redresse=1.33|vignette|Structure du diborane : chacun des deux atomes d'hydrogène centraux est lié simultanément aux deux atomes de bore par une liaison . Une liaison à trois centres et deux électrons, ou liaison 3c-2e, est une liaison chimique à dans laquelle trois atomes se partagent deux électrons. La combinaison de trois orbitales atomiques forme trois orbitales moléculaires :
une orbitale liante, une orbitale non liante, une orbitale antiliante.
Les deux électrons occupent l'orbitale liante, qui établit ainsi une liaison entre les trois atomes. Dans la plupart des composés qui ont des liaisons de ce type, l'orbitale liante est déplacée vers deux des trois atomes et non pas répartie équitablement entre les trois atomes.
Exemples
L'exemple le plus simple de structure présentant une liaison est le cation trihydrogène , l'ion le plus abondant dans le milieu interstellaire. Sur Terre, les composés du bore sont les plus emblématiques des liaisons 3c-2e, notamment le diborane . Dans ces deux structures, les trois atomes de chaque liaison forment une géométrie angulaire, à l'origine de liaisons banane.
Boranes et carboranes
Un modèle élargi de liaison est très présent dans les (agrégats atomiques) décrits par la , comme les boranes et les carboranes. Ces molécules tirent leur stabilité du fait que leurs orbitales moléculaires sont pleinement occupées.
Le monomère borane est instable car l'atome de bore a une orbitale vacante. Une liaison se forme lorsqu'un atomes de bore partage des électrons avec la liaison d'un autre atome de bore. Les deux électrons, qui matérialisent une liaison chimique, sont répartis entre les trois espaces internucléaires formant la liaison . Le diborane contient deux liaisons , une par atome d'hydrogène pontant, tandis que les quatre atomes d'hydrogène terminaux sont unis chacun à un atome de bore par une liaison covalente simple. Chaque atome de bore est donc engagé dans deux liaisons simples et deux liaisons d'ordre 0,5 F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson et Paul L. Gaus, Basic Inorganic Chemistry, , Wiley, 1987, . , ce qu'illustre le fait que les liaisons de type sont plus longues () et donc plus faibles que les liaisons covalentes ().
Autres composés
redresse=.75|vignette|Exemple de liaison dans un .
On observe également des liaisons dans la forme dimère du triméthylaluminium , où ce sont des atomes de carbone qui forment des ponts entre deux centres Al. On peut retrouver ce type de liaisons dans des composés carbonés sous le terme d'hyperconjugaison, qui désigne une variété asymétrique de liaison . Le digallane et le dialane sont d'autres exemples de molécules présentant des liaisons .
Certains mettent également en œuvre des liaisons .
Le premier complexe subvalent connu du béryllium contient une liaison π consistant en des interactions donneur-accepteur au niveau du centre d'un adduit Be(0)- carbène.
Les réarrangements de carbocations font intervenir des états transitoires à liaisons . Dans la mesure où ces structures ont une énergie semblable à celle des carbocations, leur formation ne requiert quasiment pas d'énergie d'activation de sorte que ces réarrangement sont très rapides.
Les ions carbonium tels que l' contiennent de telles liaisons . Le cation est probablement la structure de ce type la plus étudiée.
Notes et références
Articles connexes Molécule hypervalente
Catégorie:Liaison chimique