Liaison chimique

La liaison chimique est un phénomène physico-chimique par lequel deux ou plusieurs atomes ou ions fermement à des composés chimiques sont liés les uns aux autres. Ceci est basé sur le fait qu'il est énergétiquement plus favorable pour la plupart des atomes ou ions d'être liés à des partenaires de liaison appropriés au lieu d'être présents sous la forme d'une seule particule (non liée).

La base de la liaison sont des interactions électrostatiques ou des interactions entre les électrons de deux ou plusieurs atomes. Dans de nombreux cas, les deux mécanismes de liaison jouent un rôle. Les paramètres qui sont importants pour décrire une liaison et qui peuvent être étudiés expérimentalement sont la longueur de la liaison en tant que mesure de la distance entre deux noyaux atomiques et l' énergie de la liaison , qui indique la force d'une liaison. La liaison chimique est à la base de la formation de molécules et donc de composés chimiques, et constitue donc l'un des fondements les plus importants de la chimie .

Les liaisons chimiques peuvent être divisées en différents types. Dans les cristaux ioniques, la liaison ionique basée sur des interactions électrostatiques prédomine, dans les métaux la liaison métallique basée sur des électrons en mouvement libre . En revanche, la formation de molécules et de complexes repose sur des liaisons localisées basées sur la formation de paires d'électrons . Dans les liaisons de paires d'électrons localisées , une distinction est souvent faite entre la liaison covalente , dans laquelle chaque atome contribue à un électron à la liaison, et la liaison de coordination dans les complexes, dans laquelle une paire d'électrons d'un ligand interagit avec une orbitale vide de la atome central. Dans des cas particuliers, des liaisons multicentriques peuvent se produire. Les liaisons métalliques, ioniques et covalentes sont des idéalisations de liaisons chimiques.

Parfois , des interactions faibles, tels que les interactions de Van der Waals , interactions dipolaires et l' hydrogène liaison sont comptés parmi les liaisons chimiques. Cependant, ce ne sont pas des liaisons chimiques fortes, mais plutôt des forces d'attraction faibles qui agissent entre les molécules individuelles.

Pour la description des liaisons dans les molécules, diverses théories ont été avancées en chimie théorique , mais elles ne sont toutes que des approximations aussi exactes que possible de la situation réelle des liaisons. Ils comprennent la structure de valence et la théorie des orbitales moléculaires .

Les liens peuvent être séparés en ajoutant de l'énergie, par exemple sous forme de chaleur ou de lumière . Les atomes ou molécules individuels qui en résultent ont souvent une forte tendance à se lier à nouveau. Le rebinding peut avoir lieu au niveau du site précédemment clivé, ou il a lieu au niveau d'autres atomes ou molécules. C'est la base des réactions chimiques .

l'histoire

Le développement de diverses théories sur la liaison chimique est étroitement lié au développement de théories et d'expériences sur la forme de l' atome individuel . Les premières théories concrètes ont été après la découverte de l' électron par JJ Thomson a établi le 1897e Dans son modèle atomique , Thomson a imaginé que les liaisons chimiques sont basées sur des forces électrostatiques créées par le transfert d'un atome à un autre. Cela a d'abord conduit à l'hypothèse que les liaisons chimiques doivent toujours avoir une structure polaire.

En raison des propriétés des composés organiques, qui ne pouvaient pas être expliquées par des liaisons polaires, et des expériences avec les rayons de canal , il est vite devenu clair qu'il devait également y avoir une liaison non polaire. Gilbert Lewis a suspecté pour la première fois en 1916 que la liaison non polaire est basée sur des électrons appariés. Cette théorie était également compatible avec les modèles atomiques de Rutherford et Bohr , qui avaient depuis remplacé le modèle de Thomson.

