Une liaison chimique est une interaction durable entre plusieurs atomes, ions ou molécules, à une distance permettant la stabilisation du système et la formation d'un agrégat ou d'une substance chimique.. Les électrons, chargés négativement, gravitent autour d’un noyau constitué de protons chargés positivement. Les deux corps s’attirent du fait de la force électrostatique s’exerçant entre les électrons et les protons. Ainsi, un électron positionné entre deux noyaux sera attiré par les deux corps chargés positivement, et les noyaux seront attirés par l’électron. C'est cette attraction qui constitue la liaison chimique..
Cette notion comprend une très grande diversité de phénomènes façonnant la matière. Ainsi, la liaison chimique peut être covalente (normale ou de coordination), ionique (issue de l’attraction entre deux ions de charges opposées), métallique, banane, (a)polaire, (dé)localisée, (non) directionnelle, faible, forte, simple, double, triple, , , , , à un électron, à trois centres (avec deux électrons ou quatre électrons), à quatre centres, hydrogène, halogène, -, cation-, anion-, de van der Waals.. Cette variété pose le double problème de la classification et de la description difficiles et non uniformisées des liaisons chimiques. La notion de liaison chimique, par conséquent, peut difficilement être décrite dans sa globalité et génère de nombreuses préconceptions fausses, notamment chez les élèves..
De nombreux modèles décrivent 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. La description d'une liaison chimique doit donc préciser le modèle utilisé et l'énergie de la liaison.
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.
En général, les liaisons les plus fortes sont décrites par un partage ou un transfert d'électrons entre plusieurs atomes. Les atomes composant des molécules, des cristaux, des métaux et des gaz diatomiques sont liés par des liaisons chimiques, qui dictent ainsi les structures et l'ensemble des propriétés de la matière.
Survol La liaison chimique explique pourquoi les atomes des molécules ou des cristaux demeurent en contact. 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 et la matière considérée serait à l'état liquide, voire gazeux. Les liaisons chimiques expliquent également les réactions chimiques, qui ne sont autres que des transformations des liaisons chimiques.
Les liaisons chimiques sont décrites de multiples façons. 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 D'autre part, plusieurs modèles décrivent chaque type de liaison, par exemple : 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, modèles qui ne sont plus utilisés comme le modèle des liaisons datives.
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 apparu très tôt (1916) alors que le modèle des orbitales moléculaires (par exemple LCAO-MO, en anglais [pour faire des] ) 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 » (OA). Des combinaisons linéaires de ces fonctions constituent les orbitales moléculaires (OM) 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 au 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 est inférieure à l'énergie de deux . La molécule 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.
Histoire Expliquer comment les atomes sont unis est aussi ancien que la notion d'atome elle-même. Les philosophes et les alchimistes ont évoqué la notion d'atomes crochus (pour qu'ils s'accrochent entre eux), au même titre que l'acidité était expliquée par des atomes piquants et l’alcalinité par la présence d'atomes râpeuxPannetier G. (1969), Chimie physique générale. Atomistique, liaisons chimiques et structures moléculaires, Éd. Masson, ..
D'autres interprétations de la liaison chimique, dès le début du , supposaient que certains types d'espèces chimiques étaient liés par certains types d'affinité chimique. Quelques siècles plus tard, le physicien anglais Isaac Newton posait la question des forces qui assemblent les atomes dans la célèbre « » de son traité Opticks. Ainsi écrit-il :
Antoine Lavoisier, Claude Louis Berthollet et surtout Pierre-Simon de Laplace ont précisé la notion d'affinité chimique en la basant sur l'existence de forces de même nature que les forces de gravitation (ce en quoi l'avenir ne leur donnera pas raison). Ce sont les découvertes sur l'électricité et les premières électrolyses de Humphry Davy qui permirent d'orienter la réflexion vers des interactions de nature électrique (et non gravitationnelle). Pour Davy, l'affinité entre atomes résultait de charges électriques opposées, ce que généralisa Jöns Jacob Berzelius en 1812. Il fallut attendre plus d'un siècle pour que cette piste se concrétise, mais pas dans la direction envisagée par ses auteurs. En effet, leur théorie ne pouvait expliquer la liaison entre deux atomes identiques comme dans , Cl2 ou , .. Ainsi en vint-on à distinguer des composés polaires comme NaCl et des composés non polaires comme CH4, avec toutes sortes de composés intermédiaires mal définis, par exemple HCl.
