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\title{LC 01 -- Liaisons chimiques}
\date{\today}
\begin{document}

\titre{Antoine Chauchat}{Valentin Dorel}
{%citation
}{%auteur de la citation
}

\subsection*{Niveau~: }

\subsection*{Bibliographie}
\begin{tabular}{@{\livre}p{0.4\linewidth} @{$\longrightarrow$ }p{0.45\linewidth}}
\textit{}, \textbf{}  &  
\end{tabular}

\noindent
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}

\subsection*{Prérequis}
\begin{itemize}%[label=\ding{226}]
 \item 
\end{itemize}
\end{minipage}
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}
\subsection*{Expériences}
	\begin{itemize}[label=\Coffeecup]
	\item Point de fusion des acides maléiques et fumariques au banc Kofler
	\end{itemize}
\end{minipage}

\tableofcontents
\pagebreak


\section*{Introduction}
En seconde, on a vu que l'atome était la brique élémentaire qui constituait la matière. Ces atomes ne se promènent pas seuls, on sait qu'ils se lient les uns aux autres et forment généralement ce que l'on appelle molécule.

Il y a donc des \emph{liaisons} entre les atomes. Comprendre ces liaisons et voir les différents types de liaisons existantes nous permettra donc de mieux comprendre la structure de la matière et ses propriétés.
\important{
On définit ici une liaison comme une interaction entre deux entités chimiques qui lie ces entités.}

Dans cette leçon nous étudierons ces liaisons et procéderons du plus petit au plus grand car des phénomènes microscopiques ont des conséquences macroscopiques. 

\section{Liaisons entre atomes~: la liaison covalente}
\subsection{Rappels}
Les atomes doivent respecter la règle de l'octet, c'est à dire qu'ils cherchent à s'entourer de 8 électrons. Les gaz nobles ont naturellement 8 électrons et sont donc très stables.
Pour les autres atomes, il faut s'associer avec d'autres pour parvenir à la règle de l'octet. Pour s'associer, deux atomes mettent chacun en commun un électron de son cortège électronique. On forme alors \emph{un doublet d'électrons} qui lie les atomes, c'est la \emph{la liaison covalente}. On peut le voir avec le modèle de Lewis (connu) et la formation d'une molécule genre \ce{Cl2}.
\important{Une liaison covalente est un doublet d'électrons partagé par deux atomes.}

Pour représenter les molécules formées, on utilise le formalisme de Lewis. Néanmoins le modèle de Lewis ne prédit pas la structure tridimensionnelle des molécules, or cette structure aura une influence comme on le verra par la suite.

On va donc étudier un modèle de géométrie 3D des liaisons, le modèle VSEPR.

\subsection{Géométrie 3D~: modèle VSEPR}

L'expérience montre que l'eau \ce{H2O} est coudée alors que le \ce{CO2} est linéaire. Pourtant dans les deux cas on a un atome de bite central avec deux atomes autour, à priori Lewis ne nous explique pas pourquoi la géométrie est différente. Comment peut on faire ?

Le problème est le suivant~: on cherche la géométrie autour d"un atome avec $n$ ligands (terme officiel, atome est peut être plus clair) et $m$ doublets non liants. On écrit cette configuration $\ce{AX_nE_m}$. Quelle est la géométrie autour de l'atome ?

Ce qu'il faut retenir c'est que les électrons se repoussent (interaction Coulombienne) ainsi ils vont s'écarter au maximum. Les doublets non liants sont de forte densité électronique et vont donc repousser les liaisons.

On traite quelques exemple avec quelques modèles moléculaires que l'on a monté~: méthane, puis ammoniac, puis eau et enfin \ce{CO2}.

En plus des modèles on peut envisager un diapo récap ou un logiciel de visualisation (explicitement au programme).

\transition{Pour finir de caractériser les liaisons covalentes, on va parler de leur longueur et de leur énergie}

\subsection{Longueur et énergie de liaison}
La liaison covalente s'établit à petite distance~: leur longueur est de l'ordre de $l\sim \SI{1e2}{\pico \metre}$ (à peu près l'échelle de taille d'un atome, pas surprenant).