Avec le développement de la mécanique quantique et, surtout, la formulation de l' équation de Schrödinger par Erwin Schrödinger en 1926, des théories plus précises de la liaison ont pu être établies. La première théorie de la mécanique quantique a été développée avec la théorie de la structure de valence en 1927 par Walter Heitler et Fritz London . La théorie originale ne concernait initialement que la molécule la plus simple d' ion H ₂ ⁺ à partir de deux protons valides et d'un électron. Linus Pauling a largement développé la théorie en introduisant l' orbitale et l' hybridation afin que la théorie puisse être appliquée à des molécules plus compliquées.

Toujours en 1927, Friedrich Hund et Robert Mulliken ont établi la théorie orbitale moléculaire plus précise . Cela n'était également initialement applicable qu'aux molécules simples, mais a été progressivement étendu, par exemple en 1930 par Erich Hückel par une explication plus précise des liaisons multiples avec l'explication de la liaison π.

Après l'établissement des théories de base de la mécanique quantique, divers chercheurs ont tenté d'expliquer les phénomènes observés en chimie organique ou inorganique à travers ces théories. Des exemples importants sont la théorie des champs de ligands pour les complexes , qui a été publiée en 1951 par Hermann Hartmann et FE Ilse et en 1968 par Robert B.Woodward et Roald Hoffmann ont établi des règles de Woodward-Hoffmann qui permettent un type spécifique de réactions organiques, des réactions péricycliques basées sur le La théorie orbitale moléculaire pourrait être comprise.

Avec le développement de l' ordinateur vers 1950, des calculs théoriques plus compliqués sur les liaisons chimiques sont devenus possibles. Un développement important à cet égard a été, entre autres, les équations Roothaan-Hall de Clemens CJ Roothaan et George G. Hall en 1951, qui sont importantes dans la méthode Hartree-Fock . À partir de 1964, Walter Kohn a finalement développé une autre possibilité pour le calcul théorique de la liaison chimique avec la théorie fonctionnelle de la densité . Pour cela, il a reçu le prix Nobel de chimie en 1998.

Liaison ionique

La liaison ionique est une liaison omnidirectionnelle à longue portée qui a la même force dans toutes les directions spatiales. C'est le type de liaison prédominant dans les sels , c'est-à-dire les composés de métaux et de non-métaux qui sont périodiquement disposés en treillis. Lorsque les métaux et les non-métaux réagissent, la grande différence d' électronégativité conduit à un transfert d' électrons de valence du métal vers le non-métal et donc vers des atomes chargés électriquement, les soi-disant ions . Plus la différence d'électronégativité est grande, plus les électrons de valence sont transférés et plus la liaison est ionique. Cependant, dans toutes les liaisons ioniques, il existe également des parties covalentes de la liaison. Dans le cas de faibles différences, il n'y a qu'un léger transfert et il est nécessaire de prendre en compte les deux parties lors de la description de la liaison.

Les interactions électrostatiques entre les ions différemment chargés sont principalement responsables de la liaison dans les cristaux d'ions . Théoriquement, la structure énergétique peut être bien décrite avec l' énergie du réseau . A cet effet, les forces attractives et répulsives entre les ions, ainsi que la répulsion des couches électroniques pénétrantes sont prises en compte et la loi de Coulomb est prise en compte. Le type de grille est également inclus via la constante de Madelung .

La liaison ionique est une liaison forte. Les valeurs typiques des énergies de réseau des substances ioniques sont 787 kJ / mol (8,2  eV ) pour le chlorure de sodium et 3850 kJ / mol (39,9 eV) pour l' oxyde de magnésium plus chargé (déterminé en utilisant le cycle de Born-Haber ). Cela provoque les températures de fusion élevées de nombreuses substances à structure ionique. Puisque la liaison n'est pas dirigée, elle n'est pas plus forte que de nombreuses liaisons covalentes qui ne fonctionnent qu'au sein d'une molécule et non entre les molécules d'une substance. La nature électrostatique de la liaison ionique provoque la fragilité de nombreux cristaux d'ions, car lorsqu'il y a un décalage entre les ions, les ions de même charge se rejoignent facilement, se repoussant et brisant ainsi le cristal.