Au milieu du , Edward Frankland, F.A. Kekulé, A.S. Couper, A.M. Boutlerov et Hermann Kolbe, construisant la théorie des radicaux, développèrent la théorie des valences, appelée au départ « pouvoir de combiner » dans laquelle les composés étaient liés grâce à l'attraction de pôles positif et négatif.
En 1916, le chimiste Gilbert Lewis développa l'idée de la liaison par mise en commun d'électrons. Cette paire d'électrons constitue un lien chimique représenté par un trait.
Walter Heitler et Fritz London sont les auteurs de la première explication par la mécanique quantique de la liaison chimique, spécialement celle de l'hydrogène moléculaire, en 1927, utilisant la théorie de la liaison de valence. En 1930, la première description quantique de la liaison chimique simple fut développée dans la thèse de doctorat de Edward Teller.
En 1931, le chimiste Linus Pauling publia ce qui est parfois considéré comme le texte le plus important de l'histoire de la chimie : On the Nature of the Chemical Bond. Dans cet article basé sur les travaux de Lewis, Heitler et London, et sur son propre travail, il présente six règles pour la liaison avec électrons partagés ; les trois premières étaient généralement connues : La liaison par partage d'électrons se forme par l'interaction d'un électron célibataire de chacun des deux atomes ; Les spins des deux électrons doivent être opposés ; Une fois accouplés, les deux électrons ne peuvent pas entrer dans une autre liaison. Ses trois autres règles étaient nouvelles : L'échange d'électrons pour la liaison comprend une seule fonction d'onde pour chaque électron ; Les électrons disponibles dans le niveau d'énergie inférieur forment les liaisons les plus fortes ; De deux orbitales d'un atome, c'est celle qui peut se superposer le plus à l'orbitale d'un autre atome qui formera la liaison la plus forte.
Calcul de l'énergie de la liaison de la molécule de dihydrogène
Le premier calcul de l'énergie d'une liaison chimique, fondateur de la chimie quantique, est celui de la molécule la plus simple, celle d'hydrogène, par Bohr en 1913 Anatoly A. Svidzinsky , Bohr’s 1913 molecular model revisited , PNAS, 23 août 2005, , , 11985–11988, ..
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Il consiste à appliquer le modèle de Bohr de l'atome à une molécule. On fait l'hypothèse que les électrons ont un mouvement circulaire de rayon autour de l'axe des protons p+p+, supposés immobiles et distants de R. La distance électron-proton e-p+ est . En utilisant la formule du modèle de Bohr de l'atome pour l’état fondamental :
où p=mv est la quantité de mouvement et la constante de Planck réduite, l'énergie cinétique des électrons s'écrit :
Le potentiel V est attractif entre électrons et protons et se compose des quatre liaisons électron-proton. Il y a répulsion entre les électrons distants de et les protons distants de R. L'énergie potentielle s'écrit:
L'énergie totale est :
Dans un atome d'hydrogène, l’égalité entre la force électrostatique et la force centrifuge peut s’écrire :
où = est la constante de Rydberg, = le rayon de Bohr de l'atome d'hydrogène et la constante diélectrique.
En retranchant l’énergie de liaison de deux atomes d’hydrogène isolés, l’énergie totale de la molécule devient :
où et .
Cette équation se résout graphiquement en faisant varier x de telle façon que l'énergie soit minimale. On obtient ainsi x = 1,15 et y = 2,7, ce qui donne les valeurs trouvées par Bohr en 1913 de pour l’énergie de liaison et de pour l'écartement des protons. La précision du calcul est certes médiocre puisque les valeurs expérimentales sont respectivement de et de . On trouvera des méthodes plus perfectionnées basées sur les orbitales moléculaires.
Liaisons dans les formules chimiques