La cohésion de la matière résulte d'interactions électrostatiques d'intensités très différentes. On distingue les liaisons fortes, intramoléculaires (covalente, ionique), des liaisons faibles, intermoléculaires (van der Waals, hydrogène), avec un ordre de grandeur d'énergie qui décroît nettement de l'une à l'autre.
Liaisons fortes (\(\sim 100\) à \(1000\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}\)) :
- Liaison covalente : mise en commun d'un doublet d'électrons entre deux atomes. Intramoléculaire et directionnelle, elle définit la structure des molécules.
- Liaison ionique : attraction électrostatique entre ions de charges opposées dans un édifice cristallin, résultant d'un transfert d'électron(s) quand \(\Delta\chi\) est grand (typiquement \(> 1,7\text{-}2\)). Son énergie se traite via l'énergie réticulaire (cycle de Born-Haber en CPGE) : du même ordre que la covalente forte, mais le mécanisme diffère — électrostatique pure dans un réseau, sans partage de doublet.
Liaisons faibles (interactions intermoléculaires) :
- Liaison hydrogène : un atome d'hydrogène lié de façon covalente à un atome très électronégatif (O, N, F) interagit avec le doublet non liant d'un atome électronégatif voisin. Fait intervenir trois atomes (le « pont hydrogène »), à distinguer d'une simple liaison covalente ou d'une interaction de van der Waals. Énergie : \(\sim 10\) à \(40\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}\).
- Interactions de van der Waals : interactions électrostatiques faibles, à distance, sans partage ni transfert d'électrons. Trois contributions : Keesom (dipôle permanent-dipôle permanent), Debye (dipôle permanent-dipôle induit) et London (dispersion, dipôles instantanés — la seule qui subsiste entre espèces apolaires). Énergie : \(\sim 1\) à \(10\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}\).
Hiérarchie énergétique :
Covalente / ionique (\(\sim 100\text{-}1000\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}\)) > liaison hydrogène (\(\sim 10\text{-}40\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}\)) > van der Waals (\(\sim 1\text{-}10\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}\)).
Cette hiérarchie explique les températures de changement d'état : \(\ce{H2O}\) est liquide à température ambiante grâce à ses liaisons hydrogène, alors que \(\ce{H2S}\), sans liaison H efficace, est gazeux.
Piège classique : ne pas confondre la liaison hydrogène (interaction intermoléculaire faisant intervenir trois atomes) avec une liaison covalente impliquant un hydrogène (ex. C–H, O–H). Cette confusion, documentée dans la littérature didactique, est l'une des raisons pour lesquelles les programmes français évitent le raccourci « liaison H » dans les contextes où l'ambiguïté est possible.