Liaisons chimiques

On appelle liaison chimique toute interaction attractive qui maintient des atomes à courte distance. Cette interaction peut être directionnelle comme la liaison entre deux atomes au sein d'une molécule, ou non-directionnelle comme l'interaction électrostatique qui maintient les ions d'un cristal ionique en contact. Elle peut être forte comme les deux précédents exemples, ou faible comme les interactions de van der Waals qui sont de nature dipolaire.

De nombreux modèles existent pour décrire ces interactions. Par exemple la liaison chimique entre deux atomes au sein d'une molécule peut être décrite avec le modèle de Lewis ou avec un modèle quantique, comme la théorie des orbitales moléculaires. Dans les deux cas, l'origine de l'interaction est un partage d'électrons entre les deux atomes partenaires de la liaison chimique.

Les liaisons plus faibles sont expliquées, en général, par des polarités entre des molécules. C'est le cas des interactions très faibles comme les forces de London qui font partie des forces de van der Waals. De telles forces interprètent le maintien dans un état condensé solide ou liquide de composés moléculaires comme le diiode ou les hydrocarbures.

La description d'une liaison chimique doit préciser le modèle utilisé et l'énergie de la liaison.

Décrire pourquoi les atomes des molécules ou des cristaux demeurent au contact est l'objet de l'étude de la liaison chimique. Si les liaisons chimiques n'existaient pas (ou quand elles ne sont pas assez solides par rapport à l'énergie de température), les atomes ne resteraient pas au contact. C'est l'état liquide, voire gazeux. Comprendre ce qu'est une liaison chimique permet d'interpréter la réaction chimique. En effet, une réaction chimique n'est autre que la transformation des liaisons chimiques.

Il existe un grand nombre de façons de décrire les liaisons chimiques. D'une part, chaque type de liaison fait appel à un modèle différent :

• Modèle pour la liaison covalente ;
• Modèle pour la liaison métallique ;
• Modèle pour la liaison hydrogène ;

etc.

D'autre part, pour un type de liaison donnée, il existe plusieurs modèles :

• Pour la liaison covalente :
  • Modèle de Lewis
  • Modèle des orbitales moléculaires.
• Pour la liaison entre un ligand et un ion métallique dans un complexe :
  • Modèle du champ cristallin
  • Modèle de champ des ligands
  • Sans parler des modèles qui ne sont plus utilisés comme le modèle des liaisons datives et d'autres.

etc.

L'intérêt d'avoir plusieurs modèles pour un même type de liaison relève souvent de l'histoire des sciences. Par exemple, le modèle de Lewis est venu très tôt (1916) alors que le modèle des orbitales moléculaires (par exemple LCAO-MO, ce qui signifie Linear Combinaison of Atomic Orbitale [pour faire des] Molecular Orbitals) a été introduit plus récemment. Il est bien plus complexe à utiliser mais il fournit de nombreuses informations sur la liaison covalente que ne fournit pas le modèle de Lewis, par exemple il permet de prévoir, par le calcul, l'énergie de la liaison ou la prévision du spectre électronique. Quand de telles informations ne sont pas utiles, le modèle de Lewis suffit et est utilisé bien que moins performant et plus ancien.

Le développement théorique le plus abouti, utilisé pour décrire une liaison chimique, est la théorie des orbitales moléculaires. Celle-ci décrit les atomes par des fonctions appelées orbitales atomiques. Des combinaisons linéaires de ces fonctions constituent les orbitales moléculaires qui décrivent les molécules. Ces orbitales moléculaires peuvent être :

• liantes ; dans ce cas, les électrons de liaison ont la plus grande probabilité de se trouver entre les noyaux qu'ailleurs ; l'orbitale tend alors à maintenir les noyaux ensemble ; ces orbitales sont l'équivalent des liaisons covalentes de la théorie de Lewis ;
• non-liantes : dans ce cas, les électrons ont plus de probabilité de se trouver plus près d'un des noyaux ; ces orbitales sont l'équivalent des doublets non liants de la théorie de Lewis.
• antiliantes : dans ce cas les électrons ont plus de probabilité de ne pas se trouver entre deux atomes liés ; ces orbitales n'ont pas d'équivalent dans la théorie de Lewis.

La liaison ionique s'interprète différemment. Elle se rencontre dans un cristal et maintient les anions (négatifs) et les cations (positifs) au contact. Des forces électrostatiques maintiennent les ions de signes opposés aux contact alors que des forces de même nature entre les ions de même signes tendent à faire "éclater" le cristal. Il se trouve que la somme des forces attractives est plus grande que la somme des forces répulsives ; le cristal peut ainsi exister.

Pour les modèles qui donnent accès à l'énergie des atomes et des molécules, les liaisons se forment (et donc les édifices qu'elles constituent existent) si l'énergie de l'édifice (molécule, cristal) est inférieure à l'énergie des atomes ou des ions pris séparément. Ainsi, l'énergie de la molécule H₂ est inférieure à l'énergie de deux atomes H. La molécule H₂ existe donc. En revanche, l'énergie de la molécule He₂ est supérieure à l'énergie de deux atomes d'hélium pris séparément. Ceci explique que la molécule He₂ n'existe pas.