MODULE DE CHIMIE GENERALE

SEMESTRE I PHARMACIE

CHAPITRE SUR LA STRUCTURE DE L’ATOME

Introduction

La matière est formée à partir de grains élémentaires appelés les atomes. Il existe 112 atomes ou éléments chimiques et chacun d'eux est désigné par son nom et son symbole.
L’élément est représenté : Z X / A A : nombre de masse, il désigne le nombre de protons ‘Z’ et de neutrons ‘N’.
Z : numéro atomique ou nombre de charge (s), il désigne le nombre de proton (s) et d’électron (s).
N: nombre de neutron (s).

Tableau : Exemples d’atomes.

Les atomes diffèrent par leurs structures et leurs masses, et sont eux même fragmentés en petites particules : les électrons, les protons et les neutrons.
En fait, l'atome n'existe pas souvent à l'état libre, il s'associe avec d'autres pour former des molécules.

Tableau 2 : Exemple des molécules

I. Les particules élémentaires
L'atome est un ensemble électriquement neutre comportant une partie centrale, le noyau (protons + neutrons), où est centrée pratiquement toute sa masse, et autour duquel se trouvent des électrons.

Exemple : L’atome d’hydrogène.
[Image: Exemple : L’atome d’hydrogène]

I.1. La mise en évidence de l’électron : Expérience de J.J. Thomson [5]
Sous l'effet d'une tension électrique très élevée (40 000 volts) appliquée entre les deux parties internes d'un tube à décharge, un faisceau est émis de la cathode, appelé rayons cathodiques et recueilli par l'anode.

I.2. Les propriétés des rayons cathodiques

• Ils se propagent de façon rectiligne et perpendiculaire à la cathode.
• Ils sont constitués de particules qui transportent de l'énergie.
• Ils sont déviés par un champ électrique vers le pôle positif, ce qui indique que les particules constituant ces rayons sont chargées négativement.
  En 1891, Stoney a donné le nom d'électron pour les particules constituant les rayons cathodiques.
  Les expériences de Thomson et Millikan, nous ont permis de déterminer la charge e et la masse me de l'électron : e = 1,602 × 10^-19 C ; me = 9,109 × 10^-31 kg.

I.3. Le noyau
a. La mise en évidence : Expérience de Rutherford
L'expérience consiste à bombarder une très mince feuille de métal (Or) par le rayonnement constitué de noyaux d'hélium (He^2+).

b. Interprétation
Bombardant de très fines feuilles d’or par des particules alpha, Hans Geiger et Ernest Marsden, alors étudiants de Rutherford, observèrent qu’une fraction minime (1 sur 8000) de ces particules étaient réfléchies à grand angle comme si elles rebondissaient sur un obstacle massif. Les impacts étaient observés dans l’obscurité au microscope sur un écran de sulfure de zinc scintillant. Rutherford en conclut que l’atome contenait un cœur massif, de charge électrique positive, capable de repousser les particules alpha.

c. Constitution du noyau atomique
Le noyau est formé de particules élémentaires stables appelées nucléons, qui peuvent se présenter sous deux formes à l'état libre, le neutron et le proton [1].

• Les protons sont chargés positivement : qp = +e = 1,602×10^-19 C
• La masse du proton : mp = 1,673×10^-27 kg ≈ 1836 me
• Les neutrons sont de charge nulle, leur masse est : mn = 1,675×10^-27 kg.
  Toute la masse de l'atome est concentrée dans le noyau.

[Schéma: Schéma de l'expérience de Rutherford]

CHAPITRE SUR LA STRUCTURE ELECTRONIQUE DE L’ATOME

I. Production des spectres d’émission atomique

• En excitant suffisamment (électriquement ou thermiquement) des éléments ou leurs sels (composés ioniques), ils émettent de la lumière (visible ou non) qui sera analysée par un spectroscope, d’où il nous donne toujours un spectre de raies monochromatiques discrètes (et en plus, éventuellement, un spectre continu). Les raies sont caractéristiques des atomes ou ions monoatomiques. En réalité, ce spectre continu est constitué de raies fines très serrées que les spectroscopes modernes arrivent à séparer grâce à leur meilleure résolution.
• [Image: Structure de l'atome]

II. Rayonnement électromagnétique

• Les rayons lumineux sont caractérisés par la propagation d'une onde électromagnétique à la vitesse de la lumière (c = 3.108 m/s). Cette onde est caractérisée par sa longueur d'onde λ ou par son nombre d'onde σ : λ = 1/σ = c/ν ; ν : la fréquence
• On distingue différentes familles de radiations électromagnétiques:

III. La théorie des photons

• Les raisonnements classiques utilisant la nature ondulatoire de la lumière ne peuvent expliquer le phénomène.
• Einstein a supposé (1905) que le rayonnement se comportait dans l’effet photoélectrique comme un faisceau de particules. Chaque particule est un « grain » (quantum) de lumière (qu’on appelle maintenant photon) d’énergie E proportionnelle à la fréquence du rayonnement monochromatique qui l’accompagne : E = h ν ; h est la constante de Planck.
• Quand un photon incident est absorbé par la substance, la totalité de son énergie hν est communiquée à un électron dans le matériau. Si cette énergie est supérieure à une valeur minimale ℎν0 (ν0 est le seuil), l’électron surmonte la « barrière d’énergie » hν0 et sort du matériau avec l’énergie cinétique : 1/2 mv2 = h(ν − ν0)
• W0 = hν0 est appelé travail d’extraction car c’est le travail minimum qu’il faut fournir pour extraire un électron du matériau solide.
• Planck pensait que les quanta ne se manifestaient que lors des échanges (émission et absorption) entre matière et lumière. Einstein alla plus loin en conférant une structure discontinue à la lumière elle-même.
• La formule E = h ν montre à elle seule que la théorie des photons n’est pas autonome vis-à-vis de la théorie ondulatoire de la lumière puisqu’il y figure la fréquence ν qui à elle seule introduit une théorie avec une idée de périodicité.

III.1. Spectre d’émission de l’atome d’hydrogène

• Expérimentalement, le spectre de l’atome d’hydrogène est obtenu en plaçant devant la fente d’un spectrographe un tube scellé contenant de l’hydrogène sous faible pression et dans lequel on provoque une décharge électrique. Cette décharge excite les atomes d’hydrogène. Lors du retour des atomes des divers états excités vers les états d’énergie inférieure, il y a émission de rayonnement électromagnétique [2].

