Liaison chimique 22131 31839942 2008-07-24T04:42:58Z VolkovBot 198153 robot Ajoute: [[gl:Enlace químico]] {{Voir homonymes|Liaison}} La '''liaison chimique''' est le phénomène physique qui lie les [[atome]]s entre eux en échangeant ou partageant un ou plusieurs [[électron]]s ou par des [[force électrostatique|forces électrostatiques]]. Des liaisons fortes existent dans les [[molécule]]s, les [[cristal|cristaux]] ou dans les solides métalliques et elles organisent les atomes en [[structure]]s organisées. Les liaisons plus faibles sont expliquées, en général, par des [[polarité]]s entre des molécules. Des polarités induites peuvent aussi provoquer des interactions très faibles comme les [[forces de London]] qui font partie des [[force de van der Waals|forces de van der Waals]] De telles forces permettent la [[liquéfaction]] ou la [[solidification]] de gaz tel que l'helium ou l'argon. ==Survol== D'une manière simplifiée dans une [[liaison covalente]], un électron ou une paire d'électrons peuvent être situés dans l'espace se trouvant entre deux [[Noyau atomique|noyau]]x atomiques, parce que dans cette région les électrons négatifs sont soumis à la charge positive de chaque noyau au lieu de la charge seulement de l'un d'eux. En même temps, les électrons présents entre les noyaux empêchent la répulsion entre ceux-ci et font que ces noyaux soient attirés vers les électrons qui sont plus proches et ainsi vers l'autre atome au lieu d'être repoussé par celui-ci. Cette situation tend à maintenir le noyau et les électrons dans une configuration relativement fixe bien qu'ils soient libres de se mouvoir en accord avec les contraintes de la [[mécanique quantique]]. De la même manière, en simplifiant, dans une [[liaison ionique]], un ou plusieurs électrons sont simplement transférés d'un atome à l'autre faisant qu'un des atomes devienne un ion positif et l'autre d'un ion négatif. La liaison est donc due à une attraction électrostatique entre les atomes. Cette description est très simplifiée. La raison pour laquelle un atome transfère un électron vers un autre est un sujet compliqué qui implique la théorie des quanta. En théorie, toute liaison peut être expliquée par la théorie des quanta mais, en pratique, les liaisons chimiques sont divisées en plusieurs catégories comme les deux citées plus haut. Des simplifications de la théorie des quanta ont été formulées pour décrire et prédire les liaisons et leurs propriétés. Parmi ces théories, nous avons, la [[Règle de l'octet]], la [[théorie des liaisons de valence]], la [[Hybridation (chimie)|théorie de l'hybridation des orbitales]], la [[théorie VSEPR]], la [[théorie de champs de ligands]] et la [[Combinaison linéaire d'orbitales atomiques|méthode LCAO]]. Des théories électrostatiques et d'autres théories physiques sont utilisées pour décrire les polarités des liaisons et leurs effets sur les substances chimiques. Les liaisons chimiques réelles ne sont pas exactement décrites par ces théories à cause du [[principe d'incertitude]]. Cependant, dans leur ensemble, elles constituent un outil puissant qui peut être appliqué dans presque toute la chimie. En mécanique quantique, en termes simplifiés, les électrons sont localisés sur une [[orbitale atomique]] mais, dans une liaison chimique, ils forment une [[orbitale moléculaire]]. L'orbitale peut être *liante ; dans ce cas, les électrons de liaison ont la plus grande probabilité de se trouver entre les noyaux qu'ailleurs ; l'orbitale tend alors à maintenir les noyaux ensemble *non-liante: dans ce cas, les électrons ont plus de probabilité de se trouver plus près d'un des noyaux, l'orbitale tend à défavoriser la liaison. De plus, les orbitales moléculaires sont classées en