Liaison chimique

Une liaison chimique est une attraction entre atomes qui permet la formation de des substances chimiques qui contiennent deux ou plusieurs atomes. La liaison est causé par la force électrostatique d'attraction entre les charges opposées, soit entre les électrons et les noyaux , ou comme le résultat d'une attraction dipôle. La force des liaisons chimiques varie considérablement; il existe des «liens forts» comme covalente ou liaisons ioniques et des liaisons faibles "" tels que interactions dipôle-dipôle, le Forces de London et une liaison hydrogène.

Depuis charges opposées se attirent via un simple force électromagnétique , les chargés négativement électrons qui sont en orbite autour du noyau et les chargés positivement protons dans le noyau se attirent mutuellement. En outre, un électron placé entre deux noyaux seront attirés par les deux. Ainsi, la configuration la plus stable de noyaux et d'électrons est celui dans lequel les électrons passent plus de temps entre les noyaux, que partout ailleurs dans l'espace. Ces électrons provoquent les noyaux d'être attirés les uns aux autres, et cette attraction résultats dans le lien. Toutefois, cette assemblée ne peut se écrouler à une taille dictée par les volumes de ces particules individuelles. En raison de matière nature ondulatoire des électrons et leur masse plus petite, ils occupent une plus grande quantité de volume par rapport aux noyaux, et ce volume occupé par les électrons maintient les noyaux atomiques relativement éloignés, par rapport à la taille des noyaux eux-mêmes.

En général, une liaison chimique solide est associé à l'échange ou le transfert d'électrons entre les atomes participant. Les atomes dans les molécules , cristaux , métaux et gases- diatomic effet plus de l'environnement physique autour US- sont maintenues ensemble par des liaisons chimiques qui dictent le la structure et les propriétés de la matière en vrac.

Des exemples de Liaisons chimiques Lewis points de style entre le carbone C, l'hydrogène H, et l'oxygène O. Lewis depictures de points représentent une première tentative pour décrire liaison chimique et sont encore largement utilisés aujourd'hui.

Aperçu des principaux types de liaisons chimiques

Une liaison chimique est une attraction entre atomes. Cette attraction peut être considérée comme le résultat d'un comportement différent des électrons les plus externes des atomes. Bien que tous ces comportements se fondre dans l'autre de façon transparente dans diverses situations de liaison de sorte qu'il n'y a pas de ligne claire doit être établie entre eux, néanmoins comportements des atomes deviennent si qualitativement différente que le caractère de la liaison change quantitativement, qu'il demeure utile et coutumier faire la distinction entre les obligations qui causent ces différentes propriétés de la matière condensée .

Dans la vue la plus simple d'un soi-disant 'Covalente' liaison, un ou plusieurs électrons (souvent une paire d'électrons) sont attirés dans l'espace entre les deux noyaux atomiques. Ici, les électrons chargés négativement sont attirées par les charges positives des deux noyaux, au lieu de leur propre. Ce surmonte la répulsion entre les deux noyaux chargés positivement des deux atomes, et ainsi de cette attraction écrasante détient les deux noyaux dans une configuration fixe de l'équilibre, même se ils seront toujours vibrer à la position d'équilibre. Ainsi, la liaison covalente implique le partage d'électrons dans laquelle les noyaux chargés positivement de deux ou plusieurs atomes simultanément attirent les électrons chargés négativement qui sont partagées entre eux. Ces obligations exister entre deux atomes identifiables particuliers, et ont une direction dans l'espace, leur permettant d'être représentées par des lignes de connexion simples entre les atomes dans les dessins, ou modélisés comme des bâtons entre les sphères dans les modèles. Dans un liaison covalente polaire, un ou plusieurs électrons sont inégalement réparti entre deux noyaux. Les liaisons covalentes aboutissent souvent à la formation de petits ensembles d'atomes mieux connectés appelées molécules , dans lequel les solides et les liquides sont liées à d'autres molécules par des forces qui sont souvent beaucoup plus faibles que les liaisons covalentes qui maintiennent les molécules à l'intérieur ensemble. De telles liaisons intermoléculaires faibles donnent des substances moléculaires organiques, tels que des cires et des huiles, leur caractère souple en vrac, ainsi que leurs points de fusion bas (dans des liquides, les molécules doivent cesser contact le plus structurée ou orientée à l'autre). Lorsque des liaisons covalentes lien longues chaînes d'atomes dans les grandes molécules, cependant (comme dans les polymères tels que nylon), ou lorsque des liaisons covalentes se étendent dans des réseaux solides qui ne sont pas composées de molécules discrètes (telles que le diamant ou le quartz ou le silicates dans de nombreux types de roches), puis les structures qui en résultent peuvent être à la fois fort et dur, au moins dans la direction orientée correctement avec les réseaux de liaisons covalentes. En outre, les points de fusion de ces polymères et les réseaux covalents augmentent considérablement.