III.2. Relation empirique de Balmer-Rydberg

• La relation de Balmer est donnée par la relation suivante : λ = B n2^2 / (n2^2 − 2^2)
• Où : B : Constante; n : Nombre quantique principal qui désigne la couche ou le niveau. Il est un nombre entier non nul (n = 3, 4, 5, … ∞).

IV. Modèle de Bohr
IV.1. Description (cas de l'atome d’hydrogène)

• Pour lever les contradictions précédentes, Bohr propose quatre hypothèses :
  • Dans l'atome, le noyau est immobile alors que l'électron de masse m se déplace autour du noyau selon une orbite circulaire de rayon r.
  • L'électron ne peut se trouver que sur des orbites privilégiées sans émettre de l'énergie ; on les appelle "orbites stationnaires".
  • Lorsqu'un électron passe d'un niveau à un autre il émet ou absorbe de l'énergie : ΔE = hν.
  • Le moment cinétique de l'électron ne peut prendre que des valeurs entières (quantification du moment cinétique) : m v r = n h / 2π
  • Le système est stable sous l’action des deux forces : la force d’attraction Fa⃗ et la force centrifuge Fc⃗
• [Image: Structure de l'atome]

II. L’identification des éléments
II.1. Représentation

• À chaque élément chimique ‘X’, nous associons un symbole. Il s’écrit en majuscule, exemple : hydrogène ‘H’, oxygène ‘O’ et carbone ‘C’ ou suivie d’une minuscule, exemple : chlore ‘Cl’, calcium ‘Ca’, cuivre ‘Cu’ …
• L’élément est représenté : ^A_Z X
  • A : nombre de masse, il désigne le nombre de proton ‘Z’ et de neutron ‘N’.
  • Z : numéro atomique ou nombre de charge, il désigne le nombre de proton.
  • N: nombre de neutron.
• Donc, nous aurons : Dans un atome neutre le numéro atomique Z désigne le nombre d’électrons e−.
  Remarque
• Si l’élément est ionisé (chargé), le nombre d’électrons est différent du nombre de protons.
• Si l’ion est un anion (charge négative) : nous devons additionner le nombre de charges au nombre de protons.
• Si l’ion est un cation (charge positive) : nous devons soustraire le nombre de charges au nombre de protons.
  Exemple :
  | Éléments | A | Nombre de protons | Nombre d’électrons | Nombre de neutrons |
  |---|---:|---:|---:|---:|
  | 3517Cl | 35 | 17 | 17 | 18 |
  | 3517Cl− | 35 | 17 | 18 | 18 |
  | 2713Al | 27 | 13 | 13 | 14 |
  | 2713Al3+ | 27 | 13 | 10 | 14 |

II.2. Les atomes et leurs masses atomiques
Il existe deux types d’atomes : les atomes non isotopiques et les isotopes.
a. Définition (Isotopes)

• Les isotopes sont des atomes de même numéro atomique Z et de nombre de masse A différents. Un élément peut avoir un ou plusieurs isotopes.
• Il n'est pas possible de les séparer par des réactions chimiques, par contre cela peut être réalisé en utilisant des techniques physiques notamment la spectroscopie de masse.
• Exemple : Représentation symbolique des trois isotopes de l’hydrogène.
• [Image: Représentation symbolique des isotopes de l’hydrogène]

b. La masse atomique non isotopique

• La masse atomique est égale à la somme des masses des constituants de l’atome : ma = Z (me− + mp) + N mn
  • Z : numéro atomique ou nombre de charge, il désigne le nombre de protons et d’électrons.
  • me− : masse de l’électron ; mn: masse de noyau ; mn noyau = Z × mp + N × mn
  • mp : masse de proton ; N : nombre de neutron ; mn : masse de neutron
• Masse en u.m.a (Unité masse atomique).
• L’unité de masse atomique notée u.m.a. est la douzième partie de la masse d’un atome de l’isotope 12 du carbone dont masse molaire est 12 g/mol.
• 1 u. m. a. = 12 g / (6.223 × 10^23) × 1/12 ≈ 1,60694 × 10^−24 g

c. La masse atomique des atomes comportant des isotopes

• Les isotopes sont des atomes ayant le même nombre de charges mais des nombres de neutrons différents.
• Dans le cas général, un élément possède un ou plusieurs isotopes ; donc la masse atomique sera la somme des proportions relatives à chaque isotope.
• m = Σ (αi × mi) / Σ αi
  • αi : abondance isotopique ou pourcentage
  • mi : masse atomique des isotopes
• Exemple
  • Le carbone présente deux isotopes stables de masse 12 uma et 13 uma. L’abondance de ce dernier est de 1,1 %. Calculer la masse atomique.
    ma = (α1 m1 + α2 m2) / (α1 + α2)
    = (13 − 12) × α2 + 100 × 12 / (α1 + α2)
    = 12,01 u.m.a

I. Production des spectres d’émission atomique

• (voir au-dessus)

II. Rayonnement électromagnétique

• (voir au-dessus)

III. La théorie des photons

• (voir au-dessus)

III.1. Spectre d’émission de l’atome d’hydrogène

• (voir III.1 ci-dessus)

III.2. Relation empirique de Balmer-Rydberg

• (voir III.2 ci-dessus)

IV. Modèle de Bohr

• (voir IV ci-dessus)

IV.1. Description (cas de l'atome d’hydrogène)

• (voir Bohr ci-dessus)

• Le système est stable sous l’action des deux forces : la force d’attraction Fa⃗ et la force centrifuge Fc⃗

[Image: Structure de l'atome]

Hydrogène – Modèle de Bohr et énergie des électrons

V. Énergie de l’électron sur une orbite stationnaire

• L’énergie totale du système: ET = EC + EP

• Énergie cinétique: EC = 1/2 m v^2

• Énergie potentielle due à l’attraction du noyau: EP = − k Z e^2 / r_n

• On a k Z e^2 / r_n = m v^2, donc EC = k Z e^2 / (2 r_n)

• ET = EP + EC = − k Z e^2 / r_n + k Z e^2 / (2 r_n) = − k Z e^2 / (2 r_n)

• Le rayon de l’orbite (pour une couche de rang n) est:
  rn = n^2 h^2 / (4 m k π^2 e^2) × z (où z = Z)
  Pour hydrogène (Z = 1), on peut écrire rn = n^2 a0, avec a0 = 0,53 Å