fonction du type d'orbitales atomiques hybridées pour former la liaison. Ces orbitales atomiques sont dues aux interactions electron-noyau causées par des [[force électromagnétique|forces électromagnétiques]]. Des substances chimiques formeront un lien si leurs orbitales abaisseront leur énergie lorsqu'elles interagiront l'une avec l'autre. Il y a différentes liaisons chimiques en fonction de la forme du nuage électronique et de leurs [[niveau d'énergie|niveaux d'énergie]]. ==Histoire== Les premières pensées sur la nature de la liaison chimique depuis le début du {{XIIe siècle}} supposaient que certains types d'espèces chimiques étaient liés par certains types d'[[affinité chimique]]. Au milieu du {{XIXe siècle}}, [[Edward Frankland]], [[Friedrich Kekulé von Stradonitz|F.A. Kekule]], [[Archibald Scott Couper|A.S. Couper]], [[Aleksandr Butlerov|A.M. Butlerov]] et [[Adolph Wilhelm Hermann Kolbe|Hermann Kolbe]], construisant la théorie des radicaux, développèrent la théorie des valences, appelée au départ de "pouvoir de combiner" dans laquelle les composés étaient liés grâce à l'attraction de pôles positif et négatif. En 1916, le chimiste [[Gilbert Newton Lewis|Gilbert Lewis]] développa l'idée de la liaison par paire d'électrons. [[Walter Heitler]] et [[Fritz London]] sont les auteurs de la première explication par la mécanique quantique de la liaison chimique, spécialement celle de l'hydrogène moléculaire, en 1927, utilisant la théorie de liaisons de valence. En 1930, la première description mathématique quantique de la liaison chimique simple fut développée dans la thèse de doctorat de [[Edward Teller]]. In 1931, le chimiste [[Linus Pauling]] publia ce qui est parfois considéré comme le texte le plus important de l'histoire de la chimie : “On the Nature of the Chemical Bond”. Dans ce papier basé sur les travaux de Lewis, Heitler et London, et sur son propre travail, il présente six règles pour la liaison avec électron partagé; les trois premières étaient généralement connues : # la liaison par partage d'électrons se forme par l'interaction d'un [[électron célibataire]] de chacun des deux atomes # les [[spin]]s des deux électrons doivent être opposés # une fois accouplés, les deux électrons ne peuvent pas entrer dans une autre liaison Ses trois autres règles étaient nouvelles : # l'échange d'électrons pour la liaison comprend une seule fonction d'onde pour chaque électron # les électrons disponibles dans le niveau d'énergie inférieur forment les liaisons les plus fortes # de deux orbitales d'un atome, c'est celle qui peut se superposer le plus à l'orbitale d'un autre atome qui formera la liaison la plus forte == Liaisons dans les formules chimiques == {{article détaillé|Représentation des molécules}} Comme les atomes, les molécules et leurs orbitales sont tridimensionnels, il est difficile d'utiliser des techniques simples pour les représenter. Dans les [[formule moléculaire|formules moléculaires]], la liaison chimique (orbitale liante) entre deux atomes est indiquée de différentes manières selon les nécessités. Parfois, elle est totalement ignorée. Par exemple, en [[chimie organique]], les chimistes sont parfois intéressés par le [[groupe fonctionnel]] de la molécule . Ainsi, selon la nécessité, la formule moléculaire de l'éthanol peut être écrite sur le papier *selon la [[conformation|configuration]], *en trois dimensions, *en deux dimensions pleines (indiquant chaque liaison sans les directions tridimensionnelles), [[Image:Ethanol-structure.svg|100 px]] *en deux dimensions comprimées (CH<sub>3</sub>-CH<sub>2</sub>-OH), *en séparant le groupe fonctionnel du reste de la molécule (C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>OH), ou *par constituants atomiques (C<sub>2</sub>H<sub>6</sub>O). Parfois, même le nuage d'électrons non-liant est parfois indiqué. (avec les directions en 2 dimensions approximative. Par exemple le carbone élémentaire:: <sub>.