Dans une vue simplifiée d'un liaison ionique, l'électron de liaison ne est pas partagée du tout, mais transféré. Dans ce type de liaison, l'externe orbitale atomique d'un atome a une vacance qui permet l'ajout d'un ou plusieurs électrons. Ces électrons nouvellement ajoutées occupent potentiellement un état d'énergie inférieur (en fait plus proche de la charge plus de nucléaire) que qu'ils vivent dans un atome différent. Ainsi, un noyau offre une position plus étroitement lié à électrons que ne le fait un autre noyau, de sorte que l'on peut transférer un atome d'électrons à l'autre. Ce transfert provoque un atome d'assumer une charge nette positive, et l'autre d'assumer une charge nette négative. Le lien résulte alors de l'attraction électrostatique entre les atomes, et les atomes deviennent positives ou chargés négativement ions . Les liaisons ioniques peuvent être considérés comme des exemples extrêmes de polarisation dans des liaisons covalentes. Souvent, ces obligations ne ont pas d'orientation particulière dans l'espace, car ils résultent de l'attraction électrostatique égale de chaque ion à tous les ions autour d'eux. Les liaisons ioniques sont fortes (et donc substances ioniques nécessitent des températures élevées pour faire fondre), mais aussi fragile, car les forces entre les ions sont à courte portée, et ne comblent pas facilement les fissures et les fractures. Ce type de cautionnement donne un caractère physique charactistic aux cristaux de sels minéraux classiques, tels que le sel de table.

Un type de liaison moins souvent mentionné est la lien métallique. Dans ce type de liaison, chaque atome de métal don une ou plusieurs électrons à un "mer" d'électrons qui se trouvent entre plusieurs atomes de métal. Dans cette mer, chaque électron est libre (du fait de sa nature d'onde) à être associé à un grand nombre d'atomes à la fois. Le lien résultats parce que les atomes de métal deviennent peu chargé positivement en raison de la perte de leurs électrons, tandis que les électrons restent attirés par de nombreux atomes, sans faire partie de ne importe quel atome donné. Liaison métallique peut être considérée comme un exemple extrême de la délocalisation d'électrons sur un grand système de liaisons covalentes, dans lequel chaque atome participe. Ce type de liaison est souvent très forte (conduisant à la résistance à la traction de métaux). Toutefois, les liaisons métalliques sont plus de nature collective que les autres types, et ils permettent cristaux de métal de se déformer plus facilement, car ils sont composés d'atomes attirés les uns aux autres, mais pas en aucune façon particulièrement orientées. Il en résulte la malléabilité des métaux. La mer d'électrons en obligations métalliques provoque la caractéristique bonne conductivité électrique et thermique des métaux, ainsi que leur réflexion "brillant" de la plupart des fréquences de lumière blanche.

Toutes les obligations peuvent être expliqués par la théorie quantique, mais, dans la pratique, les règles de simplification permettent chimistes pour prédire la force, la directivité et la polarité des obligations. Le règle de l'octet et Théorie VSEPR sont deux exemples. Théories plus sophistiquées sont la théorie de la valence de liaison qui comprend hybridation orbital et résonance, et la combinaison linéaire des orbitales atomiques méthode orbitale moléculaire qui comprend ligand théorie de champ. Electrostatics sont utilisés pour décrire polarités obligataires et les effets qu'ils ont sur les substances chimiques.