• Remplaçons rn par sa valeur:
  ET = − k Z e^2 / (2 r_n)
  ≈ − (2 m k^2 Z^2 π^2 e^2) / (n^2 h^2)

• L’énergie des niveaux est exprimée sous la forme:
  E_n = − E0 Z^2 / n^2
  avec E0 = 2 m k^2 π^2 e^4 / h^2 ≈ 2,178 × 10^−18 J = 13,6 eV

• Pour un atome d’hydrogène, Z = 1 et n = 1:
  E1 ≈ −13,6 eV, et E0 ≈ 2,178 × 10^−18 J

• Le rayon fondamental pour l’hydrogène est a0 ≈ 0,53 Å

[Schéma: Schéma de l’atome planétaire à un électron (hydrogénoïde)]

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VI. Relation entre le nombre d’onde et les niveaux d’énergie

• ΔE = h ν = h c / λ

• Absorption: lorsqu’un électron passe de n à n+1 (n2 > n1), il absorbe une radiation de fréquence ν_n+1←n

• Emission: lorsqu’un électron passe de n+1 à n, il émet une radiation de fréquence ν_n+1→n

• ΔE entre niveaux électrons et relation avec λ:
  ΔE = E_{n2} − E_{n1} = (−) constance × (1/n1^2 − 1/n2^2)
  Pour l’atome d’hydrogène (Z = 1):
  1/λ = R_H (1/n1^2 − 1/n2^2)
  ν̅ = R_H (1/n1^2 − 1/n2^2)

• Constante de Rydberg pour l’hydrogène:
  ν̅ = R_H (1/n1^2 − 1/n2^2) → R_H ≈ 1,096 × 10^7 m^−1

• Sériess spectrales pour l’hydrogène (n1 = 1, 2, 3, 4, 5, …):

  • Lyman: n1 = 1 (n2 > 1)
  • Balmer: n1 = 2 (n2 > 2)
  • Paschen: n1 = 3 (n2 > 3)
  • Brackett: n1 = 4 (n2 > 4)
  • Pfund: n1 = 5 (n2 > 5)

• Diagramme typique des niveaux et des transitions (Série de Lyman, Balmer, etc.)

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VII. Insuffisance du modèle de Bohr

• Malgré son caractère arbitraire, le modèle de Bohr permit de calculer la constante de Rydberg et de retrouver les raies d’émission de l’hydrogène et des hydrogénoïdes, ouvrant la voie à la mécanique quantique.

VII.1. Principe d’incertitude d’Heisenberg

• Il est impossible de définir avec précision à la fois la position et la vitesse d’une particule:
  ΔP Δx ≥ h/2π
  d’où Δv Δx ≥ h/(2π m)

VII.2. Notion de la probabilité de présence

• (Contenu succinct sur la probabilité de présence sans ajout non mentionné dans le document.)

[Image: Figure IV.2. Les différentes séries de spectres]

VII.3. Equation de Schrödinger pour l’atome d’hydrogène

On appelle orbitales atomiques, les fonctions d'ondes des électrons atomiques. En 1926, Schrödinger a montré que la fonction d'onde et l'énergie E sont solution d'une équation aux dérivées partielles du second ordre. L'équation de Schrödinger s'écrit : HΨ = EΨ

C’est le principe fondamental de la mécanique quantique.

Avec :

• E : énergie totale de l'électron, appelée valeur propre
• Ψ : fonction d'onde appelée fonction propre

H est appelé l’opérateur Hamiltonien de l’atome d’hydrogène, il s’exprime :
C’est la même expression que celle trouvée par le modèle de Bohr. Avec la mécanique quantique on peut aussi expliquer la quantification de l’énergie.

[Image: Formule de normalisation de la fonction d'onde]

La probabilité de présence est
La fonction d'onde Ψ doit satisfaire une certaine condition de normalisation.
On dit que la fonction d'onde est normée.

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VIII. Nombres quantiques

On montre qu’il faut trois (3) nombres entiers (appelés nombres quantiques) pour numéroter n’importe quelle orbitale dans n’importe quel atome ou hydrogénoïde. Ces trois nombres apparaissent naturellement lorsqu’on résout mathématiquement l’équation de Schrödinger : ce sont des indices de termes de développements en série. Ces trois indices sont :

• le nombre quantique principal n = 1, 2, 3, 4... Nous le connaissons déjà : c’est l’indice qui repère les niveaux d’énergie de l’atome. On dit aussi qu’il numérote la couche électronique. On pourra se rappeler techniquement que n est l’initiale de « niveau ». Autre notation des couches (qui vient des spectres d’émission de rayons X) : K (n =1), L (n = 2), M (n = 3), N (n =4), ...
• le nombre quantique orbital l ; c’est un entier positif : 0 ≤ l ≤ n − 1 ; par exemple, si n = 2, l peut prendre deux valeurs : 0 et 1. On dit qu’il numérote la sous-couche. On l’appelle aussi nombre quantique secondaire ou encore azimutal ;
• le nombre quantique magnétique ml. C’est un entier positif ou négatif : -l ≤ ml ≤ +l, soit 2l + 1 valeurs possibles ; par exemple, si l = 0, ml = 0 ; si l = 1, ml = −1, 0 ou +1.

Dans la notation spectroscopique, à chaque valeur de l, on lui fait correspondre une fonction d'onde que l'on désigne par une lettre :

• Si l = 0, On dit qu’on a l’orbitale s
• Si l = 1, Orbitale p
• Si l = 2, Orbitale d
• Si l = 3, Orbitale f

Remarque :
Une orbitale est définie par les trois nombres n, l et ml. Il est commode de représenter les orbitales à l'aide de cases quantiques :

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VIII.1. La fonction spin-orbitale

Les trois nombres quantiques n, l, m déterminent l’orbitale atomique sur laquelle se trouve un électron, mais ne déterminent pas complètement l’électron lui-même. Plusieurs expériences ne sont explicables que si on suppose qu’il a un moment cinétique de rotation sur lui-même, le pivotement (en anglais : spin), phénomène dont l’équation de Schrödinger ne rend pas compte. Les particules autres que l’électron présentent aussi cette propriété.

L’usage a prévalu d’utiliser le mot anglais « spin ».