L'énergie de liaison est l'énergie qu'il faut fournir pour casser la liaison. Pour les liaisons covalentes, cette énergie varie de 100 à \SI{500}{\kilo \joule \per \mole}. On donne une grandeur molaire car en pratique on travaille toujours avec un nombre de molécules qui est de l'ordre de la mole.

\textbf{Remarque~:} en pratique les élèves de se servirons pas beaucoup de la valeur numérique, ils doivent juste retenir que ces liaisons sont plus "fortes" que VdW ou LH. Les valeurs numériques sont explicitement au programme en STL.

\transition{On donne un ordre de grandeur car on va le comparer à d'autres types de liaison en deuxième partie. Un facteur important est la polarité, que l'on va voir maintenant.}

\subsection{Polarisation de la liaison covalente}
On avait dit que dans une liaison covalente, chaque atome apportait un électron. C'est vrai, mais une fois la liaison formée, certains atomes ont plus tendance à attirer les électrons de cette liaison vers eux. Cette capacité à attirer les électrons s'appelle \emph{l'électronégativité}, notée $\chi$. 
Un atome ayant attiré les électrons de la liaison vers lui va acquérir une charge partielle $\delta^-$ et l'autre atome acquiérera une charge $\delta^-$. Il faut bien se souvenir que l'ensemble doit toujours être neutre !

On fait un exemple sur l'eau.

L'échelle la plus utilisée pour mesurer l'électronégativité est celle de Pauling. On donne en figure \ref{elecneg}.

Ce qu'il faut retenir~: le carbone est globalement à égalité avec l'hydrogène, il a une électronégativité plus faible que l'oxygène, l'azote, et les halogènes. Les valeurs numériques n'ont aucune importance, l'échelle est arbitraire sur cette figure.


\begin{figure}[H]
\centering
\includegraphics[width=0.7\textwidth]{elecneg}
\caption{Échelle de Pauling de l'électronégativité}
\label{elecneg}
\end{figure}

Les liaisons polarisées ont un caractère ionique~: ce caractère, poussé à l'extrème donne les liaison ioniques, qui donnent les solides ioniques tels que $\ce{NaCl}$.

\transition{La polarisation des liaisons va avoir des conséquences à l'échelle supérieure}

\section{Liaisons inter moléculaires~: cohésion macroscopique}

    \subsection{Polarisation des molécules}
        Prendre un exemple, par exemple l'eau. On plance les charges partielles, barycentres des charges et on donne la définition d'une molécule polaire (qui possède un moment dipolaire non nul ie les barycentres + et - ne sont pas confondus). Attention~: bien préciser qu'il faut en toute généralité raisonner en 3D et pas seulement sur le schéma de Lewis (exemple possible \ce{CCl4} qui n'est pas polaire).
        
    \subsection{Liaison de Van der Waals}
        Les liaisons de Van der Waals agissent à l'échelle moléculaire, existent entre toutes les molécules et sont en général d'autant plus forte que la molécule est polaire, on peut le comprendre à l'aide de l'interaction coulombienne, les charges partielles de signes opposés vont s'attirer. 
        
        L'ordre de grandeur de leur énergie est de 1 à  \SI{50}{\kilo \joule \per \mole}, bien plus faible qu'une liaison covalente.
        
        \paragraph{Remarque~:}
        Ce qui est explicitement au programme c'est l'existence de ces liaisons, l'OdG de leur énergie. Implicitement~: le lien avec la polarisation des molécules. À quel point établir ce lien ? pas clair, on ne peut clairement pas sortir Keeson Debye et London ça va trop loin. Un bon compromis semble d'utiliser Coulomb, des + et des - ça s'attire.
        
    \subsection{Liaison H}
        Dans les molécules organiques, les hydrogènes sont omniprésents. Quand il est relié à un atome très électronégatif, il se fait fortement appauvrir sa densité électronique et se retrouve avec une charge partielle positive. Si un atome électronégatif portant un doublet non-liant se trouve à proximité comme (F, N ou O) une liaison se forme avec ce doublet entre cet atome et l'atome d'hydrogène, c'est la \emph{liaison hydrogène}. On fait un schéma avec la notation en pointillés qui est à savoir.
        