Histoire

Début des spéculations sur la nature de la liaison chimique, de dès le 12ème siècle, a supposé que certains types de les espèces chimiques ont été joints par un type de affinité chimique. En 1704, Isaac Newton a exposé sa célèbre théorie de la liaison atomique, dans "31 requête" de son Opticks, lequel atomes attachent les uns aux autres par une " vigueur ". Plus précisément, après avoir reconnu les diverses théories populaires en vogue à l'époque, de la façon dont ont été motivées atomes d'attacher les uns aux autres, ce est à dire «atomes crochus», «collés ensemble par le repos» ou «collées en conspirant mouvements", Newton affirme que il aurait plutôt déduire de leur cohésion, que «particules attirent entre eux par certaines vigueur , qui, au contact immédiat est extrêmement forte, à de petites distances effectue les opérations chimiques, et atteint non loin des particules avec un effet sensible. "

En 1819, sur les talons de l'invention de la pile de Volta, Jöns Jakob Berzelius a développé une théorie de la combinaison chimique soulignant le caractère électronégatif et électropositive des atomes de combinaison. Vers le milieu du 19e siècle, Edward Frankland, FA Kekulé, AS Couper, Alexander Butlerov, et Hermann Kolbe, se appuyant sur le théorie des radicaux, a développé la théorie de valence , appelé à l'origine "combinaison de puissance", dans lequel les composés ont été rejoints grâce à une attraction de pôles positifs et négatifs. En 1916, le chimiste Gilbert N. Lewis a développé le concept de la liaison de paire d'électrons, dans lequel deux atomes d'hydrogène peuvent partager une à six électrons, formant ainsi la liaison à un électron , un liaison simple, un double liaison, ou d'un triple liaison; dans les propres mots de Lewis, "Un électron peut former une partie de l'enveloppe de deux atomes différents et ne peut être dit appartenir à l'une exclusivement."

Cette même année, Walther Kossel mis en avant une théorie similaire à Lewis seulement son modèle supposé transferts complets d'électrons entre les atomes, et était donc un modèle de des liaisons ioniques. Tant Lewis et Kossel structurées leurs modèles de liaison sur celle de Loi d'Abegg (1904).

En 1927, la première description quantique mathématiquement complète d'une liaison chimique simple, ce est à dire celle produite par un seul électron dans l'ion moléculaire de l'hydrogène, H ₂ ^+, a été obtenue par le physicien danois Oyvind Burrau. Ce travail a montré que l'approche quantique de liaisons chimiques pourrait être fondamentale et quantitative correcte, mais les méthodes mathématiques utilisées ne saurait être étendue à des molécules contenant plus d'un électron. Un plus pratique, quoique moins quantitative, l'approche a été mise en avant dans la même année par Walter et Heitler Fritz London. La méthode Heitler-Londres constitue la base de ce qu'on appelle aujourd'hui la théorie de la valence de liaison. En 1929, la combinaison linéaire des orbitales atomiques méthode orbitale moléculaire (LCAO) rapprochement a été présenté par Sir John Lennard-Jones, qui a également suggéré des méthodes pour calculer les structures électroniques de molécules de F ₂ ( fluor ) et O ₂ ( oxygène ) des molécules, de principes quantiques de base. Cette théorie des orbitales moléculaires représente une liaison covalente comme une orbitale formé en combinant la mécanique quantique Schrödinger orbitales atomiques qui avaient été hypothétiques pour les électrons dans les atomes simples. Les équations pour les électrons dans les atomes de liaison multi-électrons ne peuvent être résolus à la perfection mathématique (ce est à dire, analytique), mais des approximations pour eux encore donné beaucoup de bonnes prévisions qualitatives et les résultats. La plupart des calculs quantitatifs moderne chimie quantique utilisent soit liaison de valence ou théorie des orbitales moléculaires comme point de départ, même si une troisième approche, Densité de la théorie fonctionnelle, est devenu de plus en plus populaire ces dernières années.

En 1933, HH James et AS Coolidge effectue un calcul sur la molécule de dihydrogène que, contrairement à tout calcul précédent qui utilise des fonctions seulement de la distance de l'électron du noyau atomique, les fonctions qui également ajoutés explicitement la distance entre les deux électrons utilisé. Avec jusqu'à 13 paramètres ajustables ont obtenu un résultat très proche du résultat expérimental de l'énergie de dissociation. Extensions ultérieures ont utilisé jusqu'à 54 paramètres et donner un excellent accord avec l'expérience. Ce calcul a convaincu la communauté scientifique que la théorie quantique pourrait donner accord avec l'expérience. Toutefois, cette approche n'a aucun des images physiques de la liaison de valence et théories orbitales moléculaires et est difficile à étendre à des molécules plus grandes.