Le spin est caractérisé par un quatrième nombre quantique : ms. Pour un électron, ms ne peut prendre que l’une des deux valeurs + ½ ou - ½. Celles-ci correspondent aux deux valeurs +-½ que peut prendre le moment cinétique de pivotement.

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VIII.2. L’atome poly électronique

Dans le cas d’un atome poly électronique, chaque électron est soumis à l’attraction du noyau mais aussi à des forces de répulsion dues aux autres électrons du cortège. La résolution rigoureuse de l’équation de Schrödinger dans ce cas n’est pas possible, il faut donc faire appel à des méthodes d’approximation. L’approximation de Slater, consiste à remplacer pour chaque électron le numéro atomique (Z) par Z effectif (Zeff).

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IX. Configuration électronique

On construit la configuration en suivant les règles empiriques suivantes :

IX.1. Règle de construction (ou de remplissage) :

On répartit le nombre d’électrons de façon à ce que l’atome ait l’énergie la plus basse possible à l’état fondamental. On « remplit » donc les orbitales en respectant le principe de Pauli, en commençant par les énergies les plus basses, de proche en proche (règle de Klechkowski), jusqu’à épuisement des électrons. L’énergie de l’atome est la somme des énergies hydrogénoïdes des électrons individuels.

IX.2. Règle de Klechkowski (ordre de remplissage)

Empiriquement, on constate que le remplissage des orbitales s’effectue dans l’ordre suivant :
En fait, il y a beaucoup d’atomes qui font exception à cette règle ; par ordre de Z croissant : Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, La, Gd, Pt, Au, Ac, Th, Pa, U...

Exemples (à l’état fondamental) :

• 7N : 1s 2 2s 2 2p 3
• 6C : 1s 2 2s 2 2p 2

Exception à la règle de Klechkowski
A partir de n = 4, le remplissage des orbitales atomiques ne respecte pas rigoureusement la règle de Klechkowski. De nombreuses irrégularités apparaissent dans le remplissage des sous couches d.
Exemples

• 24Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 devient 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d5
  En réarrangeant la configuration est finalement 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1
• 29Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 devient 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10
  En réarrangeant la configuration est finalement 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1

On accole les cases représentant des orbitales de même l. Dans ces cases quantiques, on place les électrons, représentés chacun par une flèche qui symbolise le spin : la flèche vers le haut notant le spin +1/2 et la flèche vers le bas le spin −1/2, deux électrons dans la même case devant être notés :

IX.3. Règle de Hund

Lorsque les électrons peuvent occuper des orbitales de même énergie de différentes manières distinctes, l’état de plus basse énergie est celui où le plus grand nombre de spins sont parallèles.

Lorsqu’une sous couche n’est pas complète, les électrons occupent le maximum d’orbitales avec des spins de même sens [17].

Exemples

La règle de Hund est indispensable lorsqu’on s’intéresse à une configuration électronique détaillée, comme celle où les orbitales sont représentées par des cases.

Ainsi, chaque orbitale atomique est remplie avec au plus deux électrons, et alors leurs spins sont forcément opposés (antiparallèles).

IX.4. Notations de la configuration

Deux notations sont couramment utilisées pour donner les configurations électroniques des atomes.
Dans la première notation, on écrit les symboles nl de l’orbitale et on met en exposant le nombre d’électrons. Rappelons qu’une sous-couche l a 2l+1 orbitales, correspondant aux valeurs possibles de m.

Exemples (à l’état fondamental) :

• 7N : 1s 2 2s 2 2p 3
• 6C : 1s 2 2s 2 2p 2

Exception à la règle de Klechkowski
A partir de n = 4, le remplissage des orbitales atomiques ne respecte pas rigoureusement la règle de Klechkowski. De nombreuses irrégularités apparaissent dans le remplissage des sous couches d.
Exemples

• 24Cr: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 devient 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d5
  En réarrangeant la configuration est finalement 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1
• 29Cu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 devient 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10
  En réarrangeant la configuration est finalement 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1

On accole les cases représentant des orbitales de même l. Dans ces cases quantiques, on place les électrons, représentés chacun par une flèche qui symbolise le spin : la flèche vers le haut notant le spin +1/2 et la flèche vers le bas le spin −1/2, deux électrons dans la même case devant être notés :

[Schéma: Diagramme des orbites et charges électroniques – exemple Hund]

IX.5. Règle de Slater

Elle donne des valeurs de coefficients d’écrans et permettent de calculer le numéro atomique effectif (Zeff et Zeff < Z) et par conséquent le rayon atomique (ra), l’énergie (En) et le potentiel de la première ionisation.

Zeff = Z - ∑ σij
σij (« écrantage » de ei par ej).

IX.6. Constante d’écran

Considérons un électron ei dans un atome polyélectronique. Il est en interaction avec le noyau et tous les autres électrons. Son attraction par la charge Zeff du noyau est atténuée par la répulsion des autres électrons. Ces autres électrons jouent le rôle d’un écran à l’attraction du noyau sur ei. Tout se passe alors comme si une charge amoindrie Zeff agissait sur ei, où Zeff est un numéro atomique effectif inférieur à Z. Ce nombre Zeff est d’autant plus inférieur à Z qu’il y a beaucoup d’électrons entre ei et le noyau, c’est-à-dire que ei est plus externe.

Pour estimer les Zeff, il faut retrancher à Z les effets des divers électrons autres que ei. On attribue empiriquement à chaque électron ej situé entre ei et le noyau une constante d’écran σij qui dépend donc de ej et aussi de ei, puisqu’elle sera d’autant ...

[Image: Schéma: Diagramme Aufbau des orbitales]

CHAPITRE SUR CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS

Introduction

Après des tentatives des défirent savants, Mendeleïev qui a proposé en 1869 une classification périodique de tous les éléments connus à l’époque, basée sur les analogies de leurs propriétés chimiques, avait réservé 24 cases vides pour des éléments inconnus, qui, plus tard, ont tous été découverts, ce qui a constitué une éclatante confirmation de l’exactitude de sa classification. Avec quelques modifications, c’est la classification périodique telle qu’on la connaît aujourd’hui, qui peut être entièrement expliquée par la configuration électronique.
Les lignes s’appellent les périodes: la première période, qui ne contient que deux éléments, H et He, correspond au remplissage de la couche n = 1; la deuxième période commence à Li et correspond au remplissage de la couche n = 2. Les colonnes sont aussi appelées familles ou groupes; les éléments en colonne ont des propriétés chimiques et physiques semblables. C’est la périodicité de ces propriétés qui est la raison du qualificatif « périodique » attribué à la classification des éléments.

