Liaison chimique

Certaines personnes travaillent mieux par elles-mêmes. Elles s'attellent à la tâche avec une contribution minimale des autres. Mais d'autres personnes travaillent mieux en groupe. Elles obtiennent de meilleurs résultats lorsqu'elles combinent leurs forces, en partageant leurs idées, leurs connaissances et leurs tâches. Aucune méthode n'est meilleure que l'autre - tout dépend simplement de celle qui vous convient le mieux.

La liaison chimique est très similaire à cela. Certains atomes sont beaucoup plus heureux seuls, tandis que d'autres préfèrent s'associer à d'autres. Ils y parviennent en formant des liaisons chimiques.

• Cet article est une introduction aux types de liaisons en chimie.
• Nous verrons pourquoi les atomes se lient.
• Nous explorerons les trois types de liaisons chimiques.
• Nous examinerons ensuite les facteurs qui influent sur la force de la liaison.

Liaison chimique : définition

Au début de cet article, nous t'avons présenté une liaison chimique : l'attraction entre différents atomes qui permet la formation de molécules ou de composés. Mais pourquoi les atomes se lient-ils entre eux de cette manière ?

En termes simples, les atomes forment des liaisons afin de devenir plus stables. Pour la majorité des atomes, cela signifie obtenir une enveloppe externe complète d'électrons. La couche externe d'électrons d'un atome est appelée couche de valence ; ces couches de valence nécessitent généralement huit électrons pour être complètement remplies. Cela leur donne la configuration électronique du gaz noble le plus proche d'eux dans le tableau périodique. L'obtention d'une couche de valence complète place l'atome dans un état d'énergie plus bas et plus stable, ce qui est connu sous le nom de règle de l'octet.

Mais pour atteindre cet état énergétique plus stable, les atomes doivent déplacer certains de leurs électrons. Certains atomes ont trop d'électrons. Ils trouvent qu'il est plus facile d'obtenir une couche de valence complète en se débarrassant des électrons excédentaires, soit en les donnant à une autre espèce, soit en les délocalisant. D'autres atomes n'ont pas assez d'électrons. Ils trouvent le plus facile de gagner des électrons supplémentaires, soit en les partageant, soit en les acceptant d'une autre espèce.

Le déplacement des électrons crée des différences de charges, et les différences de charges provoquent une attraction ou une répulsion entre les atomes. Par exemple, si un atome perd un électron, il forme un ion chargé positivement. Si un autre atome gagne cet électron, il forme un ion chargé négativement. Les deux ions de charge opposée seront attirés l'un vers l'autre, formant une liaison. Mais ce n'est qu'une des façons de former une liaison chimique. En fait, il existe plusieurs types de liaisons différentes que tu dois connaître.

Types de liaisons chimiques

Il existe trois types différents de liaisons chimiques en chimie.

• La liaison covalente
• La liaison ionique
• La liaison métallique

Elles sont toutes formées entre des espèces différentes et présentent des caractéristiques différentes. Nous allons commencer par explorer la liaison covalente.

Les liaisons covalentes

Pour certains atomes, le moyen le plus simple d'obtenir une enveloppe externe remplie est de gagner des électrons supplémentaires. C'est généralement le cas des non-métaux, qui contiennent un grand nombre d'électrons dans leur coquille externe. Mais d'où peuvent-ils obtenir des électrons supplémentaires ? Les électrons ne sortent pas de nulle part ! Les non-métaux contournent ce problème d'une manière innovante : ils partagent leurs électrons de valence avec un autre atome. Il s'agit d'une liaison covalente.

Une description plus précise de la liaison covalente fait intervenir les orbitales atomiques. Les liaisons covalentes se forment lorsque les orbitales des électrons de valence se superposent, formant une paire d'électrons partagée. Les atomes sont maintenus ensemble par l'attraction électrostatique entre la paire d'électrons négatifs et les noyaux positifs des atomes, et la paire d'électrons partagée compte vers la couche de valence des deux atomes liés. Cela leur permet à tous deux de gagner un électron supplémentaire, ce qui les rapproche d'une couche externe complète.

