Liaisons dans les composés organiques

Histoire de la théorie des liaisons carbone dans les composés organiques

Dès 1858, deux scientifiques, August Kekule et Archibald Couper, ont publié des travaux indépendants dans lesquels ils ont affirmé que l’atome de carbone de tous les composés organiques est capable de se lier à quatre substituants. Il a ensuite été défini que le carbone avait quatre centres d’affinité avec d’autres unités, ce qui signifie en pratique que les atomes de carbone à quatre valences sont capables de produire quatre liaisons chimiques, ce qui conduit à la formation de composés stables. August Kekule a également affirmé que les atomes de carbone peuvent se lier les uns aux autres pour produire des chaînes de carbone plus longues. L’étape suivante était les théories sur l’existence possible de liens multiples. Alexander Crum Brown a proposé l’existence d’une double liaison C=C dans l’éthylène, tandis qu’Emil Erlenmeyer – l’existence d’une triple liaison C≡C dans la molécule d’acétylène. En 1865, Kekule a apporté une autre contribution en développant le concept d’atomes de carbone se liant non seulement de manière simple mais aussi en se pliant et en se fermant pour former des anneaux. En 1874, Jacobus vant’t Hoff et Joseph Le Bel introduisent une autre dimension dans la chimie des molécules en supposant que les liaisons carbonées existant dans l’espace ne sont pas orientées de manière chaotique mais ont une disposition spatiale déterminée. De cette façon, nous avons atteint le modèle actuellement existant de l’atome de carbone quadrivalent, dont les liaisons dans l’espace forment un tétraèdre, et ses coins sont disposés non seulement sur une ligne plate mais aussi devant et derrière le plan de la ligne de l’observateur.

Pourquoi les liaisons chimiques se forment-elles ?

Les atomes se lient les uns aux autres pour rendre la molécule produite aussi stable que possible. Une telle forme est plus durable et a une énergie inférieure à celle des atomes individuels séparément. Lors de la formation d’une liaison chimique, l’énergie du système est libérée et réduite. L’analyse de la formation de telles liaisons est également basée sur les informations sur l’état de leur couche de valence électronique. Le fait est que la stabilité la plus élevée est montrée par les éléments qui ont un octet dans cette coquille, tandis que les éléments qui n’ont pas d’octet à l’état libre sont enclins à adopter la configuration électronique d’un gaz rare . Selon le groupe, le chemin vers cet état peut nécessiter la perte d’un électron, par exemple. La quantité d’énergie nécessaire pour effectuer une telle opération est définie par l’énergie d’ionisation (E _j ).

Des liaisons ioniques

Les métaux situés sur le côté gauche du tableau périodique ont tendance à produire des ions positifs (cations) en cédant leurs électrons. Au contraire, les halogènes et autres non-métaux réactifs attirent des électrons supplémentaires, produisant ainsi des ions négatifs (anions). L’élément clé qui affecte le comportement des atomes vis-à-vis des électrons est leur affinité électronique (E _pe ), qui est propre à chacun des atomes analysés. Un électron se fixant à la plupart des éléments provoque la libération d’énergie, de sorte que la plupart des valeurs E _pe sont négatives. La liaison ionique est le cas d’analyse le plus simple – elle existe entre un métal avec une valeur E _j faible et un non-métal avec une valeur E _pe absolue élevée.

La liaison atomique

Les éléments situés au milieu du tableau périodique ne peuvent pas former de liaisons ioniques en raison de leur configuration électronique . Le carbone, l’élément le plus important pour la chimie organique, si l’on considère la structure la plus simple du méthane (CH ₄ ), a la configuration suivante : 1s ¹ 2s ² 2p ² , il lui serait donc très difficile d’accepter ou de céder des électrons à obtenir la configuration d’un gaz rare. Les atomes de ce type agissent d’une manière différente, en partageant leurs électrons avec d’autres atomes. Un tel schéma a été proposé pour la première fois par Gilbert N. Lewis en 1916. La liaison s’appelait la liaison covalente et l’ensemble des atomes qui lui étaient liés s’appelait la molécule. La méthode de présentation de la notation de ces liaisons est basée sur les formules structurelles de Lewis, dans lesquelles les électrons de valence sont représentés par des points. La stabilité moléculaire la plus élevée est atteinte lorsque la configuration de l’atome atteint la configuration électronique d’un gaz noble et que ses orbitales de valence s et p sont remplies. Le nombre de liaisons atomiques pouvant être formées dépend du nombre d’électrons de valence de l’atome. Si l’atome contient un, deux ou trois électrons de valence, alors c’est le nombre de liaisons qu’il peut produire. Si l’atome a quatre électrons de valence ou plus, il produit autant de liaisons qu’il en faut pour remplir les niveaux s et p de leurs coquilles, jusqu’à ce qu’un octet soit atteint.