I. Description du tableau périodique de Mendeleïev

• Le tableau périodique est une conséquence des configurations électroniques.
• La classification périodique est basée sur la formation de groupes constitués par les éléments (de numéro atomique Z) possédant des propriétés analogues.
• Le tableau périodique est constitué de 4 blocs: s, p, d et f.
• Les éléments d'une même ligne horizontale du tableau périodique constituent une période. Ils sont au nombre de 7.
• Les éléments d'une même colonne ayant la même configuration électronique de la couche externe constituent une famille ou groupe.
• Le tableau périodique est constitué de 18 colonnes réparties en 9 groupes. Les 7 premiers comportent chacun deux sous-groupes A et B selon l’état des électrons externes.
  • Sous-groupe A: contient les éléments dont la couche externe est ns np.
  • Sous-groupe B: contient les atomes qui possèdent un état d.
• Les indices I, II, III indiquent le nombre d’électrons sur la couche externe, appelés électrons de valence.

1. Bloc s

• Le bloc s est constitué des éléments présents dans les colonnes 1 (métaux alcalins) et 2 (métaux alcalino-terreux) du tableau périodique des éléments, ainsi que de l’hydrogène et de l’hélium. On les appelle ainsi parce que leur orbitale la plus haute (en énergie) occupée est de type s.

1. Bloc p

• Le bloc p est constitué des éléments présents dans les colonnes 13 à 18 du tableau périodique des éléments. On les appelle ainsi parce que leur orbitale la plus haute (en énergie) occupée est de type p. Ce bloc comporte les icosagènes (colonne 13), les cristallogènes (colonne 14), les pnictogènes (colonne 15), les chalcogènes (colonne 16), les halogènes (colonne 17), et les gaz rares (colonne 18), à l’exception de l’hélium.

1. Bloc d

• Le bloc d est constitué des éléments présents dans les colonnes 3 à 12 du tableau périodique des éléments. On les appelle ainsi parce que l’orbitale la plus haute (en énergie) occupée est de type d.

1. Bloc f

• Le bloc f est constitué des éléments de transition interne du tableau périodique des éléments: les lanthanides et les actinides. Ils sont appelés ainsi parce que l’orbitale la plus haute (en énergie) occupée de ces atomes est de type f.

[Schéma: Schéma des blocs s, p, d et f]

II. Caractéristiques de quelques familles
Voyons les propriétés caractéristiques de quelques familles.

1. Famille des alcalins : Groupe IA

• Les éléments dont la configuration électronique externe est du type ns1.

1. Les alcalino-terreux

• Dans la colonne IIA se trouvent les métaux alcalino-terreux: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
• Tous ces éléments ont tendance à céder chimiquement deux électrons pour donner des ions.
• Cette électropositivité est légèrement plus faible que celle des alcalins, mais croît (leur électronégativité décroît) du Be au Ba.
• Ils réagissent avec les halogènes pour former des composés ioniques solides.

Exemples

Calculer le numéro atomique effectif de 6C et 17Cl

• 6C : 1s^2 2s^2 2p^2
  Zeff = 6 − [(2 × 0,85) + (3 × 0,35)] = 3,25
• 17Cl : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5
  Zeff = 17 − [(2 × 1) + (8 × 0,85) + (6 × 0,35)] = 6,1

L’énergie d’ionisation est la différence entre celle de l’atome ionisé et celle de l’atome neutre.
Calculons l’énergie d’ionisation de l’atome de carbone.
Le numéro atomique effectif de l’atome de carbone ionisé.
6C^+ : 1s^2 2s^2 2p^1
Z_eff = 6 − (2 × 0,35 + 2 × 0,85) = 3,6.
EI = E(C^+) − E(C) = 2(E1S) + 3(E’2S2P) − [2(E1S) + 4(E2S2P)]
= 3(E’(2S2P)) − 4(E(2S2P))
= 3(−13,6 / (n^2) Z’_eff^2) − 4(−13,6 / (n^2) Z_eff^2)
= 3(−13,6 / 2^2 / 3,6^2) − 4(−13,6 / 2^2 / 3,252^2)
= −132,192 + 143,65
= 11,458 eV

Notes

• L’énergie d’ionisation est la différence entre celle de l’atome ionisé et celle de l’atome neutre.
• E(C) et EI sont exprimées en eV dans cet exemple.

3. Famille des halogènes : Groupe VIIA

• Leurs configurations électroniques externes sont de type ns2np5.

4. Eléments des triades

• Ces éléments constituent le groupe VIII. On distingue trois types de triades :
  • Triade du Fer (Fe, Co, Ni)
  • Triade du palladium (Ru, Rh, Pd)
  • Triade du platine (Os, Ir, Pt)
• Exemple
  Fe: 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 2 3d 6
  Période: 4 Groupe: VIII

5. Famille des métaux de transition

• Définition: métal de transition est un élément du bloc d du tableau périodique qui n'est ni un lanthanide ni un actinide.
• Ils incluent les 38 éléments des périodes 4 à 7 et des groupes 3 à 12, à l’exception du lutécium (71Lu) et du lawrencium (103Lr).
• Propriétés générales: ce sont tous des métaux conducteurs; densité et températures de fusion/vaporisation élevées (sauf certains du groupe 12, par exemple le mercure qui est liquide à température ambiante). Leur cohésion provient de la délocalisation des électrons de la sous-couche d dans le réseau métallique. Certains métaux de transition forment de bons catalyseurs homogènes et hétérogènes.

6. Les chalcogènes

• Famille VIA: O, S, Se, Te, Po.
• Ils ont tendance à capter deux électrons pour atteindre la configuration du gaz rare le plus proche.
• Réactivité chimique élevée mais généralement inférieure à celle des halogènes.
• En combinaison avec H, ils s’unissent à deux atomes H: H2O, H2S, H2Se, H2Te.
• Valence des chalcogènes: 2.

7. Halogènes : avant dernière colonne

• Colonne VIIA: fluor, chlore, brome, iode, astate.
• Forte réactivité chimique et tendance à capter un électron pour atteindre la configuration du gaz rare suivant.
• Forment facilement des ions négatifs (-e) stables: F−, Cl−, ...