</sub><sup>'</sup>C<sub>.</sub><sup>'</sup> Certains chimistes indiquent aussi les orbitales ; par exemple, l'hypothétique anion ethene<sup>-4</sup> (<sub>\</sub><sup>/</sup>C=C<sub>/</sub><sup>\</sup> <sup>-4</sup>) indiquant la possibilité de formation de liaison. ==Les liaisons chimiques fortes== Ces liaisons chimiques sont des forces intramoléculaires qui maintiennent les atomes ensemble dans les molécules et les solides. Ces liaisons peuvent être simples, doubles ou triples c'est-à-dire que le nombre d'électrons participants ( ou contenus dans l'orbitale de liaison) est de deux, quatre ou six. Un nombre pair d'électrons est habituel parce que les électrons appariés ont une énergie inférieure. En fait, des théories plus avancées sur les liaisons montrent que les liens ne sont pas toujours provoqués par un nombre entier d'électrons et, ce, dépendant de la distribution de ceux-ci dans chaque atome concerné dans la liaison. Par exemple, les carbones dans le [[benzène]] sont liés l'un à l'autre par environ 1,5 liaisons et les deux atomes dans l'[[oxyde nitrique]] NO sont connectés par environ 2,5 liaisons. Des liaisons quadruples ne sont pas impossibles mais sont très rares. Le type de liaison dépend de la différence d'[[électronégativité]] et de la distribution des orbitales possibles dans les atomes liés. Plus l'électronégativité est importante, plus l'électron est attiré par un atome particulier et plus la liaison a un caractère [[liaison ionique|ionique]]. Si l'électronégativité est faible, la liaison est [[liaison covalente|covalente]]. === Liaison covalente === {{article détaillé|Liaison covalente}} La liaison covalente est le type commun de liaison où la différence d'électronégativité entre les atomes liés est petite ou nulle. Dans ce dernier cas, on parle parfois de liaison purement covalente. Voir les articles [[liaison sigma]] et [[liaison pi]] pour l'explication LCAO habituelle des liaisons non-polaires. === Liaison covalente polaire === La liaison covalente polaire est par nature un type intermédiaire de liaison entre la liaison covalente et la liaison ionique. Dans des théories plus avancées, on considère que toutes les liaisons sont de ce type. === Liaisons ioniques === {{article détaillé|Liaison ionique}} La liaison ionique est un type d'interaction électrostatique entre atomes dont la différence d'électronégativité est supérieure à 1,6 ( cette limite est conventionnelle). Avec une telle différence d'électronégativité, le transfert électronique est considéré comme total, l'atome le plus électronégatif devient un [[anion]] et le plus électropositif un [[cation]]. Il existe des ions polyatomiques qui portent une charge électrique et contiennent par ailleurs des liaisons covalentes entre les atomes les constituant. Les charges ioniques, en général, ont des valeurs entre -4e et +7e. ===Liaison covalente coordinative=== {{Article détaillé|Liaison covalente}} La liaison covalente coordinative est une liaison spéciale dans laquelle les électrons de liaison proviennent d'un seul des atomes, mais sont approximativement partagés également par les deux dans une orbitale. Cette configuration est différente d'une liaison ionique avec faible différence d'électronégativité. ===Ions polyatomiques=== Un type différent de liaisons entre deux ou plus d'atomes apparaissent dans les ions. La liaison est située au cœur des trois (ou plus) atomes. ==Liaisons chimiques comprenant plus de deux atomes.