrire des liaisons de COORDINATION , qui sont un don de doublet vers une lacune électronique, donc qui relèvent aussi du partage des électrons. Exemples typiques : O du diéthyle oxyde vers les lacunes de RMgX, ou liaisons ion métallique / ligand...(Ca2+ avec EDTA hexadentate, Ag+ avec NH3..., bref tous les complexes...)

                2/ Modèle des OM

Principe: décrire les électrons de liaison comme les électrons d'un atome isolé , par des fonctions mathématiques, obtenues par CL de orbitales atomiques de valence.

Dans le modèle , seules des CL de fonctions non orthogonales (produit scalaire non nul) sont porteuses de liaison chimique.

Exemple de construction pour O₂ et et N₂ Attention , rapide, on s'exprime en donnant le schéma tout fait...
Placer les électrons : indices de liaison et paramégnétisme justifiés .

Pour les molécules polyatomiques...plus difficile...On se limite éventuellement à étudier les OM réactives, avec des simplifications...

                3/ Modèle des OM π conjuguées

Les alcènes conjugués ont une réactivité particulière justifiable par le modèle dit des OF.
On construit les OM relatives uniquement aux électrons de géométrie π , à partir d'OA de type pz où l'axe Oz est l'axe perpendiculaire au plan de la molécule.
Leurs énergies et leurs coefficients de CL sont donnés après application de la méthode de Hückel (revoir cours) .
On remplit ces OM avec les électrons de valence de géométrie pz...On définit alors les OF...

ne pas développer plus ici, sauf à donner très vite la réaction de diels alder dont le réarrangement de liaisons et la régiosélectivité peuvent être justifiés par ce modèle.

II- La liaison métallique : centaines de kJ/mol               

                1/ Description

Les atomes métalliques dans un solide sont dans les positions fixes définies par le réseau (CF, HC ou CI par exemple ), les électrons de valence constituent une sorte d'immense nuage électronique, dans lequel les électrons de valence se comporteraient comme les particules d'un gaz...la liaison métallique est une liaison diffuse, non dirigée.

Les forces de liaisons métalliques couvrent un large domaine de valeurs, souvent solides...la compacité a souvent une grande corrélation avec la solidité du matériau ( attention compacité  différente de densité : le plomb a une grande densité car la masse molaire est élevée, mais il a une compacité faible , les alliages Al/Ti ont une faible densité et une compacité forte , et donc sont solides, car ils ont des masses molaires faibles )

Le modèle de description serait des OM totalement délocalisées, calculées à partir d'une infinité d'OA de valence, donnant  des bandes d'énergies quantifiées, accessibles (au lieu de niveaux quantifiés accessibles) . ( hors programme)

                2/ Conséquences

• conductibilité électrique
• maléabilité
• réflexion de la lumière
• Intérêt mécanique des plus solides d'entre eux, intérêt de maléabilité pour d'autres...)

III- La liaison ionique (centaines(s)de kJ/mol )

                1/ Description

C'est un raisonnement relatif à l'état d'énergie électrostatique qui définit la liaison ionique. Deux ions de charges contraires s'attirent électrostatiquement. La distance minimale est imposée par la répulsion des deux nuages électroniques à trop faible distance.

Dans un solide, la disposition géométrique bien définie des ions de charge opposé autour d'un ion assure le minimum d'énergie. Une perturbation dans la symétrie de l'environnement détruit l'édifice et l'ensemble des liaisons ioniques. C'est une liaison localisée.
En chimie organique, des sels existent, à l'état dissout : CH₃Li par exemple . la liaison ionique est parfois regardée comme une liaison covalente TRES polarisée qui à l'extrême devient ionique.

                2/ Conséquences

• solides cassants, non maléables
• charges localisées : non conducteurs
• solubles dans des solvants ionisants et solvatants, où la liaison ionique est remplacée par , soit des liaisons de coordination, soit de multiples liaisons faibles.

IV- Les liaisons faibles

                1/ Liaison H (dizaines de kJ/mol ) et conséquences

La liaison H s'établit entre un atome d'H légèrement acide (déficitaire en électrons) et un doublet libre d'un atome électronégatif (légèrement excédentaire en électrons) . ...Elle est définie par des observations expérimentales (températures d'ébullition particulièrement élevées par exemple : citer Téb (éthanol) >>>Téb (diméthyl oxyde) , de même masses molaires.)
Effets visibles en IR ( liaison  mal définie de longueur et force variable donne bande très large) . En RMN, pour les mêmes raisons , pas de couplage.
Liaison qui assure l'état initial de la décarboxylation, la cohésion de la glace, la structure en hélice de l'ADN, la solubilisation des amines de faible nombre de carbone, etc...

                2/ Liaisons de Van der Waals ( unités de kJ/mol )

Il s'agit des plus faibles liaisons possibles, entre moments dipolaires, permanents ou instantanés. Ces liaisons assurent néanmoins certains collages, la cohésion de cristaux moléculaires comme I₂ par exemple. ces forces de liaison sont la somme d'un terme attractif lié à la stabilisation par moment dipolaire, et d'un terme répulsif lié à la répulsion des nuages électroniques à faible distance.

Conclusion

Les liaisons sont largement multiples, toutes ont leur importance, mais aucun modèle unifié n'existe ,  à part la notion de minimum d'énergie présentée dans l'intro...