Théorie de la liaison de valence

En 1927, la théorie de la liaison de valence a été formulée et il fait valoir que la formation d'une liaison chimique lorsque deux électrons de valence, dans leur respective orbitales atomiques, ou la fonction de tenir deux noyaux ensemble, grâce aux effets de l'abaissement énergies du système. Se appuyant sur cette théorie, le chimiste Linus Pauling publié en 1931 ce que certains considèrent l'un des documents les plus importants de l'histoire de la chimie: "Sur la nature de la liaison chimique". Dans cet article, l'élaboration sur les travaux de Lewis, et la théorie de la liaison de valence (VB) de Heitler et Londres, et ses propres travaux antérieurs, Pauling a présenté six règles pour la liaison électronique partagé, les trois premiers ont été déjà généralement connu:

1. La liaison de paire d'électrons formant grâce à l'interaction d'un électron non apparié sur chacun des deux atomes.

2. Les spins des électrons doivent être opposés.

3. Une fois jumelés, les deux électrons ne peuvent pas prendre part à des liaisons supplémentaires.

Ses trois dernières règles étaient nouveaux:

4. Les termes électrons change pour le lien implique une seule fonction d'onde de chaque atome.

5. Les électrons disponibles sur le niveau d'énergie le plus bas forment des liaisons fortes.

6. De deux orbitales dans un atome, celui qui peut chevaucher le plus avec une orbitale d'un autre atome formera le lien le plus fort, et ce lien aura tendance à se allonger dans le sens de l'orbitale concentré.

Se appuyant sur cet article, de Pauling 1939 manuel: Sur la nature de la liaison chimique deviendrait ce que certains ont appelé la «Bible» de la chimie moderne. Ce livre a aidé chimistes expérimentaux pour comprendre l'impact de la théorie quantique de la chimie. Cependant, l'édition tard en 1959 n'a pas réussi à répondre adéquatement aux problèmes qui semblaient être mieux comprise par la théorie des orbitales moléculaires. L'impact de la théorie de valence diminué au cours des années 1960 et 1970 que la théorie des orbitales moléculaires a grandi dans utilité comme il a été mis en œuvre dans les grandes informatiques numériques programmes. Depuis les années 1980, les problèmes les plus difficiles de la mise en œuvre de la théorie liaison de valence dans les programmes informatiques ont été résolus en grande partie, et la théorie de liaison de valence a vu une résurgence.

Comparaison des liaison de valence et théorie des orbitales moléculaires

A certains égards, la théorie de la liaison de valence est supérieure à la théorie des orbitales moléculaires. Lorsqu'il est appliqué à la molécule simple à deux électrons, H _2, la théorie de la liaison de valence, même à la simple approche Heitler-Londres, donne une approximation beaucoup plus proche de la énergie de liaison, et il fournit une représentation beaucoup plus précise du comportement des électrons comme les liaisons chimiques sont formées et rompues. En revanche théorie des orbitales moléculaires simples prédit que la molécule d'hydrogène se dissocie en une superposition linéaire d'atomes d'hydrogène et des ions hydrogène positifs et négatifs, un résultat tout à fait non physique. Cela explique en partie pourquoi la courbe de l'énergie totale de la distance interatomique pour la méthode de liaison de valence se situe en dessous de la courbe de la méthode des orbitales moléculaires à toutes les distances et le plus particulièrement pour les grandes distances. Cette situation se produit pour toutes les molécules diatomiques homonucléaires et est particulièrement un problème pour F _2, où l'énergie minimum de la courbe avec la théorie des orbitales moléculaires est encore plus élevé en énergie que l'énergie de deux atomes F.

Les concepts d'hybridation sont polyvalents, et la variabilité dans la liaison dans la plupart des composés organiques est si modeste, que la théorie de liaison de valence demeure une partie intégrante du vocabulaire de la chimie organique. Cependant, le travail de Friedrich Hund, Robert Mulliken, et Gerhard Herzberg a montré que la théorie des orbitales moléculaires fourni une description plus appropriée du spectroscopique, ionisation et propriétés magnétiques des molécules. Les insuffisances de la théorie de liaison de valence est devenu évident lorsque les molécules hypervalentes (par exemple PF ₅₎ ont été expliqués sans l'utilisation d'orbitales d qui étaient cruciales au régime liaison d'hybridation proposé pour ces molécules par Pauling. Complexes métalliques et composés déficients électrons (par exemple, diborane) semble aussi être bien décrit par la théorie des orbitales moléculaires, bien que les descriptions de liaison de valence ont été faites.

