Cours de Liaisons Chimiques PDF S2 SMPC

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Présentation du Cours Liaisons Chimiques

Introduction

Dans ses différents états, la matière est généralement formée par des molécules et parfois par des assemblages ioniques. La présence d’atomes libres est souvent due à des conditions expérimentales exceptionnelles telles que le vide interstellaire, les champs magnétique et électrique intenses.

Il existe trois types de liaisons fortes qui unissent les atomes : la liaison covalente, ionique et métallique.

Origine de la liaison

Selon Lewis, une liaison covalente entre deux atomes résulte de la mise en commun d’une paire d’électrons. Seuls les électrons de valence d’un atome, c’est-à-dire les électrons en excès par rapport à la configuration du gaz rare qui précède l’élément, peuvent être impliqués dans la formation des liaisons. Pour les éléments des trois premières périodes il s’agit des électrons de la couche externe.

Il existe deux manières de former une liaison :
a) Chaque atome fournit un électron célibataire, la liaison est dite de covalence normale.
b) Un atome fournit un doublet et l’autre le reçoit dans une case vide, la liaison est dite de covalence dative ou de coordination.

En réalité ces deux types de liaison sont totalement identiques et indiscernables. Deux atomes peuvent s’unir entre eux par plusieurs liaisons simultanément, on parle alors de liaisons multiples. Il existe trois types de liaisons simple, double et triple qu’on symbolise par des traits.

A-B, A=B, A≡B

Partant de la notation de Lewis des atomes on écrit les structures de Lewis des molécules en représentant par un trait chaque paire d’électrons de liaison et par un point un électron célibataire.

Plan du Cours

1ère Partie Atomistique
2ième Partie Liaison Chimique

1. I- Liaison covalente
   1. Lewis et règle de l’octet
2. II- Théorie des orbitales moléculaires (Approximation LCAO)
   1. i. Molécule diatomique mono électronique H2⁺
   2. ii. Molécule diatomique di électronique H2
   3. iii. Molécule diatomique poly électronique de type A2 (avec et sans interaction s-p)
   4. iv. Molécule diatomique poly électronique de type AB
   5. v. Molécule poly atomique AXn
      1. Théorie de l’hybridation
      2. Hybridations sp sp2 et sp3
      3. Théorie de la répulsion des paires électroniques des couches de valence
      4. (V.S.E.P.R.) – Règle de GILLESPIE
      5. Autres types d’hybridation
3. III- Liaison ionique
   1. i. Rayon ionique (méthode de Pauling)
   2. ii. Théorie de la liaison ionique
   3. iii. Energie de la liaison ionique
   4. iv. Energie réticulaire d’un cristal ionique
   5. v. Détermination expérimentale de l’énergie réticulaire par le cycle de BORN-HABER (Cycle thermochimique)
4. IV- Liaison métallique
   1. i. les structures métalliques
   2. ii. le modèle des charges positives dans un nuage d’électron
5. V- Liaisons intermoléculaires (liaisons physiques)
   1. i. Liaisons de Van Der Waals
      1. Force d’orientation (Keesom)
      2. Force d’induction (Debye)
      3. Force de dispersion (London)
   2. ii. Liaison hydrogène

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