Liaison covalente dans le fluor

Dans l'exemple ci-dessus, chaque atome de fluor commence avec sept électrons de l'enveloppe extérieure - il leur manque un des huit électrons nécessaires pour avoir une enveloppe extérieure complète. Mais les deux atomes de fluor peuvent utiliser un de leurs électrons pour former une paire partagée. De cette façon, les deux atomes se retrouvent apparemment avec huit électrons dans leur couche externe.

Liaisons covalentes multiples

Pour certains atomes, comme le fluor, une seule liaison covalente suffit à leur donner le nombre idéal de huit électrons de valence. Mais certains atomes peuvent être amenés à former des liaisons covalentes multiples, en partageant d'autres paires d'électrons. Ils peuvent soit se lier à plusieurs atomes différents, soit former une double ou une triple liaison avec le même atome.

Par exemple, l'azote doit former trois liaisons covalentes afin d'obtenir une enveloppe extérieure complète. Il peut soit former trois liaisons covalentes simples, soit une liaison covalente simple et une liaison covalente double, soit une liaison covalente triple.

Liaisons covalentes simples, doubles et triples.

Structures covalentes

Certaines espèces covalentes forment des molécules discrètes, appelées molécules covalentes simples, composées de quelques atomes seulement reliés par des liaisons covalentes. Ces molécules ont tendance à avoir de faibles points de fusion et d'ébullition. Mais certaines espèces covalentes forment des macromolécules géantes, composées d'un nombre infini d'atomes. Ces structures ont des points de fusion et d'ébullition élevés. Nous avons vu ci-dessus comment une molécule de fluor est constituée de seulement deux atomes de fluor liés entre eux de manière covalente. Le diamant, quant à lui, contient plusieurs centaines d'atomes liés entre eux de manière covalente - des atomes de carbone, pour être précis. Chaque atome de carbone forme quatre liaisons covalentes, créant ainsi une structure en treillis géante qui s'étend dans toutes les directions.

Une représentation du réseau dans un diamant. Crédits image : commons.wikimedia.org

Les liaisons ioniques

Ci-dessus, nous avons découvert comment les non-métaux "gagnent" des électrons supplémentaires en partageant une paire d'électrons avec un autre atome. Mais si l'on réunit un métal et un non-métal, ils peuvent faire mieux : ils transfèrent en fait un électron d'une espèce à l'autre. Le métal fait don de ses électrons de valence supplémentaires, ce qui ramène à huit le nombre d'électrons de sa couche externe. Cela forme un cation positif. Le non-métal gagne ces électrons donnés, portant le nombre d'électrons à huit dans sa couche externe, formant un ion négatif, appelé anion. De cette façon, les deux éléments sont satisfaits. Les ions de charge opposée sont alors attirés l'un vers l'autre par une forte attraction électrostatique, formant une liaison ionique.

Liaison ionique entre le sodium et le chlore

Ici, le sodium a un électron dans sa couche externe, tandis que le chlore en a sept. Pour que la couche de valence soit complète, le sodium doit perdre un électron, tandis que le chlore doit en gagner un. Le sodium donne donc son électron de la couche externe au chlore, se transformant ainsi en un cation et un anion respectivement. Les ions de charge opposée sont alors attirés l'un vers l'autre par attraction électrostatique, ce qui les rapproche.

Structures ioniques

Les structures ioniques forment des réseaux ioniques géants composés de nombreux ions de charge opposée. Elles ne forment pas de molécules discrètes. Chaque ion chargé négativement est lié ioniquement à tous les ions chargés positivement qui l'entourent, et vice versa. Le nombre considérable de liaisons ioniques confère aux réseaux ioniques une grande solidité et des points de fusion et d'ébullition élevés.