Une liaison covalente

La liaison covalente est la liaison qui prédomine dans les composés et complexes non métalliques . Contrairement à la liaison ionique, elle est dirigée et liée à un point spécifique entre deux atomes individuels. Les exceptions sont les liaisons multicentriques , dans lesquelles trois atomes ou plus sont liés de manière covalente, et les liaisons π délocalisées , dans lesquelles plusieurs liaisons sont fusionnées en un seul nuage d'électrons.

Les liaisons covalentes sont généralement basées sur ce que l'on appelle une paire d'électrons , qui est formée à partir des électrons de valence des atomes impliqués. Pour représenter une liaison covalente dans une formule chimique, elle est symbolisée dans la formule de Lewis par une ligne, parfois par deux points. Théoriquement, la liaison covalente est expliquée par deux théories différentes, l'orbitale moléculaire et la théorie de la structure de valence. Les théories plus anciennes pour les complexes sont la théorie du champ cristallin et du champ ligand , mais les relations de liaison dans les composés complexes peuvent être prédites plus précisément au moyen de la théorie des orbitales moléculaires.

La force d'une liaison covalente dépend du type de liaison, des atomes impliqués et de la longueur de la liaison . Les liaisons covalentes les plus fortes sont les triples liaisons courtes d'éléments de la deuxième période tels que le carbone , l' azote ou l' oxygène , de sorte que l' énergie de dissociation d' une triple liaison azote-azote est de 941,7 kJ / mol (9,8 eV). Les énergies de liaison pour les liaisons simples sont généralement comprises entre 150 et 500 kJ / mol (environ 1,5 à 5 eV), pour les doubles liaisons, les énergies de liaison sont généralement de 500 à 800 kJ / mol (5 à 8 eV) pour la deuxième période (double liaison OO: 493,6 kJ / mol, double liaison CO: 798,9 kJ / mol), pour les doubles liaisons les plus faibles des périodes supérieures ci-dessous.

Théorie de la structure de Valence

La théorie de la structure de valence tente de décrire mécaniquement une liaison quantique . C'est en premier lieu que la molécule d'hydrogène avec deux protons et deux électrons de spin différent ont été préparés et peuvent être appliqués par ajouts et simplifications pour des molécules complexes. Pour des calculs précis, les fonctions d'onde des électrons impliqués doivent d'abord être établies. Celles-ci diffèrent en fonction de l'orbitale dans laquelle se trouve l'électron. Contrairement à la théorie des orbitales moléculaires , les liaisons sont généralement considérées individuellement et non la molécule dans son ensemble.

Dans l'approximation la plus simple, la fonction d'onde totale Ψ de la molécule H ₂ est considérée comme le produit des deux fonctions d'onde des deux électrons.

${\ displaystyle \ Psi = \ Psi _ {\ mathrm {A (1)}} \ cdot \ Psi _ {\ mathrm {B (2)}}}$

A: 1er atome, B: 2ème atome, 1: 1er électron, 2: 2ème électron

Cela ne prend pas encore en compte les influences entre les électrons et ne s'applique donc qu'à deux atomes d'hydrogène isolés. Pour des résultats plus précis pour les atomes liés, il faut inclure l'énergie d' échange , ce qui est dû au fait que les électrons ne sont pas localisés sur un atome, mais ont plutôt une probabilité d'être situés sur les deux . La fonction d'onde est alors appelée

${\ displaystyle \ Psi = \ Psi _ {\ mathrm {A (1)}} \ cdot \ Psi _ {\ mathrm {B (2)}} + \ Psi _ {\ mathrm {A (2)}} \ cdot \ Psi _ {\ mathrm {B (1)}}}$

écrit. Avec des raffinements, tels que l'inclusion du blindage , une autre approximation de la théorie à la valeur expérimentale peut être obtenue.

