Chimie générale/Composés et liaisons
Introduction aux liaisons.
Une liaison chimique (ou plus généralement, une interaction chimique) est un phénomène qui maintient des atomes proches les uns des autres; les atomes formant ainsi un assemblage appelé, selon les cas, « molécule », « complexe », « ion polyatomique », « cristal » ou « solide amorphe ». Ces liaisons peuvent se former entre atomes de même famille ou de familles différentes. Il y a différents types de liaisons chimiques, qui ont diverses propriétés et qui donnent lieu à différentes structures.
Les liaisons ioniques se forment entre des ions positifs et négatifs. Dans un solide dit « ionique », les électrons sont « fixés » aux ions et ne circulent pas. La liaison est dans ce cas un phénomène essentiellement électrostatique (attirance entre les charges électriques positives et négatives). Le sel de table (ou chlorure de sodium NaCl) est un exemple d´une structure ionique.
Les liaisons covalentes se forment quand les électrons sont partagés entre deux atomes. Cela donne lieu à deux structures possibles : molécule et réseau solide covalents. Le méthane (CH4) est une molécule covalente et les verres sont des réseaux solides covalents.
Il y a liaison métallique entre les atomes de métal. Dans une substance avec liaisons métalliques, les électrons externes peuvent circuler librement entre tous les atomes. Le fer est une élément chimique permettant la création de liaisons métalliques.
Certains assemblages sont plus complexes et sont décrit par des liaisons partiellement covalentes et partiellement ioniques, comme par exemple les oxydes cristallins.
Liaisons ioniques.
Qu'est-ce que c'est qu'un ion ?
Les ions sont des atomes ou des molécules qui sont chargés électriquement. Les cations sont chargés positivement et les anions portent une ou des charges négatives. Les ions se forment lorsque les atomes reçoivent ou perdent un ou plusieurs électrons .
Comme les électrons sont chargés négativement , un atome qui perd un électron devient chargé positivement (de la même manière, celui qui gagne un ou plusieurs electrons(ou note scientifique: e-) devient chargé négativement ).
Description de la liaison ionique.
Des liaisons ioniques se forment entre les ions chargés positivement et négativement. Ces ions de charges opposées s´attirent et restent près l´un de l´autre- ils sont reliés ioniquement- . La loi de l´électrostatique explique pourquoi cela se passe ainsi : des charges opposées s´attirent et des charges de signe identique se repoussent. Lorsque beaucoup d´ions s´attirent, ils forment de grands réseaux cristallins ordonnés où chaque ion est entouré d´ions de charge opposée.
Liaisons covalentes.
La liaison covalente se forme lorsque des atomes mettent des électrons en commun pour compléter la couche externe de valence. Ce type de liaison se forme surtout entre les éléments légers (soufre, carbone, ...) appartenant aux colonnes IIIA, IVA et VA de la classification périodique.
Liaison simple.
Un exemple de substance liée d´une manière covalente est l´hydrogène gazeux (H2). Un atome d´hydrogène seul possède un électron de valence, il en faut deux pour remplir la couche. Quand deux atomes d´hydrogène se lient, chacun d´eux met en commun son électron avec l´autre atome : les électrons circulent autour de deux atomes au lieu d´un. Chaque atome possède maintenant deux électrons : ils deviennent une molécule stable H2 dont les atomes sont liés par une liaison covalente simple.
Liaison double et triple.
Des liaisons covalentes peuvent aussi se former entre des non-métaux, par exemple le chlore. L´atome de chlore possède 7 électrons dans sa couche de valence - il en faut 8 pour la compléter. Deux atomes de chlore peuvent partager 1 électron pour former une simple liaison covalente . Ils deviennent une molécule de dichlore Cl2 .
L´oxygène peut aussi former des liaisons covalentes. Cependant, il a besoin de deux électrons supplémentaire pour compléter sa couche de valence (qui en a 6). Deux atomes d´oxygène doivent partager chacun 2 électrons pour compléter leurs couches respectives ayant au total 4 électrons partagés. Il s´agit d´une liaison covalente double.
