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Liaison chimique

1916
  • Gilbert N. Lewis
  • Linus Pauling
Scène de laboratoire illustrant les liaisons chimiques en chimie physique.

(Image générée à titre d'illustration uniquement)

Une liaison chimique est une attraction durable entre atomes, ions ou molécules qui permet la formation de composés chimiques. Les liaisons résultent de la force d'attraction électrostatique entre ions de charges opposées (liaisons ioniques) ou du partage d'électrons (liaisons covalentes). La force et le type de liaison déterminent la structure et les propriétés d'une substance.

The concept of chemical bonding explains how individual atoms combine to form the vast array of substances we observe. Gilbert N. Lewis’s 1916 proposal of the covalent bond, where atoms share pairs of electrons to achieve a stable electron configuration (the ‘octet rule’), was a monumental step. This simple yet powerful idea, visualized with Lewis structures, provided the first clear picture of bonding in non-ionic compounds. Ionic bonds, in contrast, are formed by the complete transfer of one or more electrons from an atom with low electronegativity (typically a metal) to one with high electronegativity (a nonmetal), creating charged ions that are held together by electrostatic attraction.

Our understanding was deepened significantly by the application of quantum mechanics. Linus Pauling’s valence bond theory, introduced in the 1930s, described covalent bonds as the result of the overlap of atomic orbitals. This theory introduced the concepts of hybridization (e.g., sp, sp2, sp3) and resonance to explain observed molecular geometries and bond properties. An alternative and often more powerful approach is molecular orbital (MO) theory, which considers electrons to be delocalized across the entire molecule in molecular orbitals formed from the combination of atomic orbitals. MO theory is essential for explaining the properties of conjugated systems, magnetism, and excited states. Beyond these primary types, there are also metallic bonds, characterized by a ‘sea’ of delocalized electrons, and weaker intermolecular forces like hydrogen bonds and van der Waals forces, which are critical for the properties of liquids, solids, and biological macromolecules like DNA.

UNESCO Nomenclature: 2209
- Chimie physique

Taper

Système abstrait

Perturbation

Fondamentaux

Usage

Utilisation généralisée

Précurseurs

  • théorie atomique (John Dalton)
  • découverte de l'électron (JJ Thomson)
  • développement du modèle nucléaire de l'atome (Ernest Rutherford)
  • early concepts of ‘affinity’ and ‘valence’

Applications

  • science et ingénierie des matériaux (par exemple, création d'alliages, de polymères)
  • conception de médicaments et pharmacologie
  • synthèse de nouveaux composés chimiques
  • comprendre les processus biologiques (par exemple, le repliement des protéines)
  • développement d'adhésifs et de composites
  • prédiction de la géométrie moléculaire (théorie vsepr)

Brevets:

NA

Idées d'innovations potentielles

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Related to: chemical bond, covalent bond, ionic bond, metallic bond, Gilbert N. Lewis, Linus Pauling, electronegativity, valence electrons, molecular orbital theory, intermolecular forces.

Contexte historique

Liaison chimique

1912
1915
1915-11
1916
1918
1919-05-29
1920
1911-04-08
1913
1915
1916
1917
1918
1920
1920

(si la date est inconnue ou non pertinente, par exemple « mécanique des fluides », une estimation arrondie de son émergence notable est fournie)

Inventions, innovations et principes techniques connexes

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