1. Formation des liaisons

Les réactions chimiques font intervenir la formation de nouvelles liaisons mais aussi la rupture de liaisons. A ce titre, on note deux types de rupture de liaison :

Rupture homolytique : Dans ce cas la liaison est rompue de façon à donner deux radicaux, c'est-à-dire deux espèces de même nature.

Rupture hétérolytique : Dans ce cas la liaison est rompue de façon à former un couple d'ion c'est-à-dire un anion et un cation, donc des espèces qui ne sont pas de même nature.

 

 

2. Hybridation

Une liaison chimique est donc un lien qui unit deux atomes entre eux, deux atomes d'oxygène, d'hydrogène, de carbone ou bien un atome d'oxygène et un atome de carbone, etc...

Deux atomes peuvent être liés entre eux par une ou plusieurs liaisons. C'est le cas notamment pour les atomes de carbone. Si deux atomes de carbone sont liés par deux liaisons on parle d'alcène, s'ils sont liés par trois liaisons on parle alors d'alcyne.

L'atome de carbone possède donc la propriété de se lier à quatre voisins et ceci grâce à son état d'hybridation, c'est-à-dire un état excité. La configuration électronique d'un atome de carbone est la suivante : 1s22s22px12py12pz0. C'est alors qu'un des deux électrons de la couche 2s est promu dans l'orbitale 2pz vacante de façon à obtenir l'état excité suivant : 1s22s12px12py12pz1. Les orbitales s et p n'étant pas équivalente en terme de stabilité, elles se combinent pour former 3 orbitales p et 1 s on parle alors d'hybridation dans l'état sp3. Ainsi dans le méthane CH4, l'atome de carbone est hybridé sp3 donc les quatre liaisons C-H sont identiques.

Cas du méthane, étude au niveau orbitalaire :

Sur le même principe, pour les doubles liaisons l'hybridation est de type sp2, il y a alors 3 liaisons identiques sp2 et une orbitale 2p non hybridée, cette orbitale forme ce que l'on appelle une liaison p, dans ce cas on a donc 3 liaisons s et 1 liaison p.

 Les alcynes sont quant à eux hybridés sp c'est-à-dire deux liaisons s et deux liaisons p.  

 

3. Tableau des énergies de liaisons

 

Liaison

Energie (kcal/mol)

Liaison

Energie (kcal/mol)

Liaison

Energie (kcal/mol)

C–C

83-85

C=C

146-151

CºC

199-200

C–O

85-91

C=O

173-181

   

C–N

69-75

C=N

181

CºN

204

C–H

96-99

O–H

110-111

N–H

93

S–H

82

C–S

61

   

C–Cl

79

C–Br

66

C–I

52

N–N

39

N=N

98

NºN

226

O-O

38

O=O

119

   

Si‑O

95

Si‑F

145.7

   

Ti‑O

100

Zr‑O

120

P‑O

142

Pour une revue, voir Can. J. Chem. 1960, 38, 2367 et Bull. Acad. Sci. USSR, Div. Chem. Sci. 1960, 149.

 

4. Acides et Bases de Lewis

4.1 Définitions

Base de Lewis : entité qui possède des paires libres d’électrons et qui peuvent les partager.
Acide de Lewis : entité qui possède une lacune électronique et qui cherche à combler cette lacune.

Certains acides de Lewis sont des composés très réactifs et donc peu stable, il devient donc nécessaire de les stabiliser à l’aide d’une base de Lewis. C’est le cas de l’éthérate de trifluorure de bore. Ce produit, commercialement disponible, est vendu sous forme d’un complexe qui le stabilise :

 

4.2 Force des acides de Lewis

Le classement suivant regroupe les acides de Lewis du plus fort au moins fort.

 

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