2. Liaisons chimiques et forces intermoléculaires✅

CHIMIE – Liaisons et Propriétés Moléculaires

1. Liaisons Chimiques et Géométrie Moléculaire

Une réaction chimique résulte d'interactions entre les électrons de valence.

1.1. Modèle de Lewis de la Liaison Covalente

La liaison covalente est la mise en commun de 2 électrons de valence (doublet électronique) pour former un composé moléculaire. Ce sont des interactions fortes (centaines de kJ.mol⁻¹).

• Liaison simple (Schéma n°1): Chaque atome apporte 1 électron. Ex: ,

• Liaison de coordination/dative (Schéma n°2): Un atome donne le doublet, l'autre a une orbitale vacante. Ex: (l'oxygène est le donneur, l'accepteur).

• Liaisons multiples:

  • Double liaison (Explications: ):

    • 1 liaison (recouvrement axial)

    • 1 liaison (recouvrement latéral)

  • Triple liaison (Ex: ):

    • 1 liaison

    • 2 liaisons

• Valence de Lewis: Nombre d'électrons célibataires d'un atome à l'état fondamental. Cependant, l'état de valence peut différer (ex: carbone dans où il est tétravalent).

1.2. Géométrie des Molécules et Hybridation Atomique

La géométrie s'explique par l'hybridation des orbitales atomiques (OA).

• Hybridation sp³:

  • Mélange d'1 OA s et 3 OA p pour donner 4 OA hybrides sp³ identiques, d'énergie égale, orientées à .

  • Ex: (Tétraédrique), (Pyramidale, angle à cause du doublet non liant), (Coudée, angle à cause des deux doublets non liants).

• Hybridation sp²:

  • Mélange d'1 OA s et 2 OA p pour donner 3 OA hybrides sp² identiques, orientées à dans un plan. Reste 1 OA p pure non hybridée.

  • Implique une double liaison (1 + 1 ). La liaison rigidifie la liaison (pas de libre rotation).

  • Ex: Éthylène (), , (géométries trigonales planes).

• Hybridation sp:

  • Mélange d'1 OA s et 1 OA p pour donner 2 OA hybrides sp identiques, orientées à (linéaire). Restent 2 OA p pures non hybridées.

  • Implique une triple liaison (1 + 2 ) ou deux doubles liaisons isolées.

  • Ex: Acétylène (), , (géométries linéaires).

• Hybridation sp³d²:

  • Géométrie octaédrique pour les métaux de transition (bloc d), qui forment des complexes métalliques par liaisons de coordination.

  • Ex: Complexe hexafluoroferrate , Hémoglobine (cofacteur), Vitamine (), Cyt ().

1.3. Polarisation des Liaisons

Dépend de la différence d'électronégativité () entre les atomes liés.

• (Ex: ): Liaison non polarisée, nuage électronique homogène.

• (Ex: ): Liaison polarisée, l'atome le plus électronégatif attire les électrons (), l'autre devient .

1.4. La Liaison Ionique

Si : L'atome le plus électronégatif capte l'électron de l'autre, formant des ions (). Les ions sont unis par forces électrostatiques.

1.5. Moment Dipolaire

Caractérise la polarité d'une molécule. (où est la charge partielle et la distance entre les centres de charges).

• Molécule apolaire: (Ex: , si symétrique).

• Molécule polaire: (Ex: , ).

2. Interactions Intermoléculaires (Intégration multi-chapitres)

Ce sont des interactions faibles (dizaines de kJ.mol⁻¹), mais cruciales pour les propriétés des systèmes biologiques.

2.1. Interactions Électrostatiques

Concerne les ponts salins entre groupements de charges opposées (Ex: résidus acides/basiques dans les protéines).

2.2. Interactions de Van der Waals

Interactions de faible intensité à courte distance entre molécules polarisées ou polarisables. Elles sont à l'origine de la cohésion des solides moléculaires et diminuent rapidement avec la distance.

• a) Interactions de Keesom (dipôle permanent - dipôle permanent):

  • Entre deux molécules polaires.

  • Ex: Acétone. Explique sa plus élevée que le butane ( similaire).

• b) Interactions de Debye (dipôle permanent - dipôle induit):

  • Entre une espèce polaire et une espèce apolaire.

  • Le dipôle permanent induit une polarisation dans la molécule apolaire.

• c) Interactions de London (dipôle instantané - dipôle induit):

  • Entre molécules apolaires (ou toutes les molécules).

  • Création d'un dipôle instantané dû à la distribution non uniforme des électrons, qui induit un dipôle chez la voisine.

  • Ces forces augmentent avec la taille et la polarisabilité des molécules.

  • Ex: Chaînes d'hydrocarbures aliphatiques, halogènes (, ).

2.3. La Liaison Hydrogène (LH)

Plus forte que les interactions de Van der Waals (10 à 30 kJ.mol⁻¹).Résulte de l'interaction entre:

• Un atome très électronégatif (O, N, F), petit, avec un doublet non liant (accepteur de LH).

• Un hydrogène lié à un atome très électronégatif (donneur de LH).

• Liaisons Hydrogène intermoléculaires:

  • Entre différentes molécules.

  • Ex: (structure de la glace, au lieu de sans LH), appariement des bases de l'ADN ( (2 LH), (3 LH)).

  • Conséquence: et plus élevées car il faut plus d'énergie pour rompre ces liaisons.

• Liaisons Hydrogène intramoléculaires:

  • Dans la même molécule.

  • Ex: Ortho-nitrophénol, acide pyruvique, ortho-diphénol.

  • Conséquence: et plus basses car moins de LH intermoléculaires.

2.4. L'Effet Hydrophobe

Phénomène où les composés apolaire ("qui n'aiment pas l'eau") se regroupent pour minimiser leur contact avec l'eau, formant une phase distincte.

• Minimisation de la surface de contact avec l'eau.

• Les molécules sont maintenues par des forces de London.

• Ex: Formation de micelles par les savons, bicouche lipidique par les phospholipides.