L'hybridation est un concept important qui peut être utilisé pour étendre la théorie de la structure de valence à des molécules plus complexes . À cette fin, les orbitales hybrides sont formées à partir de différents types d'orbitales. Les plus connues sont les orbitales hybrides sp ³ formées d'orbitales 1 s et 3 p , qui sont principalement utilisées pour expliquer la situation de liaison dans les atomes de carbone . Les trois orbitales p à l'atome de carbone et les orbitales 2s sont utilisés pour former quatre sp identiques ³ orbitales hybrides, qui sont disposés dans une des liaisons tétraédriques Manner et forment à des atomes voisins. Il est également possible que seulement une ou deux des orbitales p soient impliquées dans l'hybridation. Ensuite, des orbitales hybrides sp ou sp ² sont formées. Cependant, le concept d'hybridation n'est pas adapté pour faire des prédictions pour des composés avec une structure spatiale inconnue auparavant, car il a été développé en partant de la structure spatiale et en mélangeant des orbitales appropriées de manière à décrire la structure réelle. Par conséquent, les conclusions sur les orbitales hybrides ne peuvent être tirées que de la structure spatiale, mais pas l'inverse.

En fonction des orbitales impliquées, différents types de liaison sont distingués. Si une liaison est symétrique en rotation autour de l'axe de connexion noyau-noyau, alors il s'agit d'une liaison σ . Il s'agit généralement uniquement d'orbitales hybrides s et / ou sp. Dans de rares cas, une liaison σ est formée de deux orbitales d _z² . Les liaisons σ se trouvent directement sur l'axe de connexion entre les atomes et n'ont pas de plan nodal . Les orbitales p forment des liaisons π situées au-dessus et au-dessous de l'axe de connexion du noyau et ont un plan nodal. Ils sont importants pour décrire les doubles et triples liaisons . Les liaisons quadruples ou quintuples se produisent également très rarement , qui en plus des liaisons σ et π ont des liaisons δ formées à partir d'orbitales d .

Théorie orbitale moléculaire

Comme la théorie de la structure de valence, la théorie des orbitales moléculaires est une théorie basée sur les principes de la mécanique quantique . Dans cette approche, cependant, les atomes ne sont pas considérés séparément, mais une orbitale moléculaire est d'abord formée à partir des orbitales atomiques individuelles, dans lesquelles les électrons sont classés selon la règle de Hund et le principe de Pauli .

Les orbitales moléculaires sont formées par une combinaison linéaire des orbitales atomiques impliquées ("méthode LCAO"). La combinaison linéaire crée toujours deux orbitales moléculaires, une liaison et une anti-liaison, qui correspondent à l'addition ou à la soustraction des fonctions d'onde des deux orbitales atomiques.

${\ displaystyle \ mathrm {\ \ Psi _ {b} = \ Psi _ {A} + \ Psi _ {B}}}$

Formation de l'orbitale de liaison

${\ displaystyle \ mathrm {\ \ Psi _ {a} = \ Psi _ {A} - \ Psi _ {B}}}$

Formation de l'orbitale anti-adhérente

• 

  Fonction d'onde d' une orbitale de liaison

• 

  Fonction d'onde d'une orbitale anti-adhérente

Dans l'orbitale moléculaire de liaison, l' intégrale de chevauchement est positive, ce qui augmente la densité électronique entre les atomes. En raison de l'augmentation de la densité électronique, les noyaux sont mieux protégés les uns des autres, ce qui est énergétiquement favorable. Un lien est donc formé. Dans l'anti-collage, cependant, l'intégrale de chevauchement est négative, il y a un plan nodal et une densité d'électrons plus faible entre les noyaux. Comme cela est énergétiquement défavorable, aucun lien ne peut se former.

La distance énergétiquement la plus favorable entre deux atomes et le gain d'énergie dans la liaison par rapport à l'état non lié, qui détermine la force de la liaison, peuvent être déterminés dans des systèmes simples tels que la molécule H ₂ et H ₂ ⁺ selon la LCAO l'approximation (combinaison linéaire d'orbitales atomiques) peut être calculée approximativement en utilisant le potentiel . Pour ce faire, divers facteurs attractifs et répulsifs doivent être pris en compte. D'une part, il s'agit de la répulsion mutuelle des noyaux de même charge et, dans les systèmes multiélectroniques tels que la molécule H ₂ , également des électrons entre eux. En revanche, les interactions entre les noyaux chargés positivement et les électrons chargés négativement ont un effet attractif et provoquent ainsi un gain d'énergie. Une obligation ne peut être stable que lorsque la courbe de potentiel calculée à partir de ces facteurs montre un minimum.

