« Liaison double » : différence entre les versions
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Version du 24 novembre 2011 à 02:24
En chimie, une liaison double est une liaison entre éléments chimiques impliquant quatre électrons de valence au lieu de deux. Il existe un grand nombre de liaisons doubles possibles, la plus commune étant sans doute celle entre deux atomes de carbone qu'on trouve dans les alcènes mais aussi entre un atome de carbone est un atome d'oxygène (groupe carbonyle, C=O), entre deux atomes d'azote (composé azo, N=N), entre un atome de carbone et un atome d'azote (imine, C=N) ou encore entre un atome de carbone et un atome de soufre (sulfoxydes, S=O).
En formule topologique la liaison double est représenté par deux lignes parallèles (=) entre les deux atomes liés; en typographie, on utilise le signe égal[1],[2].
Les liaison doubles sont plus fortes que les liaisons simples et sont aussi plus courtes. Leur indice de liaison est de deux. Les liaisons doubles sont riches en électrons, ce qui les rend réactives. Double bonds are also electron-rich, which makes them reactive.
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| éthylène | acétone | diméthylsulfoxyde |
| Composés chimiques communs avec un liaison double |
Liaison
Ce type de liaison peut être expliqué en terme d'hybridation d'orbitale. dasn l'éthylène, chaque atome de carbone possède trois orbitales sp2 et une orbitale p. Les trois orbitales sp2 sont dans une même plan, formant un angle de 120° entre elles, l'orbitale p étant perpendiculaire à ce plan. Lorsque deux atomes de carboen s'approchent, deux orbitale sp2 se recouvrent et forment une liaison σ. Au même instant, les deux orbitales p se rapprochent (toujours dans le même plan) et forment ensemble une Liaison π. Pour un recouvrement maximum latéral, les deux orbitales p doivent rester parallèles ce qui empêche par la suite toute rotation atour de la liaison centrale. Cette propriété donne naissance à isomérisme cis-trans. Les doubles liaisons sont aussi plus courtes pour permettre un recouvrement maximal des orbitales p.
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| Deux orbitales sp2 (trois orbitales de cette nature par atome) s'approchent pour former une liaison sigma sp2-sp2 | Deux orbitales p se recouvrent pour former une liaison pi parallèle à la liaison sigma |
Avec 134 pm, la longueur de la liaison C−C dans l'éthylène est plus petite que celle de la liaison C−C dans l'éthane, avec 154 pm. cette double liaison est aussi plus forte (636 (KJ/mol) contre 368 kJ/mole) mais pas deux fois plus forte, car la liaison pi est plus faible que la liaison sigma, car résultant d'un recouvrement latéral moins efficace.
En représentation alternative, la liaison double résulte du recouvrement de deux orbitales sp3 comme dans une liaison banane[3].
Types de double liaison entre atomes
| C | O | N | S | |
|---|---|---|---|---|
| C | alcène | carbonyle | imine | thiocétone, thial |
| O | dioxygène | nitroso | sulfoxyde, sulfone, acide sulfinique, acide sulfonique | |
| N | azo | |||
| S | disulfure |
Variations
Dans la molécules avec une alternance de liaisons simples et doubles, les orbitales peuvent se recouvrir entre de nombreux atomes en chaîne, menant à un système conjugué. Des phénomènes de conjugaison peuvent se produire par exemple dans des systèmes de type diènes (butadiène par exemple) ou d'énones. Dans les molécules cycliques, ces phénomènes de conjuguais peuvent mener à l'aromaticité. Dans de tels système, les indices de liaison ne sont plus strictement de 1 (liaison simple) et 2 (liaison double) mais varient entre ces deux nombres, selon la nature des atomes et leur positions. Dans le cas du benzène par exemple, l'indice de liaison entre n'importe quelle paire d'atomes de carbone adjacents tend vers 1,5.
Dans les cumulènes, deux liaisons doubles sont adjaacentes.
Les liaisons doubles sont communes pour des éléments de la période 2, tels que le carbone, l'azote ou l'oxygène, mais ils le sont moins pour des éléments de périodes plus élevées. Cependant, les métaux peuvent eux aussi s'engager dans des liaisons multiples de type liaison multiple métal-ligand.
Notes et références
- March, Jerry (1985), Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure (3rd ed.), New York: Wiley, ISBN 0-471-85472-7
- Organic Chemistry 2nd Ed. John McMurry
- Advanced Organic Chemistry Carey, Francis A., Sundberg, Richard J. 5th ed. 2007
- (en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Double bond » (voir la liste des auteurs).