== ===Liaison aromatique=== {{Article détaillé|Hydrocarbure aromatique}} Souvent les orbitales ont une forme et une densité complexes et très souvent la position des électrons ne peut pas être réduite à de simples traits (localisation de deux électrons) ou des points (localisation d'un électron). C'est le cas lorsque le composé obéit à la [[règle de Hückel]] (règle des 4n +2). Dans le [[benzène]], le composé aromatique exemple, 18 électrons de liaison relient 6 carbones pour former un anneau plane. L'[[ordre de liaison]] (moyenne du nombre de liaisons) entre les différents carbones peut être considéré comme (18/6)/2=1.5 mais dans ce cas toutes les liaisons sont identiques du point de vue chimique. Elles peuvent parfois être comme de simples liaisons alternant avec des doubles liaisons, mais il est plus correct de dire que toutes les liaisons sont équivalentes de valeur. Dans le cas de [[composé aromatique hétérocyclique]] et de benzène substitué, les différences d'électronégativité des parties de l'anneau influencent le comportement chimique qui sinon serait équivalent. ===Liaison métallique=== {{article détaillé|Liaison métallique}} Une liaison métallique n'existe que dans un solide ( ou à l'état liquide) tout comme la liaison ionique. Dans la liaison métallique, les électrons sont mobiles dans tout un réseau alors que dans une liaison ionique, les charges sont presque statiques. ==Liaisons intermoléculaires== ===Liaisons entre dipôles permanents=== ===Liaison hydrogène=== {{article détaillé|Liaison hydrogène}} La liaison hydrogène ou pont hydrogène est une liaison de faible intensité qui relie les molécules, et qui implique un atome d'[[hydrogène]]. ===Liaison de van der Waals=== {{article détaillé|Force de van der Waals}} La liaison de van der Waals est une interaction de faible intensité entre atomes, molécules, ou une molécule et un cristal. Elle est due aux interactions entre les [[dipôle électrique|moments dipolaires électriques]] des deux atomes mis en jeu. Aucun électron n'est mis en commun entre les deux atomes. ===Interactions entre cations et liaisons pi=== ==Electrons dans les liaisons chimiques== ==Limitation de la théorie de liaisons de valence== ==Détermination des propriétés chimiques== ==Voir aussi== * [[liaison covalente]] : [[Liaison π]], [[Liaison σ]], [[liaison osidique]] * [[liaison hydrogène]], * [[liaison ionique]], * [[liaison métallique]], * [[liaison de van der Waals]]. * l'[[interaction orbitalaire]]. *[[Énergie de liaison nucléaire]] ==Liens externes== * [http://www.geocities.com/Tokyo/3238/mendelei.html Liste des différentes liaisons, classés par éléments.] {{Portail|chimie|physique}} [[Catégorie:liaison chimique|*]] [[ar:رابطة كيميائية]] [[bg:Химична връзка]] [[bs:Hemijska veza]] [[ca:Enllaç químic]] [[cs:Chemická vazba]] [[de:Chemische Bindung]] [[el:Χημικός δεσμός]] [[en:Chemical bond]] [[eo:Kemia ligo]] [[es:Enlace químico]] [[et:Keemiline side]] [[fa:پیوند شیمیایی]] [[fi:Kemiallinen sidos]] [[gl:Enlace químico]] [[he:קשר כימי]] [[hu:Kémiai kötés]] [[id:Ikatan kimia]] [[io:Kemia ligo]] [[it:Legame chimico]] [[ja:化学結合]] [[ko:화학 결합]] [[la:Vinculum chemicum]] [[lmo:Ligamm Chimich]] [[lt:Cheminis ryšys]] [[lv:Ķīmiskā saite]] [[mk:Хемиска врска]] [[mr:रासायनिक बंध]] [[ms:Ikatan kimia]] [[nl:Chemische binding]] [[nn:Kjemisk binding]] [[no:Kjemiske bindinger]] [[pl:Wiązanie chemiczne]] [[pt:Ligação química]] [[ro:Legătură chimică]] [[ru:Химическая связь]] [[sh:Hemijska veza]] [[simple:Chemical bond]] [[sk:Chemická väzba]] [[sl:Kemijska vez]] [[sr:Хемијска веза]] [[su:Beungkeut kimia]] [[sv:Kemisk bindning]] [[ta:வேதியியற் பிணைப்பு]] [[th:พันธะเคมี]] [[tl:Kawing kimikal]] [[tr:Kimyasal bağlar]] [[uk:Хімічний зв'язок]] [[vi:Liên kết hóa học]] [[yi:כעמישער בונד]] [[zh:化学键]]