Liaisons chimiques et molécules

Introduction

Les atomes isolés sont rarement stables dans la nature. Pour atteindre une configuration électronique plus stable, ils s’associent entre eux en formant des liaisons chimiques. Comprendre ces liaisons permet d’expliquer pourquoi certaines molécules existent, quelle forme elles adoptent dans l’espace et quelles propriétés physiques en découlent. C’est un chapitre fondamental qui fait le lien entre la structure microscopique de la matière et ses propriétés macroscopiques observables.

Section 1 — La liaison covalente et le schéma de Lewis

Principe de la liaison covalente

Une liaison covalente résulte de la mise en commun de deux électrons (un de chaque atome, ou les deux du même atome dans le cas d’une liaison dative) entre deux atomes. Cette mise en commun permet à chaque atome de compléter sa couche externe et de satisfaire la règle de l’octet (ou du duet pour l’hydrogène).

On distingue différents types de liaisons covalentes :

• Liaison simple (—) : mise en commun de 2 électrons (1 doublet liant)
• Liaison double (=) : mise en commun de 4 électrons (2 doublets liants)
• Liaison triple (≡) : mise en commun de 6 électrons (3 doublets liants)

Plus une liaison est multiple, plus elle est courte et forte (énergie de liaison élevée).

Le schéma de Lewis

Le schéma de Lewis est une représentation plane d’une molécule qui montre :

• Les doublets liants : paires d’électrons partagées entre deux atomes (représentées par un tiret —)
• Les doublets non liants (ou paires libres) : paires d’électrons appartenant à un seul atome (représentées par deux points ou un tiret sur l’atome)

Méthode pour construire un schéma de Lewis :

1. Compter le nombre total d’électrons de valence de tous les atomes
2. Déterminer le nombre de doublets total : $n_{doublets} = \frac{n_{\text{électrons de valence}}}{2}$
3. Placer les liaisons (doublets liants) entre les atomes
4. Compléter avec les doublets non liants pour respecter l’octet

Exemple — la molécule d’eau $H_2O$ :

• Électrons de valence : $O$ apporte 6, chaque $H$ apporte 1 → total = $6 + 2 \times 1 = 8$ soit 4 doublets
• L’oxygène forme 2 liaisons simples O—H (2 doublets liants) et conserve 2 doublets non liants
• Chaque hydrogène satisfait la règle du duet, l’oxygène satisfait la règle de l’octet ($2 + 2 \times 2 = 8$ électrons autour de lui, en comptant les doublets liants et non liants)

Section 2 — Géométrie des molécules (méthode VSEPR)

La forme tridimensionnelle d’une molécule n’est pas visible sur le schéma de Lewis (qui est plan). Pour la prédire, on utilise la méthode VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) : les doublets (liants et non liants) autour d’un atome central se repoussent et s’éloignent le plus possible les uns des autres.

Points importants :

• Les doublets non liants comptent dans la répulsion mais ne sont pas visibles dans la géométrie observée de la molécule.
• Un doublet non liant repousse davantage qu’un doublet liant, ce qui réduit légèrement les angles entre les liaisons (d’où $104,5°$ pour $H_2O$ au lieu de $109,5°$).
• Les liaisons doubles et triples comptent comme un seul « groupe » dans le modèle VSEPR.

Section 3 — Polarité et interactions intermoléculaires

Électronégativité et liaison polarisée

L’électronégativité ($\chi$) d’un atome mesure sa capacité à attirer les électrons d’une liaison covalente. L’échelle de Pauling est la plus utilisée :

$$\chi_F > \chi_O > \chi_N > \chi_{Cl} > \chi_C > \chi_H$$

Lorsque deux atomes liés ont des électronégativités différentes, la liaison est polarisée : le nuage électronique est décalé vers l’atome le plus électronégatif. On note les charges partielles $\delta^+$ et $\delta^-$.

Molécule polaire ou apolaire

Une molécule est polaire si la somme vectorielle des moments dipolaires de ses liaisons est non nulle ($\vec{\mu} \neq \vec{0}$). Cela dépend à la fois de la polarité des liaisons et de la géométrie :

• $H_2O$ : liaisons O—H polaires + géométrie coudée → polaire
• $CO_2$ : liaisons C=O polaires + géométrie linéaire → les moments s’annulent → apolaire

Conséquences sur les propriétés physiques

Les interactions entre molécules déterminent les propriétés macroscopiques (température d’ébullition, solubilité…) :

• Interactions de Van der Waals : présentes entre toutes les molécules, augmentent avec la taille
• Liaisons hydrogène : interaction plus forte entre un atome $H$ lié à $O$, $N$ ou $F$ et un doublet non liant d’un autre atome $O$, $N$ ou $F$. C’est ce qui explique la température d’ébullition anormalement élevée de l’eau ($100°C$) comparée à $H_2S$ ($-60°C$).

Application numérique

Construisons le schéma de Lewis de $NH_3$ :

1. Électrons de valence : $N$ = 5, chaque $H$ = 1 → total = $5 + 3 = 8$ soit 4 doublets
2. $N$ forme 3 liaisons N—H (3 doublets liants) et conserve 1 doublet non liant
3. Géométrie VSEPR : 3 liants + 1 non liant → pyramidale (angle $\approx 107°$)
4. Les liaisons N—H sont polaires ($\chi_N > \chi_H$) et la géométrie brise la symétrie → $NH_3$ est polaire

À retenir

• Une liaison covalente est une mise en commun d’électrons entre deux atomes.
• Le schéma de Lewis représente les doublets liants et non liants d’une molécule.
• La méthode VSEPR prédit la géométrie 3D en minimisant les répulsions entre doublets.
• Une molécule est polaire si ses moments dipolaires ne se compensent pas.
• Les liaisons hydrogène et les interactions de Van der Waals expliquent les propriétés physiques macroscopiques.