À l'état naturel, $H,O,Cl$ n'existent pas à l'exception des gaz rares ($He, Ne, Ar, Kr, Xe$). Les éléments se présentent avec leurs atomes associés en molécule: $ H_{2}, O_{2}, Cl_{2}, NH_{3}, CH_{4} $ Pourquoi une molécule se forme par combinaison d'atomes ? D'où vient la stabilité de la molécule ? Certaines molécules présentent des formes géométriques particulières: la molécule $CO_{2}$ est __linéaire__, alors que la molécule $H_{2}O$ est coudée, pourquoi ? -> Du au comportement des électrons dans ces molécules, qui sont les électrons de valence, des couches externes des atomes. __Théorie de liaison chimique__. ### Liaison covalente >[!definition] >La liaison covalente est une: >- Liaison dirigée >- Liaison forte: 100 à 1000 kJ par mole. (càd, pour du bois, il faut brûler afin de séparer la liaison). >- Liaison très stable >C'est une liaison qui correspond à une mise en commun d'électrons d'énergie voisine pour 2 atomes. >Lors de la formation d'une liaison, seuls les __électrons de valence__ (électrons de la dernière couche) peuvent intervenir et devront être pris en compte. On a donc: __Covalence typique__: Chacun des deux atomes forunint un électron de sa couche externe: $ A \cdot \cdot B \implies A \dfrac{\cdot}{\cdot}B \implies A-B $ __Covalence dative ou coordinence__: La paire d'électrons peut être fournie en totalité par un des 2 atomes (le donneur), l'autre (l'accepteur) reçoit ce doublet dans une case vide de sa couche externe; on Symbolise cette liaison par une flèche mais elle est de même nature que la liaison de covalence simple. $ A \dfrac{\cdot}{\cdot} \text{ } B \implies A \dfrac{\cdot}{\cdot}B \implies A \to B $ >[!remarque] >La théorie de Lewis explique cette mise en commun d'électrons des atomes par l'envie des atomes d'atteindre une structure saturée (couche complète, règle de l'octet vérifiée). ### Théorie de Lewis Regardons les variations d'énergie lors du rapprochement de 2 atomes $H$ pour former la molécule $H_{2}$. ![[1 cm 7 - La liaison 2023-10-16 09.39.24.excalidraw.svg]] Donc, les atomes tendent vers la configuration électronique la plus stable, càd celle d'un gaz noble. >[!remarque] >Si on a une valence de: >1. $1$ on dit qu'il est monovalent >2. $2$ on dit qu'il est divalent >3. $3$ on dit qu'il est trivalent ## Règle de l'octet et ses limites >[!warning] >La règle de l'octet explique que les liaisons dans lesquelles interviennent les électrons $ns$ et $np$. L'apparition des sous couches $d$ à partir de $n=3$ permet de considérer de nouveaux états de valence. >[!exemple] >Pour le phosphore: $3s^{2}3p^{3} \to 3s^{1}3p^{3}3d^{1}$. 5 électrons célibataires permettant la formation de 5 liaisons. >$PCl_{5}$, le phosphore a 10 électrons de valence au lieu de $8$ !! >Les orbitales $3d$ qui sont vides interviennent pour acceuillir les électrons de liaison additionnels. Ainsi, la règle de l'octet n'explique pas le paramagnétisme de certaines molécules. - __Molécule paramagnétique__: molécule attirée par $\vec{B}$ - __Molécule diamagnétique__: molécule repoussée par $\vec{B}$. Les molécules possédant des électrons non appariés sont paramagnétiques car ils présentent un moment magnétique permanent associé au spin non nul des électrons. ## Géométrie Une molécule aura la géométrie qui lui procurera l'énergie minimale, càd la stabilité maximale. __La géométrie d'une molécule dépend__: - Répulsion des électrons - Répulsions des noyaux - Attraction électrons <=> noyaux - enérgie cinétique des électrons. [CF POLI] pour VSEPR ![[1 cm 7 - La liaison 2023-10-16 09.51.42.excalidraw.svg]] On aura: $180°$ pour 2 électrons ### Exemple #### Pour $C$ $CH_{4}$ >[!warning] >$1s^{2}2s^{2}2p^{2}$ sauf que du coup, non, on va réunir les boites quantiques de toute la couche plutôt que les sous couche, donc on aura 4 électrons célibataire plutôt que 2. On aura donc un tétrahèdre. Avec un angle de $109.5°$ (on note: $AX_{4}$). #### Pour $N$ pour le $N$, on a $3$ électrons de valence célibataires, on notera alors: $AX_{3}E$. __Remarque__: vue que l'on a 2 électrons déjà liés, on aura un tétraèdre déformé. ![[1 cm 7 - La liaison 2023-10-23 09.13.42.excalidraw.svg]] Donc c'est une pyramide à base trigonale. Et vue que c'est déformé: $angle < 109.5°$ #### Pour $O$ Sachant que pour $H_{2}O$ on aura: ![[1 cm 7 - La liaison 2023-10-23 09.16.29.excalidraw.svg]] On la notera: $AX_{2}E_{2}$ Elle serra déformée. ------ Soit la molécule, on aura: $AX_{n}E_{p}$ avec $p$ doublets non liants, et $n$ doublets liants. >[!warning] >Apprendre le tableau p 88 ### Théorie de Gillespie - conclusion 1 - Ecrire les structures de Lewis des molécules 2 - Determiner le ombre de doublets liants et non liants autour de l'atome central 3 - Déterminer la géométrie conduisant à la répulsion électrostatique minimale entre les doublets. ------ # Polarisation de liaison covalente Lrs molécules diatomique homonucléaire ($H_{2}, F_{2}\dots$) sont __non polaires__ ($\mu = 0$) Par contre, les molécules diatomiques hétéronucléaires sont __polaires__ ($\mu$). La polarité de la liaison provient alors de la différence d'électronégativité. Donc, une molécule polarisé négative attirera la molécule chargé positivement. ![[Pasted image 20231023092808.png]] Donc, l'atome le plus électronégatif attire le doublet de la liaison; >[!remarque] >Si la différence d'électronégativité est grande, la polarisation de la liaison peut changer la liaison covalente en une liaison ionique. L'ionicité de la liaison dépend de la différence d'électronégativité des atomes liés. Dans le cas extrême, un électron est transféré vers l'atome le plus électronégatif, la liaison est alors __ionique__. >[!remarque] >Mais pour qu'une molécule soit polaire, il faut vérifier que sa géométrie ne soit pas symétrique, et des liaison polarisés. ### Exemples #### Exemple du $CCl_{4}$ (tétrachlorure de carbone) ![[1 cm 7 - La liaison 2023-10-23 09.31.14.excalidraw.svg]] #### Exemple: $H_{2}O$ ![[1 cm 7 - La liaison 2023-10-23 09.35.05.excalidraw.svg]] ## Polarisation de la liaison - Les molécules polaires ont des liaisons polaire qui additionnées vectorielement ont un $\mu$ total qui n'est pas égal à 0 - Les molécules non polaires ont: - Soit des liaisons purement covalentes - Soit des liaisons polaires qui se compensent par raison de symétrie de telle façon que $\mu_{total}$ = 0