Si les orbitales de liaison et d'anti-liaison dans une orbitale moléculaire sont occupées par des électrons, l' ordre des liaisons peut être déterminé. A cet effet, le nombre d'électrons dans les orbitales moléculaires anti-adhérentes est soustrait de celui des orbitales moléculaires de liaison. Si l'ordre théorique des liaisons est nul , comme dans le cas de la molécule He ₂ , la molécule est instable et la molécule n'est maintenue ensemble que par les faibles interactions de van der Waals.

• 

  HOMO (liaison) de la liaison π dans l'éthène

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  LUMO (anti-collage) de la liaison π dans l'éthène

Champ cristallin et théorie du champ ligand

La théorie du champ cristallin et son extension, la théorie du champ ligand, tentent d'expliquer la situation de liaison dans des complexes , c'est-à-dire des composés avec un centre métallique, généralement un métal de transition , et des ligands environnants , des atomes non métalliques ou de petites molécules telles que le chlorure ou l'eau. .

Contrairement à la plupart des molécules, les orbitales d de l'atome métallique jouent un rôle décisif dans la liaison des complexes. L'énergie de ceux-ci est influencée par les interactions électrostatiques avec les ligands. En fonction de la géométrie du complexe, l'énergie des orbitales individuelles est augmentée à différents degrés. Par conséquent, la dégénérescence des différentes orbitales est abolie et les énergies orbitales sont divisées, ce qui est typique pour chaque géométrie complexe. La force de la division dépend du type d'ion central, de son état d'oxydation , de la géométrie du complexe et du type de ligands. Leur capacité différente à diviser l'énergie est spécifiée dans la série spectrochimique .

De nombreuses propriétés des complexes peuvent être bien expliquées avec la théorie du champ cristallin. De cette manière, la couleur, les propriétés magnétiques et la stabilité des complexes peuvent être prédites. La théorie est cependant limitée, car la force spéciale du monoxyde de carbone en tant que ligand et l' effet néphélauxétique ne peuvent pas être expliqués en utilisant la théorie du champ cristallin. Des résultats plus précis sont fournis par la théorie des orbitales moléculaires, dans laquelle non seulement les orbitales d de l'atome central, mais toutes les orbitales impliquées sont incluses dans les calculs.

Cohésion

La cohésion, c'est-à-dire le nombre de liaisons qu'un atome peut former, est déterminée par les orbitales. Selon la règle des gaz rares, il est avantageux de former des orbitales entièrement occupées ou vides. De plus, les orbitales d et f plus grandes forment des orbitales semi-occupées énergétiquement favorables ( configuration d ⁵ et f ⁷ ), dans lesquelles toutes les orbitales sont occupées par un électron à spin parallèle . C'est pourquoi un atome accepte généralement autant d'électrons des atomes voisins et forme des liaisons jusqu'à ce qu'il ait atteint la configuration des gaz rares . Étant donné que le nombre maximal d'électrons de valence qu'un atome de la deuxième période peut atteindre est de huit, la règle de l' octet est souvent utilisée . Par exemple, l' oxygène lui-même a six électrons de valence et peut en absorber deux de plus. En conséquence, il forme généralement deux liaisons avec d'autres atomes; l' ion oxyde stable est doublement chargé négativement en acceptant deux électrons supplémentaires.