De plus, l'azote possède 5 électrons de valence (il en a besoin de 3 en plus) pour former la molécule N2 dans laquelle les deux atomes N sont liés par une liaison covalente triple.
Partage d´électrons et orbitales.
Le carbone (C=6) ne partage pas 4 électrons pour faire une liaison quadruple parce que la quatrième paire d´électrons du carbone ne peut pas physiquement se rapprocher suffisamment. 
Souvenons-nous que les électrons se trouvent dans les atomes comme des nuages de densité électronique. Le modèle de liaisons de valences travaille selon le principe que les orbitales des divers atomes doivent se superposer pour former une liaison. Il y a divers moyens d´obtenir ces superpositions en formant diverses sortes de liens covalents.
La liaison sigma.
Le premier type et le plus simple est la superposition de deux orbitales s. Cette liaison s´appelle liaison "sigma" ('σ' est l´équivalent grec de la lettre 's'). Une liaison 'σ' peut aussi se former entre deux orbitales p qui pointent l´une vers l´autre.
La liaison pi.
Le second type important de liaison se produit par superposition de deux orbitales p parallèles. Il y a formation de deux aires de densité électronique au dessus et en dessous de la molécule. Ce type de superposition est appelé pi ('π', de l´ équivalent grec de p).
La structure de Lewis.
La "stucture de Lewis" est une manière simple de représenter les molécules covalentes et de montrer comment elles sont liées. Chaque atome est représenté par son symbole chimique, une liaison est indiquée par un trait simple, double ou triple selon que la liaison entre les atomes est simple, double ou triple. Finalement, les électrons qui ne servent pas pour la liaison sont représentés par des points autour du symbole de l´élément. Dans une structure de Lewis seul les électrons de valence sont pris en compte.
Electronégativité.
L'électronégativité d'un élément dans une molécule est la mesure de sa capacité à attirer les électrons. Les organiciens utilisent l'échelle de PAULING pour classer les éléments.
Stéréométrie moléculaire.
Dans les molécules covalentes, chaque atome est lié à un autre atome. Par définition, ces liaisons sont constituées par des paires d´électrons. Étant chacune porteuse de charges électriques négatives, ces paires d´électrons se repoussent et tendent à s´écarter le plus possible afin de stabiliser la molécule. Cela engendre des formes caractéristiques pour les molécules covalentes. Le modèle de Gillespie, du nom du chimiste canadien R.J Gillespie, encore nommé "modèle de répulsion des électrons de la couche de valence" (VSEPR valence shell electron pair repulsion) peut être utilisé pour prévoir approximativement la forme des molécules.
Les molécules ne sont pas statiques : leurs liaisons sont continuellement tordues, tendues et fléchies. En accord avec la théorie quantique, les énergies de ces liaisons sont quantifiées, ce qui donne la base de la spectroscopie infrarouge : un moyen important pour analyser les molécules organiques. 
Le modèle VSEPR n'est pas un bon modèle pour déterminer la forme des molécules. Il ne permet que d'interpréter les formes de molécules découvertes expérimentalement. Il permet de prédire la forme de molécules similaires - ce qui rend le modèle très utile. Les méthodes modernes pour calculer l´état le plus stable des molécules peuvent prendre plusieurs heures du temps d´un superordinateur.
La forme tétraédrique.
Considérons une molécule covalente simple, le méthane (CH4). Quatre atomes d'hydrogène entourent l´atome de carbone dans un espace à trois dimensions. Chaque liaison CH consiste en une paire d´électrons. Les paires d'électrons tendent à s´écarter le plus possible sous l'effet de la répulsion électrostatique. On pourrait penser que cela mène à une structure plate avec chaque atome d´hydrogène séparé de 90°. Cependant, en trois dimensions, il y a une configuration plus efficace. Si chaque atome d´hydrogène est un sommet d´un tétraèdre centré sur l´atome de carbone, ils seront séparés d´environ 109.5° - le maximum possible.
Hybridation.
Le modèle des liaisons de valence suggère que pour qu´une liaison covalente se forme, deux "orbitales" atomiques doivent se superposer suffisamment pour qu´elles puissent partager ces électrons.