Dans les années 1930, les deux méthodes, fortement concurrencée jusqu'à ce qu'il soit rendu compte que ce sont deux approximations à une meilleure théorie. Si nous prenons la structure de liaison de valence simple et mélanger dans toutes les structures covalentes et ioniques possibles découlant d'un ensemble particulier de orbitales atomiques, nous arrivons à ce qu'on appelle la fonction d'onde d'interaction de configuration complète. Si nous prenons la description des orbitales moléculaires simples de l'état du sol et combinons cette fonction avec les fonctions décrivant tous les états excités possibles en utilisant orbitales inoccupés découlant du même ensemble d'orbitales atomiques, nous atteignons aussi la pleine fonction d'onde d'interaction de configuration. Il peut être alors vu que l'approche orbitale moléculaire simple donne trop de poids aux structures ioniques, tandis que l'approche simple liaison de valence donne trop peu. Cela peut également être décrit comme disant que l'approche orbitale moléculaire est trop délocalisée, alors que l'approche de liaison de valence est trop localisée.

Les deux approches sont maintenant considérées comme complémentaires, fournir à chaque ses propres idées sur le problème de la liaison chimique. Calculs modernes dans la chimie quantique commencent généralement à partir (mais finalement vont bien au-delà) une orbitale moléculaire plutôt qu'une approche de liaison de valence, non pas parce que de toute supériorité intrinsèque dans l'ancien, mais plutôt parce que l'approche MO est plus facilement adaptés aux calculs numériques. Cependant, les programmes d'obligations mieux de valence sont maintenant disponibles.

Obligations dans les formules chimiques

Le fait que les atomes et les molécules sont en trois dimensions, il est difficile d'utiliser une seule technique pour indiquer orbitales et des obligations. Dans les formules moléculaires des liaisons chimiques (orbitales de liaison entre les atomes) sont indiquées par différentes méthodes en fonction du type de discussion. Parfois, ils sont complètement négligés. Par exemple, dans la chimie organique chimistes sont parfois concernés que par la les groupes fonctionnels de la molécule. Ainsi, la formule moléculaire de l'éthanol peut être écrit dans un article en conformationnelle tridimensionnelle, pleine à deux dimensions (indiquant tout lien avec l'absence de directives en trois dimensions), comprimé à deux dimensions (CH ₃ CH ₂ OH), en séparant le groupe fonctionnel d'une autre partie de la molécule (C ₂ H ₅ OH), ou par ses constituants atomiques (C ₂ H ₆ O), selon ce qui est discuté. Parfois, même les électrons de valence shell non-liaison (avec les directions approximatives deux dimensions) sont marqués, ce est à dire pour le carbone _{élémentaire.} ^'C'. Certains chimistes peuvent également marquer les orbitales respectives, à savoir l'éthylène hypothétique ^-4 anion _(\ ^/ C = C _/ ^{\ -4)} indiquant la possibilité de formation d'une liaison.

Liaisons chimiques fortes

Liaisons chimiques fortes sont les forces intramoléculaires qui détiennent atomes ensemble dans les molécules . Une liaison chimique forte est formé à partir du transfert ou le partage d' électrons entre les centres atomiques et se appuie sur l' attraction électrostatique entre les protons dans les noyaux et les électrons dans les orbitales. Bien que ces liaisons comportent généralement le transfert des nombres entiers d'électrons (ce qui est le ordre de liaison, ce qui représente une transféré électrons ou deux électrons partagés), certains systèmes peuvent avoir des chiffres intermédiaires d'obligations. Un exemple de ceci est la molécule organique benzène , où l'ordre de liaison est de 1,5 pour chaque atome de carbone, ce qui signifie qu'il possède des liaisons 1,5 (trois parts électrons) avec chacun de ses deux voisins.

Les types de liaison forte sont différentes en raison de la différence de électronégativité des éléments constitutifs. Une grande différence d'électronégativité conduit à plus polaire (ionique) caractère dans le lien.