Lien métallique

Dans la liaison métallique, contrairement à la liaison ionique ou covalente, il existe des électrons librement mobiles qui ne sont pas liés à un atome spécifique. Un modèle simple est celui du gaz d'électrons , dans lequel les électrons de valence forment un «gaz» chargé négativement qui entoure complètement les «noyaux atomiques» chargés positivement d'un réseau métallique et s'occupe de l'équilibre des charges. Le gain d'énergie lors de la formation d'une liaison métallique résulte principalement de la forte réduction de l'énergie cinétique des particules dans le gaz d'électrons. Un réseau métallique stable résulte de la superposition et de la sommation de la répulsion entre les noyaux atomiques et de l'attraction entre le gaz d'électrons et les cations métalliques chargés positivement à une distance d' équilibre entre les noyaux atomiques . A l'état solide, ceux-ci sont disposés dans le garnissage le plus proche possible; environ 60% de tous les métaux cristallisent dans le compactage hexagonal ou cubique le plus proche des sphères .

Un modèle plus précis de la liaison métallique est le modèle de bande dérivé de la théorie des orbitales moléculaires , qui est principalement utilisé pour décrire les métaux, mais peut également expliquer les propriétés des sels et des semi - conducteurs . Dans le processus, des orbitales moléculaires de liaison et d'anti-liaison sont formées à partir des orbitales de valence. En raison du principe de Pauli , chaque orbitale atomique a une énergie légèrement différente, de sorte que les orbitales moléculaires dans le métal forment de larges bandes. Les bandes formées à partir de différentes orbitales moléculaires peuvent se chevaucher ou des bandes interdites se forment entre elles.

Les électrons remplissent les bandes jusqu'à un certain niveau, le niveau de Fermi . Si cela se situe dans une bande, presque aucune énergie n'est requise pour la transition d'un électron du niveau occupé au niveau inoccupé et un métal avec la conductivité typique est présent. Si le niveau de Fermi est à une bande interdite, cette simple transition d'un électron dans la bande de conduction n'est plus possible, la substance n'est pas conductrice. Dans le cas de petites bandes interdites, cependant, il est possible que les électrons puissent encore surmonter l'intervalle dû à un apport extérieur d'énergie, par exemple sous forme de chaleur, et une telle substance devient conductrice. Ces substances sont donc appelées semi-conducteurs.

Liens faibles

Les liaisons faibles sont parfois également comptées parmi les liaisons, mais ne sont pas en fait des liaisons au sein des molécules, mais des interactions qui agissent entre différentes molécules et peuvent être rompues avec un faible apport d'énergie. En règle générale, l'énergie cinétique des atomes et des molécules est suffisante pour rompre à nouveau une telle liaison après un temps très court.

La plus forte des liaisons faibles est la liaison hydrogène . Cela se forme entre des atomes d'hydrogène liés à l'azote, à l'oxygène ou au fluor et, en raison de la grande différence d' électronégativité , des atomes d'hydrogène partiellement chargés positivement et des paires d'électrons libres de ces éléments. Le composé le plus connu qui forme des liaisons hydrogène est l' eau . Mais l' ammoniac , le fluorure d'hydrogène et d'autres composés qui ont des liaisons NH ou OH, tels que les acides aminés ou l' ADN , sont également capables de le faire. En raison de sa force, la liaison hydrogène influence fortement les propriétés d'une substance. Leur effet entre les molécules d'eau est responsable, entre autres, du point de fusion inhabituellement élevé de l'eau.

Les interactions de Van der Waals sont significativement plus faibles , sous lesquelles divers phénomènes tels que les forces de Londres et les interactions dipôle-dipôle sont résumés. Ces forces peuvent s'expliquer par des dipôles spontanés et induits ou des dipôles permanents qui agissent entre les molécules des substances respectives. C'est pourquoi les substances qui contiennent des molécules non polaires peuvent également être présentes sous forme de liquides ou de solides dans des conditions standard .