L'atome de Carbone possède une orbitale 2s et trois orbitales 2p. Comment ces orbitales peuvent-elles se superposer à une orbitale 1s de l'atome d'Hydrogène? On devrait, a priori, observer deux types de liaisons entre les atomes C et H. Or, l'observation montre que les quatre liaisons C-H sont identiques. Comment le modèle VSEPR tient-il compte de ce problème ? En inventant l'hybridation des orbitales.
Dans l´atome de carbone, les orbitales 2s et 2p ont des énergies différentes. Si l´orbitale 2s combine avec les trois orbitales 2p, il se forme quatre nouvelles orbitales hybrides sp3. Ces nouvelles orbitales hybrides sont identiques - elles sont disposées dans une géométrie tétraédrique et ont la même énergie. L´orbitale 1s de l´atome d´hydrogène peut se superposer avec une de ces orbitales hybrides du carbone. Ces nouvelles orbitales sont identiques - elles ont un arrangement tétraédrique et ont la même énergie (elles sont dégénérées). Les orbitales 1s de l´atome d´hydrogène peuvent maintenant se recouvrir et former avec les orbitales hybrides des liaisons covalentes simples sp3.
Géométrie des orbitales hybrides
Les paires d´électrons non-liants.
Le modèle VSEPR traite les paires d´électrons non-liants de la même façon que les électrons de liaison. Dans l´ammoniac (NH3) par exemple, il y a trois atomes d´hydrogène et une paire d´électrons non-liants entourant l´atome central d'Azote. Vu qu´il y a quatre groupes, l´ammoniac a une forme tétraédrique mais contrairement au méthane, l´angle entre les atomes d´hydrogène est un peu plus petit : 107.3°. On peut expliquer ce fait en supposant qu´une paire d´électrons non-liants prend plus de place physiquement qu´une paire d´électrons de liaison. Cette explication est raisonnable : dans une liaison, les électrons de liaison sont distribués entre deux atomes tandis qu´une paire non-liante est située seulement sur un atome. Vu qu´elle est plus grosse, la paire non-liante repousse les autres électrons.
L'utilisation de ce modèle permet également de justifier la géométrie de la molécule d'eau. Dans l´eau (H2O), l'atome O est lié à deux atomes H et porte deux paires d´électrons non-liants, formant quatre sites de répulsion au total. Les paires d´électrons se repoussent dans une géométrie tétraédrique. L´angle entre les atomes d´hydrogène est de 104.5° ce qui est attendu par le modèle. Les deux électrons non-liants rapprochent les paires liantes, donnant un angle plus petit que pour l´ammoniac. 
Notion de site de répulsion.
Dans un modèle électrostatique de la molécule, chaque paire d'électrons, liante ou non-liante, forme une concentration de charges négatives.
Chacune de ces paires tend donc à repousser les autres paires d'électrons qui figurent dans la molécule : on parle de site de répulsion.
La détermination du nombre de sites de répulsion dans une molécule permet de prévoir sa géométrie.
Atomes pauvres en électrons.
Dans quelques molécules, il y a moins de quatre paires d´électrons de valence. Cela arrive pour les atomes déficients en électrons comme le bore et le béryllium, qui ne respectent pas la règle de l´octet (ils ne peuvent avoir l´un 6, ou l´autre 4 électrons de valence). Dans le trifluorure de bore (BF3), il n´y a que trois paires d´électrons qui se repoussent l´un l´autre pour former une structure plane. Chaque atome de fluor est séparé de 120°. Un autre type d´orbitales hybrides est formé dans ces molécules. L´orbitale 2s et deux orbitales 2p se combinent pour former trois orbitales hybrides sp2. La troisième orbitale p est vide.
Le béryllium, de son côté, forme seulement deux paires d´électrons de valence. Elles se repoussent jusqu´à 180°, pour former une molécule linéaire. Un exemple est le chlorure de béryllium qui a deux atomes de chlore liés à l´atome de béryllium. Une orbitale 2s et une orbitale 2p combinent pour former deux orbitales sp hybrides.