Une liaison covalente

La liaison covalente est un type commun de liaison, dans lequel la différence d'électronégativité entre les atomes liés est faible ou inexistante. Obligations au sein de la plupart des composés organiques sont décrits comme covalente. Voir liaisons sigma et liaisons pi pour LCAO-description de cette liaison.

Un liaison covalente polaire est une liaison covalente avec un caractère ionique important. Cela signifie que les électrons sont plus proches l'un des atomes que l'autre, créant ainsi un déséquilibre de la charge. Ils se produisent comme une liaison entre deux atomes modérément électronégativités différentes, et donnent lieu à interactions dipôle-dipôle. L'électronégativité de ces obligations est de 0,3 à 1,7.

Un liaison covalente coordonnée est une où les deux électrons de liaison sont de l'un des atomes impliqués dans la liaison. Ces obligations donnent lieu à Des acides de Lewis et des bases. Les électrons sont partagés à peu près également entre les atomes contrairement à une liaison ionique. Une telle liaison se produit dans des molécules telles que la ion ammonium (NH ₄ ⁺⁾ et sont indiqués par une flèche pointant sur l'acide de Lewis. Aussi connu comme liaison covalente non polaire, l'électronégativité de ces obligations vont de 0 à 0,3.

Molécules qui sont formés principalement de liaisons covalentes non polaires sont souvent non miscible dans l'eau ou d'autres solvants polaires , mais beaucoup plus soluble dans des solvants non polaires tels que hexane.

Liaison ionique

La liaison ionique est un type d'interaction électrostatique entre les atomes qui ont une grande différence d'électronégativité. Il n'y a aucune valeur précise qui distingue ionique de liaison covalente, mais une différence de électronégativité de plus de 1,7 est susceptible d'être ionique, et une différence de moins de 1,7 est susceptible d'être covalente. Liaison ionique conduit à séparer positifs et négatifs ions . Charges ioniques sont généralement entre -3 e à 3 e. Une liaison ionique se produit généralement dans les sels métalliques tels que le chlorure de sodium (sel de table). Une caractéristique typique de liaisons ioniques est que les espèces forment en cristaux ioniques, dans lesquels aucun ion est spécifiquement jumelé avec ne importe quel autre ion unique, une liaison directionnelle spécifique. Au contraire, chaque espèce d'ion est entouré par des ions de charge opposée, et l'espacement entre celui-ci et chacun des ions de charges opposées proches, est le même pour tous les atomes voisins du même type. Il ne est donc plus possible d'associer un ion avec un autre atome ionisée unique spécifique à proximité. Ce est une situation semblable à celle dans les cristaux covalentes, où des liaisons covalentes entre les atomes spécifiques sont encore discernable à partir des distances plus courtes entre elles, tel que mesuré par des techniques telles que Diffraction aux rayons X.

Cristaux ioniques peuvent contenir un mélange d'espèces covalentes et ioniques, comme par exemple des sels d'acides complexes, tels que le cyanure de sodium, NaCN. De nombreux minéraux sont de ce type. Diffration des rayons X montre que dans NaCN, par exemple, les liaisons entre le sodium cations (Na ⁺⁾ et le cyanure anions (CN ^-) sont ionique, sans l'ion sodium associé à tout cyanure particulier. Toutefois, les liaisons entre C et N atomes dans cyanure sont du type covalente, faisant de chaque partie du carbone et de l'azote associé à un seul de son type opposé, à laquelle elle est physiquement plus proche qu'elle ne l'est à d'autres atomes de carbone ou atomes d'azote dans un le cyanure de sodium cristalline.

Lorsque ces cristaux sont fondus dans des liquides, les liaisons ioniques sont brisés premier, car ils sont non-directionnel et permettent aux espèces chargées de se déplacer librement. De même, lorsque ces sels se dissolvent dans l'eau, les liaisons ioniques sont généralement cassées par l'interaction avec de l'eau, mais les liaisons covalentes continuent à tenir. Par exemple, en solution, les ions cyanure, toujours liés ensemble comme simples CN ^- ions, se déplacer indépendamment à travers la solution, comme le font les ions sodium, sous forme de Na ^+. Dans l'eau, des ions chargés se écartent parce que chacun d'entre eux sont plus fortement attirés par un certain nombre de molécules d'eau, que de l'autre. L'attraction entre les ions et les molécules d'eau dans de telles solutions est due à un type de faiblesse dipôle-dipôle obligataire type chimique. Dans les composés ioniques fondus, les ions continuent d'être attiré à l'autre, mais pas d'une façon ordonnée ou cristalline.