Une structure de réseau ionique

Les liaisons métalliques

Nous savons maintenant comment les non-métaux et les métaux se lient entre eux, et comment les non-métaux se lient à eux-mêmes ou à d'autres non-métaux. Mais comment les métaux se lient-ils ? Ils ont le problème inverse de celui des non-métaux : ils ont trop d'électrons, et le moyen le plus simple pour eux d'obtenir une enveloppe extérieure complète est de perdre leurs électrons supplémentaires. Ils le font d'une manière particulière : en délocalisant les électrons de leur couche de valence.

Qu'arrive-t-il à ces électrons ? Ils forment ce qu'on appelle une mer de délocalisation. Cette mer entoure les centres métalliques restants, qui s'organisent en un réseau d'ions métalliques positifs. Les ions sont maintenus en place par attraction électrostatique entre eux et les électrons négatifs. C'est ce qu'on appelle une liaison métallique.

Il est important de noter que les électrons ne sont pas associés à un ion métallique en particulier. Au contraire, ils se déplacent librement entre tous les ions, agissant à la fois comme une colle et un coussin. Cela conduit à une bonne conductivité des métaux.

La force des liaisons chimiques

Si tu devais deviner, quel type de liaison qualifies-tu de plus fort ? Il s'agit en fait de la liaison ionique > covalente > métallique. Mais pour chaque type de liaison, certains facteurs influencent la force de la liaison. Nous allons commencer par examiner la force des liaisons covalentes.

La force des liaisons covalentes

Tu te souviens qu'une liaison covalente est une paire partagée d'électrons de valence, grâce au chevauchement des orbitales électroniques. Quelques facteurs influencent la force d'une liaison covalente, et ils sont tous liés à la taille de cette zone de chevauchement des orbitales. Il s'agit notamment du type de liaison et de la taille de l'atome.

• Lorsque tu passes d'une liaison covalente simple à une liaison covalente double ou triple, le nombre d'orbitales qui se chevauchent augmente. Cela augmente la force de la liaison covalente.
• Lorsque la taille des atomes augmente, la taille proportionnelle de la zone de chevauchement des orbitales diminue. Cela diminue la force de la liaison covalente.
• Lorsque la polarité augmente, la force de la liaison covalente augmente. Ceci est dû au fait que la liaison devient plus ionique.

La force des liaisons ioniques

Nous savons maintenant qu'une liaison ionique est une attraction électrostatique entre des ions de charge opposée. Tous les facteurs qui affectent cette attraction électrostatique influent sur la force de la liaison ionique. Il s'agit notamment de la charge des ions et de la taille des ions.

• Les ions ayant une charge plus élevée subissent une attraction électrostatique plus forte. Cela augmente la force de la liaison ionique.
• Les ions de petite taille subissent une plus forte attraction électrostatique. Cela augmente la force de la liaison ionique.

La force des liaisons métalliques

Nous savons qu'une liaison métallique est une attraction électrostatique entre un ensemble d'ions métalliques positifs et une mer d'électrons délocalisés. Encore une fois, tout facteur qui affecte cette attraction électrostatique affecte la force de la liaison métallique.

• Les métaux ayant un plus grand nombre d'électrons délocalisés subissent une plus forte attraction électrostatique et une plus forte liaison métallique.
• Les ions métalliques ayant une charge plus élevée subissent une plus forte attraction électrostatique et une plus forte liaison métallique.
• Les ions métalliques de plus petite taille subissent une plus forte attraction électrostatique et une plus forte liaison métallique.

Liaison et forces intermoléculaires

Il est important de noter que la liaison chimique est complètement différente des forces intermoléculaires. La liaison chimique se produit à l'intérieur d'un composé ou d'une molécule et est très forte. Les forces intermoléculaires se produisent entre les molécules et sont beaucoup plus faibles. Le type de force intermoléculaire le plus puissant est la liaison hydrogène.

Malgré son nom, il ne s'agit pas d'un type de liaison chimique. En fait, elle est dix fois plus faible qu'une liaison covalente !

liaison Hydrogène commons.wikimedia