Calculs théoriques

Pour l'étude des liaisons, en plus de la mesure des propriétés des matériaux, à partir de laquelle des conclusions peuvent être tirées sur les propriétés de la liaison, les calculs théoriques sont d'une grande importance. On tente de résoudre l' équation de Schrödinger établie pour un système donné . Comme ces calculs ne peuvent pas être effectués sous forme fermée même pour des systèmes moléculaires simples (au moins sans approximations drastiques ) et sont généralement numériquement complexes, ils sont généralement effectués à l'aide de programmes informatiques appropriés. Les méthodes dites ab initio sont souvent utilisées, qui se gèrent sans paramètres empiriques . Une méthode qui est également utilisée pour des systèmes plus complexes est la méthode Hartree-Fock . Le but ici est d'utiliser les fonctions d'onde des électrons individuels pour calculer la fonction d'onde globale des électrons dans le système, c'est-à-dire une molécule, par exemple. À cette fin, le produit des orbitales individuelles est établi sous la forme du déterminant Slater . Selon le principe de Rayleigh-Ritz , l'énergie calculée à l'aide du déterminant Slater est toujours supérieure ou égale à l'énergie réelle du système. L'énergie minimale peut alors être calculée en faisant varier les orbitales. Un certain nombre de méthodes dites post-Hartree-Fock sont basées sur la méthode Hartree-Fock, qui est souvent insuffisamment précise à des fins quantitatives .

Une autre théorie qui peut être utilisée pour étudier les liaisons est la théorie fonctionnelle de la densité . Contrairement à la méthode Hartree-Fock, elle ne calcule pas avec les fonctions d'onde des électrons individuels, mais avec la densité électronique .

Mesure des propriétés de liaison

Le type et la force des liaisons chimiques ne peuvent pas être observés directement, mais doivent être dérivés des propriétés d'une substance. Les propriétés des matériaux qui fournissent des informations sur la nature d'une liaison sont, par exemple, le point de fusion , la brillance , les propriétés optiques ou la ductilité d' une connexion. Un point de fusion élevé, une fragilité ou une transparence optique sont des indications d'une liaison ionique, tandis que le lustre métallique, l' opacité et la ductilité indiquent des liaisons métalliques. D'autre part, les composés structurés de manière covalente ont souvent un point de fusion bas et sont par conséquent souvent à l'état liquide ou gazeux. Cependant, ces propriétés ne sont pas clairement définies, de sorte que le diamant a des propriétés telles que la transparence optique et un point de fusion élevé, qui indiquent des liaisons ioniques, mais est entièrement constitué de liaisons covalentes.

Pour une étude plus détaillée de la liaison, la longueur de liaison et l' énergie de liaison ainsi que la géométrie d' une connexion doivent être déterminées. Les méthodes d'enquête pour déterminer ces propriétés diffèrent selon le type de connexion et l'état physique. Les méthodes les plus importantes pour déterminer la longueur de liaison dans les solides sont la diffraction des rayons X et des neutrons . Ils peuvent être utilisés pour déterminer les positions des atomes individuels dans le cristal et donc les distances et les angles de liaison les uns aux autres. Cependant, ces méthodes ne peuvent être utilisées qu'avec des solides, pas avec des liquides ou des gaz. Dans le cas de molécules gazeuses simplement structurées, une longueur de liaison peut être calculée à partir des spectres de rotation en utilisant le moment d'inertie . Puisque la géométrie a également une influence sur le moment d'inertie, elle peut également être dérivée des spectres de rotation.

L'énergie de liaison exacte ne peut pas être déterminée expérimentalement. Il est approximativement déterminé à partir des enthalpies de dissociation des molécules les plus simples possibles; pour des valeurs théoriques exactes, des facteurs supplémentaires tels que l' énergie du point zéro , les énergies de rotation ou le travail volumique doivent être pris en compte. La spectroscopie de vibration peut être utilisée pour déterminer l'enthalpie de dissociation . Tout comme l'énergie de liaison d'une liaison covalente, l'énergie de réseau d'un composé ionique ne peut pas être mesurée directement. Il est calculé indirectement à l'aide du cycle Born-Haber .

Des informations sur les liaisons peuvent également être obtenues à partir d' études cinétiques telles que des expériences de collision et de diffusion dans le faisceau moléculaire . Ceux-ci peuvent être utilisés pour déterminer les zones potentielles de molécules et donc la force d'une liaison et la distance la plus favorable entre deux atomes.

