Chapitre 3
La liaison chimique
Objectifs
Ce chapitre décrit les liaisons entre espèces chimiques. Nous exposons dans un premier temps l’approche classique (fiches 33 à 39) de la théorie de Lewis selon laquelle
toute liaison entre deux atomes dans une molécule résulte du partage d’une paire
électronique, théorie fondamentale dont est issue la notion de mésomérie qui permet
de préciser de nombreuses propriétés chimiques des molécules insaturées.
Nous traitons ensuite de l’approche quantique (fiches 40 à 51) en montrant comment les orbitales atomiques se combinent entre elles pour former des orbitales
moléculaires. Les principes de construction des OM sont exposés sur des systèmes simples tels que H2 ou HeH et sont ensuite appliqués à des molécules plus
complexes comme le benzène.
Enfin nous présentons les deux forces (les liaisons hydrogène et les forces de
van der Waals) qui permettent d’établir des liaisons entre les molécules (fiches 51
à 57). Ces liaisons intermoléculaires, particulièrement déterminantes en biologie,
permettent également d’expliquer les phénomènes de solvatation.
■O
O
c
û
> jD
t H
O
CM
(y )
01
>C L
O
U
Les bonus web sur www.cjbimie-generale.net
Testez vos connaissances sur ce chapitre avec le quiz en ligne corrigé et commenté !
Retrouvez les adresses web correspondant aux contenus suivants :
■ Programmes de type Hückel pour le calcul des OM, disponible sur le site HuLiS
(iSm2 de Marseille). Utile pour effectuer très simplement des calculs élémentaires
sur les orbitales moléculaires des polyènes.
■ Vidéo d’une quarantaine de minutes sur la liaison chimique proposée par le Laboratoire de Chimie théorique de l’université Pierre et Marie Curie (UPMC, Paris).
■ Base de données du Laboratoire de Chimie théorique de l’université Pierre et Marie
Curie (UPMC, Paris) pour le calcul des structures et des orbitales moléculaires.
■ Film sur la structure électronique des molécules.
■ Films montrant quelques exemples de réactions chimiques.
Retrouvez les figures en couleurs des orbitales moléculaires de la molécule N^ et des
orbitales moléculaires de type t t du butadiène.
La liaison chimique
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toute liaison entre deux atomes dans une molécule résulte du partage d’une paire
électronique, théorie fondamentale dont est issue la notion de mésomérie qui permet
de préciser de nombreuses propriétés chimiques des molécules insaturées.
Nous traitons ensuite de l’approche quantique (fiches 40 à 51) en montrant comment les orbitales atomiques se combinent entre elles pour former des orbitales
moléculaires. Les principes de construction des OM sont exposés sur des systèmes simples tels que H2 ou HeH et sont ensuite appliqués à des molécules plus
complexes comme le benzène.
Enfin nous présentons les deux forces (les liaisons hydrogène et les forces de
van der Waals) qui permettent d’établir des liaisons entre les molécules (fiches 51
à 57). Ces liaisons intermoléculaires, particulièrement déterminantes en biologie,
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orbitales moléculaires de type t t du butadiène.