Théorie quantique de la liaison chimique

Généralités
Une onde est associée à toute particule en mouvement. On ne connaît pas avec précision la position de l’électron dans l’atome. Mais il reste confiné la plupart du temps dans une portion de l’espace appelée orbitale où la densité électronique est constante (surface d’isodensité électronique). A l’intérieur du volume délimité par la courbe d’isodensité, on a une probabilité de présence de l’électron fixé arbitrairement.
Organisation des électrons dans l’atome isolé
Une orbitale atomique est entièrement caractérisée par les valeurs de trois nombres quantiques n, l, ml
        Nombre quantique principale représente la taille de l’orbitale (n). Elle est égale à K = 1, L = 2, M = 3, N = 4,…
        Nombre quantique angulaire représente la forme de l’orbitale (l). Elle est égale à 0 ou s (sphérique), 1 ou p (lobe), 2 ou d, 3 ou f, … 
        l = 0 ó n-1
        Nombre quantique magnétique représente l’orientation de l’axe du plan de l’orbitale (ml). 
        ml = -l ó +l
Un quatrième nombre quantique ms le spin représente la rotation de l’électron sur lui même (ms). 
        ms = +1/2 ou –1/2 selon qu’il y a un ou deux électrons. 

Théorie électronique de la liaison chimique

Remarque préliminaire
Les électrons qui interviennent dans la liaison chimique appartiennent en général à la couche électronique externe de l'atome, qui est plus faiblement liée au noyau; ces électrons sont connus sous le nom d'électrons de valence.
De manière générale, lors de la formation d'une liaison chimique, les atomes ont tendance à se doter d'une couche électronique externe similaire à celle des gaz rares soit en partageant des électrons soit en perdant ou en gagnant des électrons.
Liaison covalente
La principale liaison chimique intervenant en chimie organique est la liaison covalente. La liaison covalente résulte de la mise en commun d’une ou de plusieurs paires d'électrons par deux atomes dont la couche électronique externe est incomplète. Un atome reçoit de son partenaire autant d'électrons qu'il lui en donne; il ne pourra cependant pas en accepter plus qu'il n'est capable d'en recevoir (c'est-à-dire plus qu'il n'en faut pour compléter sa couche de valence). Chaque couche est saturée lorsqu’elle contient 2n² électrons. Chaque nouvel électron prend place dans la case disponible dont l’énergie est minimale par rapport aux autres cases encore inoccupées. 
L’orbitale est liante si les spins des électrons sont en opposition. 
L’orbitale est antiliante si les spins sont dans le même sens.
Une liaison sigma est la combinaison des deux orbitales atomiques alignées sur le même axe.
Une liaison pi est la combinaison des deux orbitales atomiques alignées perpendiculairement à leur axe
Hybridation est la combinaison linéaires de plusieurs orbitales atomiques. 

Liaison ionique
La liaison ionique résulte de l’association de cations et d’anions avec formation d’ensembles électriquement neutres. Les composés ioniques ne forment pas de molécules. Les anions et cations se forment lors d’un transfert d’électrons entre deux atomes. Plus généralement les éléments ont tendance à modifier le nombre d’électrons de leur couche externes (non saturée). Quand elle comporte 1, 2, 3 ou 4 électrons l’atome a tendance à les perdre facilement et à se transformer en cation. Les autres éléments ont au contraire tendance à fixer des électrons pour saturer leur couche externe ; ils deviennent alors des anions. 
L’aisance de formation d’un cation dépend de l’énergie d’ionisation, c’est-à-dire de l’énergie requise pour extraire un électron d’un atome à l’état gazeux. Pour un anion, la facilité de formation est à mettre en relation avec son électroaffinité, c’est-à-dire avec la variation d’énergie résultant de la capture d’un électron par un atome à l’état gazeux.
Liaison secondaire
Un dipôle électrique permanent apparaît dans une molécule lorsqu'il y a un transfert d'électrons d'un atome ou d'un groupe d'atomes de la molécule vers un autre atome ou un autre groupe d'atomes. Cette répartition asymétrique des électrons dépend de la capacité des atomes à attirer les électrons, qui se mesure par leur électronégativité. Plus l'électronégativité d'un atome est grande, plus cet atome a la capacité d'attirer les électrons. 
Il ne faut pas confondre électroaffinité, qui mesure la capacité d'un atome à capter un électron pour former un anion et électronégativité, qui détermine le pouvoir d'attraction d'un atome pour les électrons dans une liaison chimique covalente.
Il se forme une liaison covalente polaire lorsqu'on associe un atome fortement électronégatif avec un atome moins électronégatif.
Les dipôles permanents ont tendance à s'aligner les uns par rapport aux autres. Il en résulte une force de liaison qui est environ 10 fois plus petite que celle des liaisons covalentes les plus faibles. L'introduction d'un dipôle permanent entraîne une élévation substantielle de la température de fusion et de la température d'ébullition. 
Un dipôle peut également modifier la répartition électronique dans une molécule peu polaire et entraîner la création d'un dipôle induit dans cette dernière: Cette interaction entraîne la formation d'une liaison secondaire moins intense que la liaison par dipôle permanent.