8. Gaz rares : dernière colonne

• Gaz inertes ou gaz rares: derniers éléments du tableau périodique.
• Ont huit électrons de valence (ns2 np6), excepté l’hélium qui en possède deux (ns2).
• Peu réactifs; incolores à l’état naturel; certains émettent de la lumière colorée sous tension basse; principalement des non-métaux.

9. Eléments des terres rares

• Orbitales f en cours de remplissage: lanthanides (4f) et actinides (5f).

• Lanthanides

  • Z compris entre 57 (Lanthane) et 71 (Lutécium).
  • Métaux brillants, éclat argenté; réactivité vis-à-vis des non-métaux.
  • Abondance relative dans la croûte terrestre: le cérium (Ce) est abondant; le néodyme (Nd) et le lutécium (Lu) également mentionnés.

• Actinides

  • Série de 15 éléments entre l’actinium et le lawrencium (Z 89 à 103).
  • Métaux lourds, tous radioactifs; fissibles dans des conditions appropriées.
  • Exemples et mentions: urani­um, thorium, actinium, protactinium; plutonium (Pu) en abondance parmi les transuraniens artificiels.

10. Métaux

• La diagonale du bore (B) au polonium (Po) sépare les éléments métalliques des non-métaux; les éléments sur cette diagonale sont des métalloïdes.
• Le caractère métallique augmente avec le nombre d’électrons dans une colonne.
• Généralités: les métaux sont habituellement solides, bon conducteurs; le mercure est une exception (liquide à température ambiante).
• Hydrogène: souvent non cité comme métal, mais pourrait être considéré comme tel selon les contextes.

11. Non-métaux

• Série regroupant hydrogène, carbone, azote, oxygène, phosphore, soufre et sélénium; 18 groupes (8 en A et 10 en B).
• Les éléments d’une même famille ont le même nombre d’électrons de valence; le numéro de famille = nombre d’électrons de valence.
• Sous-groupe A: 8 familles principales (I A à VIII A); configuration de valence dans nsx, nsxnpx ou (n-1)d(x) np(y) selon les cas.
• Sous-groupe B: éléments entre II A et III A (bloc d, éléments de transition) et autres configurations électrons de valence.

12. La classification périodique

• La classification périodique classe les éléments chimiques par famille; chaque famille a des propriétés chimiques voisines.
• La masse des éléments augmente en descendant dans le tableau.

III. Electronégativité (E.N)

• Définition: pouvoir d’attirer un électron par un élément; un élément qui perd facilement des électrons est électropositif.
• Échelle de Mulliken
  • Xm = ½( El1 + EA )
  • La différence d’électronégativité entre deux éléments se mesure par une certaine relation (Δχ).
  • EAB, EAA et EBB sont les énergies des liaisons A-B, A-A et B-B en eV.
  • Référence: Fluor, électronégativité XF = 4.

[Image: Tableau V.1 – Affinités électroniques de quelques éléments]
[Image: Page montrant l’électronégativité (E.N) et les affinités électroniques]

GEOMETRIE DES MOLECULES : THEORIE DE GILLEPSIE

Introduction

La structure d’une molécule permet d’en expliquer en grande partie les propriétés chimiques. Ceci est particulièrement important dans le cas des molécules biologiques. Une légère modification de la structure d’une grosse biomolécule peut la rendre totalement inutile pour cette cellule. Elle peut même transformer une cellule normale en cellule cancéreuse.
De nombreuses méthodes permettent de déterminer la structure d’une molécule, mais il est intéressant de pouvoir prédire la structure approximative d’une molécule.
La théorie de Lewis et la règle de l’octet rendent compte du nombre de liaisons dans la molécule, mais pas de la géométrie, ni des angles de liaison, ni du magnétisme, ni des énergies de liaison.
Les règles de Gillespie, basées sur la répulsion des paires électroniques de valence (RPEV), ou méthode VSEPR – valence shell electrons pairs repulsion – rendent compte, en plus de la géométrie et des angles de liaison, en se référant au modèle de Lewis de la liaison covalente. Elles permettent de prédire la forme géométrique de molécules à atome central A formées de non-métaux.

I. Principe des règles de Gillespie

Le principe est que les diverses paires électroniques de la couche de valence d’un atome central A se repoussent entre elles : la géométrie de l’édifice sera celle pour laquelle les répulsions seront minimales, c'est-à-dire celle engendrant des distances maximales entre les doublets.
Rappel : il existe deux types de doublets électroniques de la couche de valence :

• Les paires liantes, qui constituent des liaisons chimiques.
• Les paires non liantes, qui sont dans la couche externe mais qui ne constituent pas de liaisons chimiques.
  Les molécules à atomes central A sont notées AXmEn où m est le nombre d’atomes X liés à A et n le nombre de doublets non liants E de la couche de valence de l’atome central A.
  Une double ou triple liaison est décomptée comme une simple liaison dans cette théorie : c’est donc le nombre de direction de liaisons prévues par Lewis qui fixe la valeur de m.
  On suppose que les doublets liants et non liants de la couche externe évoluent à une même distance du noyau de l’atome central A ; ils se déplacent donc à la surface d’une sphère dont le centre est l’atome A (comparaison avec le globe terrestre).
  Les doublets se repoussent mutuellement et se localisent dans des positions qui minimisent les répulsions, c'est-à-dire le plus loin possible les unes des autres.

II. Figure de répulsion et géométrie

Un doublet liant (l) est partagé entre deux atomes (liaison covalente ou covalente polarisée) ; les électrons sont localisés entre les noyaux des deux atomes ; ils occupent moins d’espace que dans un doublet non liant (nl).
La répulsion entre paires électroniques diminue selon nl-nl/nl-l/l-l.
La valeur de la somme m + n permet de fixer la géométrie de la molécule AXmEn

II.1. (m + n =2) : Molécule linéaire

II.2. (m + n =3)
A). AX3 : Molécule triangulaire plane.
Si les trois atomes X sont identiques, les angles de liaison sont égaux.
Sinon, l’angle entre les liaisons peut évoluer en fonction de la multiplicité et de la longueur des liaisons, et en fonction de l’électronégativité des atomes.
Une double ou une triple liaison a un effet de répulsion bien plus important qu’une liaison simple, à cause de l’encombrement plus important de la liaison multiple 𝜋 les angles entre les liaisons simples diminuent.
D’autres facteurs d’évolution de l’angle interviennent pour COCl2 :
Les doublets non liants de Cl se repoussent ⇒ ouverture de l’angle Cl-C-Cl, dCl−C l > dC=O et e. nCl > e. nC ⇒ fermeture de l’angle Cl-C-O.
On voit la difficulté de prévision de l’évolution des angles de liaison.

