Concepts en chimie moléculaire

Un livre de Wikilivres.
Aller à : navigation, rechercher
link={{{link}}}

Cette page est trop allusive. Un texte introductif serait nécessaire pour définir le sujet.

La structure des molécules[modifier | modifier le wikicode]

La Liaison chimique[modifier | modifier le wikicode]

Voir aussi : Composés et liaisons (Chimie générale)

On distingue six grands types de liaison en chimie:

Liaison covalente[modifier | modifier le wikicode]

La liaison covalente concerne toutes les molécules organiques. Les deux atomes reliés entre eux mettent en commun leurs électrons, un ou plusieurs électrons de valence, en fonction du type de liaison, simple, double ou triple. La liaison peut-être polarisée si une différence d'électronégativité est importante entre les deux atomes. Par exemple dans le bromomethane, l'atome de brome va polariser la liaison C-Br et rendre le carbone plus réactif. Ces liaisons font intervenir les orbitales des atomes concernés dans la liaison pour former des orbitales moléculaires de type sigma pour une simple liaison ou pi pour une double ou triple liaison.
Les différents niveaux d’énergie permis d'une molécule peuvent être décrit en résolvant l'équation de de mécanique quantique de Shrödinger. On y trouve toutes les orbitales moléculaires. Les électrons de valence occupent les niveaux d'énergie les plus bas. Dans la pratique la résolution de l'équation de Shrödinger est trop compliquée. On a recours à des approximations dites de Hückel. La figure illustre les différents niveaux d'énergie des orbitales moléculaires de la molécule d'éthène. On distingue en particulier l'orbitale HOMO (Highest Ocupied Molecular Orbital) et LUMO (LowestUnocupied Orbital). Les électrons d'un autre réactif pouvant atteindre la LUMO (anti-liante) pourront rompre la double liaison pour réaliser une réaction d'addition, par exemple, addition d' HCl pour donner du chloroethane.

Fichier:1305061.png

Au cours d'une réaction chimique les forces électrostatiques entre en jeux pour positioner les atomes qui vont réagir entre eux. Puis quand les distances inter-atomiques sont suffisamment petites les orbitales atomiques inter-agissent entre elles pour former des orbitales moléculaires, en accord avec les principes de la mécanique quantique.

Fichier:1305062.png

Liaison ionique[modifier | modifier le wikicode]

Ce type de liaison utilise des forces électrostatiques d'attractions et de répulsions entre des ions positifs et négatifs (Chlorure de sodium par exemple). Les orbitales moléculaires n’interviennent pas dans ces liaisons.

Liaison métallique[modifier | modifier le wikicode]

La différence entre le rayon ionique et le rayon métallique est faible. Sauf pour les métaux alcalins (Na, K, Li, Cs), le rayon est plus grand. Les électrons ont plus d'espace, la structure est donc moins compacte.

Dans un métal, comme pour les composés ioniques, les atomes sont empilés suivant un certain ordre tri-dimensionnel. Les électrons de valence circulent librement. Mais ils sont prisonniers dans un puits de potentiel (cf mécanique quantique). Seul une forte température ou une irradiation (effet photo-électrique) permet aux électrons de s'échapper. Un champ électrique appliqué à un morceau de métal oriente et accélère la circulation des électrons pour donner un courant électrique.

Liaison organométallique[modifier | modifier le wikicode]

Le cas de la liaison organométallique est plus compliqué. Par exemple l'organobromien, synthétisé dans l'ether, a pour structure structure à l'état solide :


Fichier:1205061 bis.gif


Liaison hydrogène[modifier | modifier le wikicode]

La liaison hydrogène est une liaison de faible énergie, souvent partielle, mais très importante dans les milieux biologiques. C'est la liaison entre un atome d’hydrogène et un atome électronégatif, en générale l'oxygène ou l'atome d'azote. Elle est souvent impliqué dans la spécificité des sites actifs des enzymes. Associée avec les molécules d'eau elle permet la formation des structures tri-dimensionnelle des protéines.

Liaison faible de Van Der Waals[modifier | modifier le wikicode]

Géométrie spatiale des molécules[modifier | modifier le wikicode]

La réactivité des molécules organiques[modifier | modifier le wikicode]

Thermochimie[modifier | modifier le wikicode]

Électrochimie[modifier | modifier le wikicode]