Deux atomes sont liés quand il y a des forces qui s’opposent à leur séparation. Ces forces constituent la liaison chimique.

Partant de la constatation expérimentale que les atomes des gaz rares ont une stabilité remarquable, Lewis a émis l’hypothèse qu’une liaison chimique devait conduire à l’édification de structures comparables à celle des gaz rares.

      A. La liaison covalente

ou liaison par électrons partagés ; elle est assurée par un doublet d’électrons commun aux deux atomes.

         A.1. Molécule homonucléaire

Les deux atomes ont la même aptitude à attirer les électrons.

Exemple : le dichlore

Cl = 3s² 3p⁵

Il y a 8 électrons autour de chaque atome de Chlore ; Le nombre d’atome propre à chaque atome est de 7.

C’est une liaison de covalence pure.

         A.2. Molécule hétéronucléaire

Il y a 2 éléments différents. La liaison entre ces éléments présente un caractère ionique car A et B n’ont pas la même affinité électronique. C’est une liaison de covalence polarisée.

Le caractère ionique peut être mesuré par le moment dipolaire.

Exemple : Ammoniac NH₃

N : 2s² 2p³ 

H : 1s¹         

Il y a 8 électrons autour de l’azote, dont 5 sont propres à l’azote.

      B. La liaison de coordination ou liaison dative

L’un des deux atomes, le donneur, ou nucléophile, ou base de Lewis, fournit un doublet déjà constitué dans sa couche externe à un accepteur (qui présente une case vide) ou électrophile ou acide de Lewis

Ex : Hcl acide chlorhydrique H 1s¹       H+ :

Cl : 3s² 3p⁵            

Cl^- : 3s² 3p⁶      

Action du proton sur l’ammoniac conduisant à NH4⁺

Le nombre total d’électrons autour de l’azote est de 8, la règle de l’octet est donc respectée. Le nombre d’électrons propres est de 4 : il en manque 1, donc on fait figurer une charge⁺.

Les doublets assurant des liaisons sont dits doublets liants, et les autres sont dits non liants ou paire libre (2 e^- impairs).

Pour NH₃ : 1 paire libre, 3 doublets liants.                          H₂O : 2 paires libres, 2 doublets liants.

Existence des cases vides : orbitales vides.
La formation des liaisons ne conduit pas nécessairement à une configuration électronique à 8 e-.
Exemple : AlCl3 trichlorure d’Aluminium

Al :3s² 3p¹    

                                                                                                          Acide de Lewis

Soit X un halogène (par ex Cl^-) Al Cl₃ + R—ê Þ AlCl₄^- + R⁺ : formation d’un carbocation

Deux atomes peuvent mettre en commun plus d’un doublet électronique. Ils s’unissent alors par une liaison double (2 doublets communs) ou triple (3 doublets communs). L’une des liaisons est une liaison s et l’autre ou les 2 autres sont des liaisons p.

Ex : CO

C : 2s² 2p² ­ ¯ ­ ­      

O : 2s² 2p⁴ ­ ¯ ­ ¯ ­ ­         

Il y a 6 e^- dans la couche externe de O

N₂ : diazote                             

N : 2s² 2p³

Tétravalence du carbone

C : 2s² 2p² configuration : CH₂      Pour comprendre le composé CH₄, il faut faire passer un e^- de l’orbitale 2s à l’orbitale 2p.

Par conséquent, il faudrait admettre la possibilité de 2 types de liaisons. En réalité, les 4 liaisons sont identiques

Par exemple :

* CH3CN : acétonitrile
* Acétone propanone
* Carbanion C(CH3)-3
* Carbocation C(CH3)+3
* Trichlorure de Phosphore PCl3
 

Il y a des exceptions à la règle de l’octet à partir du niveau 3 de la classification.

Supplément (cours raf)