B). AX2E : Molécule coudée
Dans un triangle équilatéral, les sommets sont équivalents : la localisation des doublets liants ou non-liants est indifférente. Pour passer de AX3 à AX2E, on peut enlever n’importe quel atome X.
On obtient une molécule coudée si l’on observe uniquement des liaisons qui s’établissent.
L’angle XAX devient inférieur à 120° en raison de la présence du doublet non-liant sur A qui a un effet répulsif plus important qu’en doublet liant.
L’angle XAX devient inférieur à 120° en raison de la présence du doublet non-liant sur A qui a un effet répulsif plus important qu’en doublet liant.

II.2. (m +n =4)
A) AX4 : tétraèdre
Les atomes X sont aux sommets d’une pyramide à base triangulaire ou tétraèdre. L’atome A se situe au centre de ce tétraèdre.
Les 4 atomes X ont des positions équivalentes.

B) AX3E : Molécule pyramidale à base triangulaire
Dans un tétraèdre, les sommets sont équivalents : la localisation des doublets liants ou non liants est équivalente dans toutes les directions.
En supposant le doublet non-liant en position verticale, on obtient un tétraèdre ou pyramide à base triangulaire :

C) AX2E2 : Molécule en « V »
En supposant le doublet non liant en position verticale et l’autre dirigé vers l’arrière, on obtient une molécule dite « en V ».
Exemple : H2O = 104,5°

[Schéma: Convention de représentation]

[Schéma: Molécule AXmEn linéaire]

[Schéma: Molécule AX3 triangulaire plane]

[Schéma: Molécule AX4 tétraèdre]

[Schéma: Molécule AX3E pyramidale à base triangulaire]

[Schéma: Molécule AX2E2 en V]

Exemple : H2O = 104,5°
[Image: Molécule H2O 104,5°]

[Schéma: Molécule CH4 (tétraèdre)]

Exemple : NH3 (α = 107°)
[Image: Molécule NH3 107°]

II.2. (m + n = 5) Type AX5: bipyramide à base triangulaire ou trigonale

A) AX5

Les 5 positions des atomes X ne sont pas équivalentes :

• 3 liaisons A-X sont dans un même plan, le plan équatorial (sur l’équateur), et f ont entre elles des angles de 120°.
• Les 2 liaisons A-X sont perpendiculaires au plan des 3 autres, en position axiale (pôles nord et sud).

B) AX4E : Molécule bipyramide trigonale

Dans une bipyramide trigonale, les doublets non liants, plus répulsifs que les liants, se placent de façon à assurer l’angle le plus grand possible avec les directions adjacentes, donc en position équatoriale. α < 120°.

C) AX3E2 et AX2E3

Les 2ème et 3ème doublets non liants se placent en position équatoriale.
On obtient respectivement des molécules « en T » et linéaire.
Exemple I3
La représentation c) est la plus probable car les doublets non-liants sont en position de répulsion minimale.

[Image: Exemples I3 – disposition des doublets non liants]

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II.3. (m + n = 6)

A) AX6 : octaèdre ou bipyramide à base carrée

Les 6 atomes X ont des positions équivalentes, les liaisons A-X font un angle de 90° ou 180° avec les autres.

B) AX5E

Les sommets étant équivalents, le doublet non-liant peut se placer n’importe où.

C) AX4E2

Le deuxième doublet non-liant se place le plus loin possible du premier, donc diamétralement opposé.
La molécule est dite « plan-carré » et les 4 atomes X ont des positions parfaitement équivalentes.
Exemple : XeF4
Deux possibilités pour placer les doublets non liants. La représentation b) est plus probable car les doublets non-liants sont en position de répulsion minimale. On obtient une structure plan-carré si l’on ne regarde que la représentation des liaisons.

[Image: XeF4 – structure plan-carré]

D) AX3E3

Le 3ème doublet non-liant se place à 90° des deux autres, qui sont diamétralement opposés (2 nl en axial + un nl en équatorial ou 2 nl en équatorial + un nl en axial).
On obtient une molécule « en T ».

E) AX2E4

Le 4ème doublet non-liant va se placer le plus loin possible des autres doublets non liants : on obtient une molécule linéaire.

[Image: Dispositions AX3E3 et AX2E4 – schémas possibles]

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III Evolution des angles de liaison

Si les groupes liés à l’atome central sont de natures différentes, ou si des doublets non-liants sont attachés à l’atome central, les environnements électroniques sont déformés par rapport aux structures symétriques. Les angles de liaison XAX dans les structures AX3, AX4, AX5, AX6 peuvent alors augmenter ou diminuer.

III.1. Influence d’un doublet non-liant

Un doublet liant (l) occupe moins d’espace qu’un doublet non-liant (nl). La présence d’un nl entraîne une diminution des angles de liaison en raison de la diminution de l’espace disponible pour les paires liantes.

III.2. Taille de l’atome

Pour les structures AX3 ou AX4, plus l’atome central A est gros, plus la longueur de la liaison AX augmente et plus l’angle de liaison diminue en raison de la diminution de la répulsion entre X (à supposer au moins un nl).

III.3. Influence de la différence d’électronégativité

Pour les structures AX3 ou AX4

• Pour un atome A donné, plus X est électronégatif, plus l’angle de liaison diminue.
  • X attire le nuage électronique vers lui, diminuant l’encombrement autour de A et réduisant l’angle de liaison.
  • Exemples : H2O vs F2O (e.n(F) > e.n(H) → α diminue de H2O à F2O)
• Pour un atome X donné, plus A est électronégatif, plus l’angle de liaison augmente.
  • A attire le nuage électronique vers l’intérieur, augmentant l’encombrement autour de A et augmentant l’angle.
  • Exemples : H2O vs H2S (e.n(O) > e.n(S) → le doublet OH est plus près de O que de S ; α diminue de H2O à H2S)
  • O plus petit que S : dO–H < dS–H → α diminue de H2O à H2S
    Les doublets liants se repoussent plus dans H2O que dans H2S → HSH < HOH < 109°28’.

