Liaison double

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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. Ce genre de liaison peut aussi exister entre un atome de carbone et 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 représentée par deux lignes parallèles (=) entre les deux atomes liés, et en typographie, on utilise simplement le signe égal[1],[2].

Les liaisons doubles sont plus fortes que les liaisons simples et sont aussi plus courtes. Leur ordre de liaison est de deux. Les liaisons doubles sont riches en électrons, ce qui les rend réactives.

Ethylene-CRC-MW-dimensions-2D.png
Acetone-CRC-MW-ED-dimensions-2D.png
DMSO-2D-dimensions.png
éthylène acétone diméthylsulfoxyde
Composés chimiques communs avec un liaison double

Liaison[modifier | modifier le code]

Ce type de liaison peut être expliqué en termes d'hybridation d'orbitale. Dans l'éthylène chaque atome de carbone possède trois orbitales sp2 et une orbitale p. Les trois orbitales sp2 sont dans un même plan, formant un angle de 120° entre elles, l'orbitale p étant perpendiculaire à ce plan. Lorsque deux atomes de carbone s'approchent, deux orbitales 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 autour de la liaison centrale. Cette propriété donne naissance à une isomérie cis-trans. Les doubles liaisons sont aussi plus courtes pour permettre un recouvrement maximal des orbitales p.

Présentation d'une liaison double Présentation d'une liaison double
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 (picomètres), la longueur de la liaison C−C dans l'éthylène est plus petite que celle de la liaison C−C de longueur 154 pm dans l'éthane. Cette double liaison est aussi plus forte (636 (KJ/mole) contre 368 kJ/mole) mais pas deux fois plus forte, la liaison pi étant 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[modifier | modifier le code]

C O N S
C alcène carbonyle imine thiocarbonyle
O dioxygène nitroso sulfoxyde, sulfone, acide sulfinique, acide sulfonique
N azo
S disulfure

Variations[modifier | modifier le code]

Dans une molécule 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 conjugaison peuvent mener à l'aromaticité. Dans de tels systèmes les ordres de liaison ne sont plus strictement de 1 (liaison simple) et 2 (liaison double) mais ont une valeur entre ces deux nombres selon la nature des atomes et selon leurs positions respectives. 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 adjacentes.

Les liaisons doubles sont communes pour des éléments de la période 2 (tels que le carbone, l'azote ou l'oxygène) mais elles sont moins courantes 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[modifier | modifier le code]

  1. March, Jerry (1985), Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure (3rd ed.), New York: Wiley, ISBN 0-471-85472-7
  2. Organic Chemistry 2nd Ed. John McMurry
  3. Advanced Organic Chemistry Carey, Francis A., Sundberg, Richard J. 5th ed. 2007