Littérature

• Entrée sur liaison chimique. Dans: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, consulté le 26 mai 2014.
• James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Chimie inorganique. 3. Édition. de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2 .
• AF Holleman , E. Wiberg , N. Wiberg : Manuel de chimie inorganique . 102e édition. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1 .
• Werner Kutzelnigg : Introduction à la chimie théorique, Partie II: La liaison chimique. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 3-527-30609-9 .
• Joachim Reinhold: Théorie quantique des molécules. 3. Édition. Teubner, Wiesbaden 2006, ISBN 3-8351-0037-8 .
• Linus Pauling : La nature de la liaison chimique. 2. Réimpression de la 3e édition de 1960, traduite de l'anglais, Wiley-VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-25217-7 .

liens web

• Liaisons chimiques. Dans: Le côté chimie. Christoph Tornau, consulté le 9 juin 2009 (explications détaillées sur les liaisons chimiques).  (côté privé)
• Types de liaisons chimiques avec explications et illustrations. (côté privé)
• Tutoriels vidéo sur les liaisons chimiques - les types de liaisons les plus importants ainsi que les interactions intermoléculaires sont expliqués dans diverses vidéos (page privée)

Preuve individuelle

1. ^ ^{A b c} William H. Brock: histoire Viewegs de la chimie. Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5 , pp. 292-319.
2. ↑ ^{a b} Friedrich Hund: Première histoire du traitement mécanique quantique de la liaison chimique. Dans: Angewandte Chemie 89, 1977, pages 89-94 ( doi: 10.1002 / anie.19770890206 ).
3. ↑ ^{a b} Werner Kutzelnigg: Introduction à la chimie théorique, Partie II: La liaison chimique. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 3-527-30609-9 , pages 4-7.
4. ^ Walter Kohn: Structure électronique de la matière - fonctions d'onde et fonctionnelles de densité . Conférence du prix Nobel, 1999. ( pdf )
5. ↑ Peter W. Atkins, Julio de Paula: Chimie physique. 4e édition. Wiley-VCH, Weinheim 2006, ISBN 3-527-31546-2 , p. 1129.
6. ↑ ^{a b} James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Chimie inorganique. 3. Édition. de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2 , p. 480.
7. ↑ ^{a b} James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Chimie inorganique. 3. Édition. de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2 , pp. 1164–1167.
8. ↑ Werner Kutzelnigg: Introduction à la chimie théorique, Partie II: La liaison chimique. Wiley-VCH, Weinheim 2002, ISBN 3-527-30609-9 , p. 63 et suiv.
9. ↑ RE Grisenti, W. Schöllkopf, JP Toennies, GC Hegerfeldt, T. Koehler, M. Stoll: Détermination de la longueur de liaison et de l'énergie de liaison du dimère d'hélium par diffraction à partir d'un réseau de transmission. Dans: Phys. Rev. Lett. 85, n ° 11, 2000, pages 2284-2287 ( doi: 10,1103 / PhysRevLett 85,2284 ).
10. ^ Siegfried Hunklinger: Physique de l'état solide. Oldenbourg Wissenschaftsverlag, 2007, ISBN 978-3-486-57562-0 , p. 25.
11. ^ Hans P. Latscha, Helmut A. Klein, Klaus Gulbins: Chimie pour les techniciens de laboratoire et les techniciens en chimie. 2. Chimie générale et inorganique. 2e édition. Springer, 1992, ISBN 3-540-55164-6 , pages 61-63.
12. ↑ Entrée sur la méthode Hartree-Fock. Dans: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, consulté le 3 janvier 2015.
13. ↑ Entrée sur la théorie fonctionnelle de la densité. Dans: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, consulté le 3 janvier 2015.
14. ↑ James E. Huheey, Ellen A. Keiter, Richard L. Keiter: Inorganische Chemie. 3. Édition. de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017903-2 , pp. 1155-1159.
15. ^ Dudley R. Herschbach: Dynamique moléculaire des réactions chimiques élémentaires (conférence Nobel). Dans: Angewandte Chemie 99, n ° 12, 1986, pages 1251-1275 ( doi: 10,1002 / anie 19870991206 ).

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