III.4. Influence des liaisons multiples

Quand il y a une double ou une triple liaison, l’effet de répulsion est plus important qu’avec une liaison simple, à cause de l’encombrement plus important de ces liaisons : les angles des autres liaisons diminuent.

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IV Molécules à plusieurs atomes centraux

En découpant, de façon fictive, une molécule à plusieurs atomes centraux en plusieurs molécules à un atome central, on peut appliquer la théorie de Gillespie et prévoir la forme de ces molécules.

[Schéma: Géométries AX2 à AX6 (diagrammes des géométries autour d’un atome central)]

LA LIAISON CHIMIQUE 1

Pour briser les liaisons fortes, il faut fournir des énergies de dissociation de l’ordre de 200 à 500 kJ par mole de liaison diatomique (soit environ 50 à 100 kcal par mole ; ou environ 2 à 5 eV par liaison). On distingue trois types limites de liaisons fortes

I. LES LIAISONS FORTES

I.1. La liaison covalente (ΔEN< 2)

Elle est obtenue grâce à la mise en commun d’électrons apportés par deux atomes. Ce type de liaison se forme entre atomes d’électronégativités voisines (ΔEN faible).
Selon Lewis, une liaison covalente entre deux atomes résulte de la mise en commun d'une paire d'électrons. Seuls les électrons de valence d'un atome peuvent être impliqués dans la formation des liaisons.
Il existe deux manières de former une liaison covalente :
a) Chaque atome fournit un électron célibataire, la liaison est dite de covalence normale.
b) Un atome fournit un doublet et l’autre le reçoit dans une case vide, la liaison est dite de covalence dative ou de coordination.

![Image: Schéma de recouvrement axial et π dans les liaisons covalentes]

I.2. Les liaisons de covalence normale :

a) La liaison σ :
Elle constitue beaucoup de liaisons simples et se retrouve dans toutes les liaisons multiples.
Une liaison σ se forme par recouvrement axial (frontal) des orbitales atomiques. La liaison peut se former dans les cas suivants :

• Recouvrement axial entre deux orbitales s
• Recouvrement axial entre orbitale s et orbitale p
• Recouvrement axial entre deux orbitales p alignées selon l’axe de liaison.

[Image: Schéma: recouvrement axial et π dans une liaison σ]

c) La liaison π :
Ce type de liaison se rencontre dans les liaisons multiples. Celles -ci renferment toujours une liaison σ accompagnée d’une ou deux liaisons 𝜋.
Elle s’obtient par recouvrement latéral entre deux orbitales p parallèles.
Une liaison π se forme entre orbitales px px et py py.

c) Caractéristiques de la liaison π :
Le recouvrement latéral est moins important que le recouvrement frontal. Une liaison π est :

• Moins stable que la liaison σ.
• Nécessairement assurée par recouvrement latéral de deux orbitales p.
• L’existence d’une liaison π empêche la libre rotation autour de l’axe des deux noyaux des atomes lies.
• La longueur de liaison diminue quand une liaison π se superpose à une liaison σ.
  Ainsi : la longueur de liaison : C-C = 0,154 nm, C=C = 0,134 nm, C≡C = 0,120 nm.

I.3. La liaison de covalence dative ou de coordination :

L’un des deux atomes (le donneur) fournit un doublet déjà constitué dans sa couche externe. L’autre (l’accepteur) le reçoit dans une case quantique vide de sa couche externe.
L’atome d’azote va donner son doublet au proton H+. L’atome N est alors donneur et H+ accepteur. Une fois établi, ce type de liaison ne diffère pas des liaisons de covalence normale.

I.4. La liaison ionique : ΔEN grand > 2.

Si deux atomes A et B de la molécule AB ont des électronégativités très différente. L’un des atomes (par exemple B) va attirer l’électron de l’autre atome.
La molécule est alors constituée de deux ions A+ et B−. Il n’y a plus mise en commun d’électron comme dans la liaison covalente mais un transfert d’un électron à un autre.
Exemple :
EN (Cl) = 3,1 et EN (Na) = 0,9
Écriture de la réaction à l’aide des symboles de Lewis de NaCl :

I.5. La liaison métallique

Ce sont des liaisons qui se forment entre atomes d’électronégativités voisines. La liaison est, dans ce cas, assurée par un nombre d’électrons inférieur à une paire. Elle est parfois dite « insaturée » (en électrons). La liaison métallique est un peu plus faible que les deux autres types précédents de liaison.
D’une autre façon on peut dire que la liaison métallique :

• s’établit entre atomes d’électronégativités faibles et possédant peu d’électrons sur leur couche externe (1, 2 ou 3 électrons).
• mise en commun d’électrons non pas sur 2 atomes mais sur un nombre illimité d’atomes.

Exemple

II. LES LIAISONS FAIBLES

Les liaisons faibles ont des énergies de dissociation allant d’environ 1 à 50 kJmol-1. Ces liaisons sont dues à des forces de cohésion qui s’exercent entre atomes incapables de former des liaisons de valence ou entre molécules ou les possibilités de liaisons fortes sont déjà saturées.

II.1. La liaison hydrogène

Se produit entre un atome d’hydrogène déjà lié à un atome très électronégatif, et un autre atome très électronégatif qui est, lui aussi, déjà engagé dans une molécule.
En pratique, les atomes très électronégatifs susceptibles de participer à des liaisons hydrogène sont seulement F, O, N, et Cl. Ces atomes, bien que déjà liés, attirent également l’hydrogène des molécules voisines lorsqu’il est lui-même lié à un atome électronégatif.
L’hydrogène a ainsi tendance à se partager entre les deux molécules et forme entre elles une liaison hydrogène. On dit aussi que les deux atomes électronégatifs (O, F, etc.) sont reliés par un pont hydrogène : F−H…F, O−H…O, O−H…N, N−H…N, etc.
Exemple :
La molécule d’eau H2O

[Image: Réseau de molécules d'eau reliées par des ponts hydrogène]

II.2. Les liaisons de van der Waals

Les liaisons de van der Waals sont en général très faibles. Ce type de liaison proviennent de l’attraction ou la répulsion électrostatique entre les molécules ayant des dipôles électriques permanents pour les molécules polaires ou temporairement polarisables. Elle s’établit entre des molécules polaires ou polarisables.

[Image: Schéma: liaisons de van der Waals entre molécules polaires et polarisables]