Obligations un et trois électrons

Une liaison à un électron dans la Dihydrogène.

Obligations avec une ou trois électrons peuvent être trouvés dans espèces radicalaires qui ont un nombre impair d'électrons. L'exemple le plus simple d'une liaison 1-électrons se trouve dans la Dihydrogène, H ₂ ^+. Obligations à un électron ont souvent de moitié l'énergie de liaison d'une liaison à 2 électrons, et sont donc appelés «obligations de moitié". Cependant, il existe des exceptions: dans le cas de dilithium, le lien est en réalité plus forte pour l'électron 1 Li ⁺ ₂ que pour le 2 électrons Li _2. Cette exception se explique en termes de hybridation et intérieur-shell effets.

La comparaison de la structure électronique de la liaison de trois électrons de la liaison covalente classique.

L'exemple le plus simple de liaison de trois électrons se trouve sous le cation hélium dimère, Il ₂ ^+, et peut également être considérée comme une «moitié liaison» parce que, en termes d'orbitales moléculaires, le troisième électrons est dans un anti-collage orbital qui annule la moitié de la liaison formée par les deux autres électrons. Un autre exemple d'une molécule contenant une liaison 3-électrons, en plus de deux liaisons à 2 électrons, est oxyde nitrique, NO. La molécule d'oxygène, O ₂ peut également être considérée comme ayant deux liaisons 3-électrons et une liaison à 2 électrons, ce qui explique son paramagnétisme et son ordre de liaison officielle de deux. Le dioxyde de chlore et de ses analogues lourds dioxyde de brome et dioxyde d'iode contient également trois liaisons électrons.

Molécules avec des liaisons impair électrons sont généralement très réactif. Ces types de liaisons ne sont stables entre les atomes avec électronégativités similaires.

Obligations Bent

Obligations Bent, également connus comme les obligations de bananes, sont des obligations dans tendues ou autrement encombrement stérique des molécules dont orbitales de liaison sont contraints à une forme de banane-comme. Bent obligations sont souvent plus sensibles aux réactions que les obligations ordinaires.

3c-2e et 4e obligations 3c-

En obligations à deux électrons de trois centres ("3c-2e") trois atomes part deux électrons dans la liaison. Ce type de liaison se produit dans électrons composés comme déficientes diborane. Chaque telle liaison (2 par molécule dans le diborane) contient une paire d'électrons qui relient les atomes de bore à l'autre en forme de banane, avec un proton (noyau d'un atome d'hydrogène) dans le milieu de la liaison, le partage des électrons à la fois de bore atomes.

Obligations à trois centres de quatre électrons ("3c-4E») existent également qui expliquent la liaison dans hypervalentes molécules. Dans certaines composés munitions, soi-disant obligations à deux électrons de quatre centres ont également été postulée.

Dans certains conjugué π (pi) des systèmes, tels que le benzène et d'autres les composés aromatiques (voir ci-dessous), et les solides de réseau conjugués tels que graphite, les électrons dans le système conjugué de liaisons π-sont répartis sur autant de centres nucléaires qui existent dans la molécule, ou le réseau.

Liaison aromatique

Dans la chimie organique , certaines configurations des électrons et des orbitales déduisent une stabilité supplémentaire à une molécule. Cela se produit lorsque orbitales π se chevauchent et se combinent avec d'autres sur différents centres atomiques, formant une liaison longue portée. Pour une molécule à aromatique, il doit obéir Règle de Hückel, où le nombre d'électrons π adapter la formule 4n + 2, où n est un entier. Les liaisons impliquées dans l'aromaticité sont tous plane.

Dans le benzène , le composé aromatique prototypique, 18 (n = 4) des électrons de liaison se lient 6 atomes de carbone pour former une structure cyclique plane. Le lien «ordre» (nombre moyen d'obligations) entre les différents atomes de carbone peut être dit (18/6) /2=1.5, mais dans ce cas les obligations sont tous identiques du point de vue chimique. Ils peuvent parfois être écrites comme des liaisons simples alternant avec des doubles liaisons, mais la vue de toutes les obligations de l'anneau comme étant équivalente à environ 1,5 obligations en force, est beaucoup plus proche de la vérité.