        Cette interaction est forte $E \sim \SIrange{10}{50}{\kilo\joule\per\mole}$. Elle est d'importance capitale notamment dans le vivant. C'est elle qui maintient l'ADN en place par exemple. 
        
        On peut voir son influence macroscopique sur la température de fusion de deux diastéréoisomères que sont les acides maléiques et fumariques. Les deux ont la mềme formule développée mais l'un peut former plus de liaison H intermolèculaires (acide fumarique) que l'autre (acide maléique) qui forme aussi des liaisons H intramoléculaires.
        
        Les liaisons hydrogènes entre les différentes molécules d'acide fumarique stabilisent sa structure il faut donc plus d'énergie pour rompre ces liaisons et le faire passer en phase liquide.
    
\experience{Point de fusion des acides maléiques et fumariques}{Pas de biblio}{3 minutes}{
    On prend au banc Kofler la température de fusion de l'acide maléique. On s'attend à $T_{\text{fus}} = \SI{131}{\celsius}$ 

    On essaye avec l'acide fumarique et on observe que sa température de fusion dépasse la température maximale du banc Kofler.
}

\section{Exemple d'application~: température de fusion des alcanes}

    \subsection{Température de fusion des alcanes}
    
        On donne les températures de fusion de plusieurs alcanes linéaires. 
        
        \begin{figure}[H]
            \centering
            \includegraphics[width=.5\textwidth,keepaspectratio]{tfusalcane}
            \caption{Températures de changement de phase des alcanes linéaire en fonction de la longueur de la chaîne carbonnée}
            \label{fig:tfusalcane}
        \end{figure}
        
        Une température de fusion élevée correspond à des liaisons inter-moléculaires fortes. Quelles sont les liaisons mises en jeu ici~?
        
        \begin{itemize}
            \item H? Non les liaisons C-H sont considérées comme non polarisées
            \item Van der Waals~? Oui, les alcanes ne sont pas polaires mais les liaisons de Van der Waals existent quand même et sont d'autant plus importantes que les molécules sont longues.
        \end{itemize}
        
    \subsection{Influence sur la solubilité}
    
        On reprend les acides fumariques et maléiques et on essaye de les dissoudre dans l'eau. On observe que l'acide fumarique est plus soluble que l'acide maléique. En effet les deux stéréoisomères peuvent former des liaisons H avec l'eau mais l'acide fumarique est polaire alors que l'acide maléique est apolaire. L'eau est polaire donc l'eau solubilise mieux l'acide fumarique que l'acide fumarique du à des interactions de Van der Waals plus importantes.





\section*{Conclusion}

On a vu dans cette leçon que la compréhension des mécanismes microscopiques mis en jeu dans la formation de le liaisons chimiques permet d'expliquer des phénomènes aux échelles supérieures, jusqu'à l'échelle macroscopique de l'observateur. La liste de liaison que l'on propose en \autoref{tab:liais} n'est bien sur pas exhaustive, on la complétera dans quelques années.

Les liaisons sont aussi importantes à l'échelle microscopique pour comprendre la réactivité des espèces chimiques.
\begin{table}[H]
    \centering
    \begin{tabular}{ccc}
        \toprule
        Liaison & Énergie & Longueur de liaison \\
        \midrule
        Liaison covalente & \SIrange{150}{500}{\kilo\joule\per\mol} & courte (atomes voisins)  \\
        Liaison H & \SIrange{10}{50}{\kilo\joule\per\mol} & moyenne (atomes pas nécessairement de la même molécule) \\
        Liaison de VdW & \SIrange{1}{50}{\kilo\joule\per\mol} & longue (atomes de molécules différentes) \\
        \bottomrule
    \end{tabular}
    \caption{Tableau récapitulatif des liaisons à connaître}
    \label{tab:liais}
\end{table}



\section{Questions et commentaires}
\subsection{Questions}
\begin{itemize}
    \item 
\end{itemize}

\subsection{Commentaires}
\begin{itemize}
    \item 
\end{itemize}

\end{document}