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Liaisons chimiques et orbitales moléculaires

Liaisons chimiques et orbitales moléculaires
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Résumé

1. Liaisons chimiques

2. Orbitales moléculaires : Aspect énergétique

3. Construction des orbitales moléculaires

4. Hybridation des orbitales atomiques

5. liaisons polarisées

6. liaisons ioniques

7. liaisons de Van der Waals

8. Liaisons hydrogènes

La première théorie scientifique de la liaison chimique date de 1916 et est énoncé par Gilbert Lewis La liaison chimique est le partage d’une paire d’électron par deux atomes Diagramme de Lewis : H· Li· ·Be· ·· etc. Chaque atome lié apporte un électron pour former une liaison ou bien deux électrons proviennent du même atome (H2, F2, O2) H2 : H·+·H=H:H noté H-H 2H·+·Be=H:Be:H noté H-Be-H Les électrons ne participant pas aux liaisons sont des électrons non liant Il forme par deux des paires libres et restent localisés sur l’atome Les liaisons sont régies par la règle de l’octet : La stabilité maximale d’une molécule est obtenue quand chaque atome est entouré de quatre paires d’électrons Sauf pour l’hydrogène qui forme une seule paire d’électron (règle du duet) 2 atomes peuvent partager plusieurs doublets d’électrons : Double liaison : O^O noté O=O Triple liaison : N:::N noté NaN

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