La théorie des liaisons de valence

Il suppose qu’une liaison chimique de type atomique se forme lorsque les atomes se rapprochent à une distance telle que leurs orbitales remplies individuellement se chevauchent. Les électrons ainsi appariés sont attirés par les noyaux des deux atomes, tout en se liant les uns aux autres. La force d’une telle liaison dépend en grande partie du degré de chevauchement des orbitales : plus le chevauchement est important, plus la liaison est forte. Ceci nous amène au point suivant de la théorie : l’orientation des liaisons dans le cas du recouvrement d’orbitales autres que s. S’il y a une interaction, par exemple entre une orbitale 2p et 1s, elle se développe le long de l’axe de l’orbitale p directionnelle. Sur la base de la forme des orbitales qui se chevauchent, nous pouvons également obtenir la section transversale de la liaison. Pour donner un exemple : si deux atomes d’hydrogène partagent des électrons de l’orbitale s en forme de sphère, la section transversale de cette liaison sera également un cercle et la symétrie de la liaison HH sera cylindrique. Une liaison formée par un chevauchement frontal d’orbitales le long de la ligne entre les noyaux est une liaison sigma (σ), qui est la plus courante. Une autre est la liaison pi (π), résultant du chevauchement d’orbitales 2p remplies individuellement. Il empêche la rotation, par exemple autour de la liaison CC. Il est plus faible que le sigma-bond et plus facile à casser, ce qui le rend plus réactif. Les hypothèses les plus importantes de la théorie des liaisons de valence sont les suivantes :

1. Des liaisons atomiques peuvent se former grâce au chevauchement d’orbitales moléculaires qui ont un électron de spin opposé.
2. Chaque atome participant à la formation de liaisons conserve ses orbitales atomiques, tandis que la paire d’électrons située dans les orbitales superposées est partagée.
3. Plus les orbitales se chevauchent, plus la liaison chimique est forte.

Des termes tels que force de liaison ou longueur de liaison sont spécifiques à chaque liaison atomique. Force – définit la quantité d’énergie qui doit être fournie au système afin de briser la molécule en atomes. Elle peut être calculée en comparant l’énergie du produit stable à l’énergie du substrat. Par exemple, si la connexion des atomes d’hydrogène amène la molécule à libérer 436 kJ/mol, l’énergie du produit sera inférieure de cette valeur, et ce sera la force de la liaison. Pour le casser, nous devrions fournir au moins cette quantité d’énergie. La longueur d’une liaison fait référence à la distance optimale déterminée entre les noyaux. S’ils sont trop proches, ils se repousseront en raison de leur charge positive. S’ils sont trop éloignés les uns des autres, ils ne pourront pas partager leurs électrons de liaison.

La théorie des orbitales moléculaires

Il suppose la définition des liaisons atomiques comme des combinaisons mathématiques de fonctions d’onde qui forment des orbitales moléculaires. Ils sont considérés comme des composants de la molécule entière, et non d’un atome particulier. Par conséquent, une orbitale moléculaire définit la partie de l’espace de la molécule où les électrons sont le plus susceptibles d’être présents. Comme dans le cas des orbitales atomiques, les valeurs caractéristiques comprennent la taille, la forme et l’énergie. Contrairement à eux, les orbitales moléculaires peuvent interagir de deux manières différentes : additivement ou soustractivement. En prenant la molécule d’hydrogène comme exemple, si les orbitales se lient de manière additive, leur forme ressemblera à un œuf. La liaison soustractive entraînera une soustraction mutuelle de ces orbitales, et l’espace entre les noyaux ne comprendra qu’un nœud de fonction d’onde, ce qui se traduit par une faible densité du nuage d’électrons et un manque de remplissage. Dans le cas d’une liaison additive, l’énergie de l’orbitale est inférieure à celle des orbitales 1s individuelles d’un atome d’hydrogène et constitue une orbitale de liaison. L’énergie d’une orbitale formée par combinaison soustractive est supérieure à l’énergie des orbitales atomiques individuelles, et une telle orbitale est appelée orbitale antiliante. Ceci est dû au fait que les électrons présents dans une telle orbitale ne peuvent pas être situés dans l’espace des nœuds et, par conséquent, ils sont incapables de produire des liaisons. Les hypothèses de base de la théorie des orbitales moléculaires comprennent les suivantes :

1. Les orbitales moléculaires sont la même partie dans les molécules que les orbitales atomiques dans les atomes. Puisqu’ils sont possibles à décrire, nous pouvons présenter la partie spatiale de la molécule où les électrons sont le plus susceptibles d’être présents. Chaque orbitale moléculaire a sa taille, sa forme et son niveau d’énergie spécifiques.
2. Les orbitales moléculaires sont formées par la conversion d’orbitales atomiques. Leur nombre est égal au nombre des orbitales atomiques actuelles qui ont produit les combinaisons.
3. Selon l’énergie d’une orbitale moléculaire par rapport aux orbitales atomiques, elles peuvent être liantes ou non liantes. Si l’énergie d’une orbitale moléculaire formée est inférieure, ce sont des orbitales de liaison ; s’il est plus élevé, ce sont des orbitales non liées.