1. La règle de l'octet/du duet

Tout atome a pour nécessité de posséder le même nombre d'électrons sur sa couche externe que le gaz rare le plus proche de lui dans la classification périodique. Pour la plupart des atomes cela équivaut à posséder 8 électrons sur leur couche externe ou couche de valence : on appelle cela La règle de l'octet.
Certains atomes cherchent à adopter la configuration de l'Hélium. On parle alors de règle du duet. Remarque : l'Hydrogène est un cas à part.

2. La liaison ionique

• Elle se met en place entre deux éléments du tableau périodique (gauche et droite). L'un des atomes cherchera la configuration électronique du gaz rare le précédant (celui de gauche) l'autre celle du gaz rare qui le suit (celui de droite)
• Elle se fait par interaction électrostatique entre les charges des 2 ions

Bien qu'ayant subit, pour l'un, une perte électronique, et pour l'autre, un gain électronique, les deux atomes ne se séparent pas pour autant mais restent ensemble, mais sans être physiquement liés l'un à l'autre.

3. La liaison de covalence

Dans ce cas là, afin de respecter la règle de l'octet, deux atomes mettent en commun, chacun, 2 électrons dans ce que l'on appelle une liaison de covalence
Ce type de liaison sera de plus forte énergie que la précédente

3.1. Deux représentations majoritaires

3.1.1. Représentation de Lewis

• les électrons de valence sont représentés par des points
• une liaison covalente par deux points entre deux symboles d'atomes
• un doublet non liant par deux points "libres"
• une molécule sera stable si tous ses atomes respectent la règle de l'octet/du duet

Exemples : :C: ou H – O – H

3.1.2. Structure de Kekulé

• une liaison de covalence sera représentée par un trait
• ici les paires d'électrons, libres, sont absentes

4. La liaison dative

Lorsqu'un atome n'est pas capable de fournir un électron (retenons le cas du proton H+ par exemple) il arrive que le second atome fournisse les deux électrons nécessaires à leur liaison, on appelle cela une liaison dative.C'est une liaison covalente dans laquelle un des atomes apporte les 2 électrons. Le second présente une lacune électronique, autrement dit une orbitale vide.

5. La règle de l'octet subit des exceptions

La règle de l'octet n'étant pas une règle "obligatoire" pour obtenir des composés stables, il existe des exceptions à celle-ci.

5.1. Elément de la colonne IIIA

Dans le cas de l'atome de Bore par exemple on observera à son état stable 3 électrons sur sa couche de valence mais seulement 1 célibataire (cf. Atomistique) alors que dans le cas où cet atome est excité, l'un des deux atomes de la sous-couche 2s² ira sur la 2p¹ ce qui aura pour effet qu'il y a trois électrons célibataires sur sa couche de valence.
Cela conduira à la formation de 3 liaisons de covalence et d'une lacune électronique.

Ainsi on pourra par exemple voir la molécule de BF₃ présentant une lacune électronique former un liaison dative avec un autre F et former la molécule chargée négativement de BF₄.

5.2. Eléments à plus de 8 électrons

Entre les sous-niveaux d'énergie 3s, 3p, 3d les atomes possédant plus de 8 électrons peuvent rapidement passer à l'état "excité".
Par exemple le phosphore en respectant la règle de l'octet forme normalement 3 liaisons de covalence mais à l'état "excité" il lui est possible d'en former 5.

6. Les orbitales moléculaires

En s'associant, 2 orbitales atomiques contenant chacune 1 électron peuvent former des liaisons de covalence

6.1. Liaison sigma

Lorsque deux orbitales atomiques viennent se recouvrir il y a formation d'une orbitale appelée liaison σ.

6.2. L'orbitale moléculaire sp³

Pour le carbone qui est tétravalent, la solution n'est pas aussi simple que précédement : en effet, utilisant ses sous-niveau d'énergie 2s et 2p, le carbone à l'état "excité" se retrouve avec ses 4 électrons célibataires dans des orbitales possédant des énergies différentes.
Pourtant, pour beaucoup de molécules, telles le méthane, les liaisons C-H sont identiques et la molécule est tétraédrique !

Cela est du au phénomène d'hybridation : il s'agit d'une combinaison entre 3 orbitales p et 1 orbitale s. On obtient ainsi 4 orbitales de même niveau d'énergie.
On aura formation de 4 liaisons σ.

6.3. L'orbitale moléculaire sp².

Dans certains cas deux carbones sont liés par une double liaison, mais le même problème que précédemment se pose.
L'hybridation restera la solution mais dans ce cas là seulement 2 des 3 orbitales p s'hybrideront avec une orbitale s
on obtiendra alors 3 orbitales hybridées sp² et l'une des orbitales 2p, d'origine, afin que la molécule contenant la double liaison puisse être formée.
On aura formation d'une liaison σ et d'une liaison π

6.4. L'orbitale moléculaire sp

La problématique ici reste la même que le première fois, mais c'est une triple liaison que l'on cherche à expliquer.
C'est une hybridation entre 1 orbitale s et 1 orbitale p qui est responsable de la naissance de 2 orbitales sp et de la persistance de 2 orbitales 2p.
On aura formation de deux liaisons π et d'une liaison σ.

N.B : Attention, l'hybridation ne concerne pas seulement le carbone. Elle peut concerner d'autres éléments comme c'est le cas de l'oxygène dans la molécule d'eau.

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