Théorie de la liaison de valence

La théorie de la liaison de valence explique une liaison covalente comme le recouvrement entre orbitales atomiques sur des atomes voisins. Dans la représentation introductive habituelle, les électrons de liaison sont localisés principalement entre les deux noyaux, ce qui aide à expliquer la direction des liaisons, les liaisons $\sigma$, les liaisons $\pi$ et l’hybridation.

Si vous ne retenez qu’une seule question, retenez celle-ci : quelles orbitales se recouvrent pour former la liaison ? Cette question vous rapproche généralement bien plus de la chimie réelle que le simple fait de tracer un trait entre deux atomes et de s’arrêter là.

Ce que dit la théorie de la liaison de valence

En chimie générale, la théorie de la liaison de valence met généralement l’accent sur trois idées :

• une liaison covalente provient du recouvrement d’orbitales atomiques
• les électrons de liaison sont considérés comme localisés principalement entre deux atomes
• le type et la direction d’une liaison dépendent de la manière dont les orbitales se recouvrent dans l’espace

C’est pourquoi la forme des orbitales est importante. Un recouvrement frontal donne une liaison $\sigma$. Un recouvrement latéral de deux orbitales $p$ parallèles non hybridées donne une liaison $\pi$.

Pourquoi le recouvrement des orbitales est important

Tous les recouvrements ne sont pas aussi efficaces. Un recouvrement plus efficace signifie généralement une plus grande densité électronique entre les noyaux et, dans ce modèle, une interaction de liaison plus forte.

La direction compte aussi. Comme les orbitales pointent dans des directions précises, la théorie de la liaison de valence aide à expliquer pourquoi de nombreuses liaisons covalentes ont des formes prévisibles plutôt que des arrangements aléatoires.

Exemple traité : l’éthène et pourquoi une double liaison a deux composantes

L’éthène, $C_2H_4$, est un excellent exemple, car il montre à la fois l’hybridation et le recouvrement orbital dans une même molécule.

Dans la théorie introductive de la liaison de valence, chaque carbone de l’éthène est généralement décrit comme hybridé $sp^2$. Cela donne à chaque carbone trois orbitales $sp^2$ dans un même plan et une orbitale $p$ non hybridée perpendiculaire à ce plan.

On obtient alors le schéma de liaison suivant :

• une orbitale $sp^2$ d’un carbone se recouvre frontalement avec une orbitale $sp^2$ de l’autre carbone pour former la liaison $\sigma$ $C-C$
• les orbitales $sp^2$ restantes sur chaque carbone se recouvrent avec les orbitales $1s$ de l’hydrogène pour former les quatre liaisons $\sigma$ $C-H$
• les orbitales $p$ non hybridées des deux carbones se recouvrent latéralement pour former une liaison $\pi$

Ainsi, la double liaison carbone-carbone dans l’éthène n’est pas constituée de deux liaisons identiques. Elle correspond à une liaison $\sigma$ plus une liaison $\pi$. C’est une explication directe, dans le cadre de la théorie de la liaison de valence, à la fois du type de liaison et de la géométrie.

Comment l’hybridation s’intègre au modèle

La théorie de base de la liaison de valence peut décrire des recouvrements simples comme $1s-1s$ ou $p-p$. Pour de nombreuses molécules, cela ne suffit pas à expliquer les angles de liaison observés.

L’hybridation étend le modèle en permettant aux orbitales d’un même atome de se mélanger avant la formation des liaisons. Dans cette représentation, des notations comme $sp$, $sp^2$ et $sp^3$ aident à expliquer les arrangements de liaison linéaires, trigonaux plans et tétraédriques les plus courants.

Dans la plupart des cours de chimie de premier cycle, l’hybridation est enseignée comme faisant partie du cadre plus large de la théorie de la liaison de valence. C’est un modèle utilisé pour expliquer les modes de liaison, et non une théorie séparée qui lui ferait concurrence.

Théorie de la liaison de valence vs théorie des orbitales moléculaires

La théorie de la liaison de valence et la théorie des orbitales moléculaires décrivent toutes deux la liaison covalente, mais elles mettent l’accent sur des représentations différentes.

La théorie de la liaison de valence se concentre sur des liaisons localisées entre des paires précises d’atomes. La théorie des orbitales moléculaires utilise des orbitales qui peuvent s’étendre à l’ensemble de la molécule. Pour de nombreux problèmes introductifs, la théorie de la liaison de valence donne une image locale rapide. Si les électrons sont fortement délocalisés, la théorie des orbitales moléculaires décrit souvent leur répartition de manière plus naturelle.

Aucun de ces modèles ne doit être considéré comme le seul langage correct pour toutes les molécules. Le meilleur modèle dépend de la propriété que vous cherchez à expliquer.

Erreurs fréquentes

Réduire la théorie à une structure de Lewis avec des mots nouveaux

L’essentiel n’est pas seulement le trait de liaison. L’essentiel est le recouvrement orbital qui crée une densité électronique de liaison entre les atomes.

Supposer que chaque molécule est mieux décrite par des liaisons entièrement localisées

La théorie de la liaison de valence fonctionne surtout comme modèle de liaison localisée. Si une molécule présente une forte délocalisation, une image purement locale peut manquer des aspects importants de son comportement.

Oublier la condition nécessaire à une liaison $\pi$

Une liaison $\pi$ nécessite des orbitales $p$ parallèles non hybridées capables de se recouvrir latéralement. Si cette géométrie n’est pas possible, la représentation habituelle de la liaison $\pi$ ne s’applique pas.

Considérer l’hybridation comme une théorie séparée

Dans la plupart des cours introductifs, l’hybridation est une extension de la théorie de la liaison de valence, et non une théorie complètement indépendante.

Quand les chimistes utilisent la théorie de la liaison de valence

La théorie de la liaison de valence est particulièrement utile lorsque vous voulez expliquer :

• pourquoi une liaison covalente se forme entre deux atomes
• pourquoi une liaison est une liaison $\sigma$ ou une liaison $\pi$
• pourquoi les liaisons ont une direction
• pourquoi l’hybridation aide à rendre compte des angles de liaison dans de nombreuses molécules courantes

Elle est surtout pratique lorsqu’une molécule peut être décrite de façon raisonnable par des liaisons localisées et une représentation de type structure de Lewis. C’est pourquoi elle apparaît si souvent en chimie organique introductive et dans les discussions sur les liaisons chimiques.

Essayez un cas similaire

Essayez votre propre version avec l’acétylène, $C_2H_2$. Demandez-vous quelles orbitales se recouvrent pour former la liaison $C-C$, combien de liaisons $\pi$ sont présentes et pourquoi la géométrie est linéaire. Si vous voulez poursuivre avec un sujet lié, étudiez ensuite l’hybridation et comparez $sp$, $sp^2$ et $sp^3$ comme modèles de liaison.