Dans le cas de aromatiques hétérocycliques substitués et les benzènes , les différences d'électronégativité entre les différentes parties de l'anneau peuvent dominer le comportement chimique des obligations de noyaux aromatiques, qui sont par ailleurs équivalents.

Liaison métallique

Dans une liaison métallique, les électrons de liaison sont délocalisés sur un treillis d'atomes. En revanche, dans les composés ioniques, les emplacements de liaison des électrons et leurs charges sont statiques. Le librement mobile ou délocalisation des électrons de liaison conduit à des propriétés métalliques classiques (telles que le lustre de réflectivité de lumière de surface), électrique et conductivité thermique, ductilité, et de haute résistance à la traction.

Liaisons intermoléculaires

Il existe quatre types de base d'obligations qui peuvent être formés entre deux ou plusieurs (sinon non-associés) molécules, ions ou atomes. Provoquent des forces intermoléculaires des molécules à être attirés ou repoussés par l'autre. Souvent, ceux-ci définissent une partie des caractéristiques physiques (telles que le point de fusion ) d'une substance.

• Une grande différence dans électronégativité entre deux atomes liés entraînera une séparation permanente de charge, ou dipôle, dans une molécule ou ion. Deux ou plusieurs molécules ou d'ions avec des dipôles permanents peuvent interagir à l'intérieur interactions dipôle-dipôle. Les électrons de liaison à une molécule ou un ion seront, en moyenne, être plus proche de l'atome plus électronégatif que le plus souvent une moins électronégatif, donnant lieu à charges partielles sur chaque atome, et causant des forces électrostatiques entre les molécules ou des ions.

• Un liaison hydrogène est effectivement un bon exemple d'une interaction entre deux dipôles permanents. La grande différence de électronégativité entre l'hydrogène et un de fluor , azote et oxygène , couplés avec leurs paires d'électrons célibataires risque de fortes forces électrostatiques entre les molécules. Les liaisons hydrogène sont responsables des points d'ébullition élevés de l'eau et de l'ammoniac par rapport à leurs analogues plus lourds.

• Le Forces de London se pose en raison de dipôles instantanés dans les atomes voisins. Comme la charge négative de l' électron ne est pas uniforme autour de l'atome entier, il ya toujours un déséquilibre de charge. Cette petite charge va induire un dipôle correspondant dans une molécule à proximité; provoquant une attraction entre les deux. L'électron se déplace ensuite vers une autre partie de la nuage d'électrons et l'attraction est cassé.

• Un interaction cation-pi se produit entre un liaison pi et un cation.

Résumé: électrons dans des liaisons chimiques

Dans le (irréaliste) limite de "pur" une liaison ionique, des électrons sont parfaitement localisé sur l'un des deux atomes dans la liaison. Ces obligations peuvent être compris par la physique classique. Les forces entre les atomes sont caractérisés par continuum isotrope potentiels électrostatiques. Leur ampleur est en proportion simple à la différence de charge.

Les liaisons covalentes sont mieux comprises par la théorie de la valence de liaison ou théorie des orbitales moléculaires. Les propriétés des atomes impliqués peuvent être compris en utilisant des concepts tels que nombre d'oxydation. La densité d'électrons dans un liaison ne est pas affectée à des atomes individuels, mais est plutôt délocalisée entre les atomes. Dans la théorie de liaison de valence, les deux électrons sur les deux atomes sont couplés ensemble avec la force d'adhérence en fonction du chevauchement entre eux. En théorie des orbitales moléculaires, la combinaison linéaire d'orbitales atomiques (LCAO) permet de décrire les structures orbitales moléculaires délocalisées et les énergies basées sur les orbitales atomiques des atomes dont ils sont issus. Contrairement aux obligations ioniques purs, des liaisons covalentes peuvent avoir dirigé propriétés anisotropes.Ceux-ci peuvent avoir leurs propres noms, tels queliaison sigma et pi obligataire.

Dans le cas général, les atomes forment des liaisons qui sont intermédiaires entre ionique et covalente, selon le rapport électronégativité des atomes impliqués. Ce type de liaison est parfois appelée covalente polaire.