Les éléments du groupe \( 8 \) , que tu connais également sous le nom de gaz nobles, sont connus pour être inertes. Ils réagissent rarement avec d'autres éléments, que ce soit l'eau, l'oxygène ou les métaux. Ceci est dû au fait qu'ils ont tous une couche externe complète d'électrons. Il s'agit de la configuration électronique la plus stable qu'un atome puisse avoir.
Comment les autres éléments du tableau périodiques peuvent atteindre une la même configuration stable que les gaz nobles ? Ils doivent gagner, perdre ou partager des électrons, afin d'obtenir cette configuration optimale. La liaison ionique est un moyen d'y parvenir.
- Ce résumé de cours porte sur la liaison ionique en chimie physique.
- Nous définirons la liaison ionique avant d'examiner des exemples et des diagrammes de composés ioniques courants.
- Nous explorerons ensuite les réseaux ioniques géants et leurs propriétés.
- Puis, nous examinerons la force de la liaison ionique et le rayon ionique.
- Enfin, nous comprendrons la structure de Lewis et influence d'électronégativité sur la liaison ionique.
Quelle est la définition de la liaison ionique ?
Il existe de multiples façons pour les atomes d'atteindre leur objectif d'une structure de gaz noble. Les non-métaux s'associent souvent par paires, trios ou groupes plus importants, et partagent leurs électrons de la couche externe (voir la rubrique Liaison covalente). Un groupe d'atomes métalliques d'un même élément perdra des électrons pour former des ions positifs dans une mer d'électrons délocalisés. Mais lorsqu'un métal et un non-métal s'unissent, le moyen le plus simple pour qu'ils obtiennent tous les deux une couche extérieure complète est que l'une des espèces perde des électrons et que l'autre en gagne. Le transfert d'électrons forme des ions, et les ions de charge opposée se lient par une liaison ionique les uns aux autres.
Une liaison ionique est l'attraction électrostatique entre des ions de charge opposée.
Explorons un peu plus le processus.
Ions
Les ions sont des atomes qui ont gagné ou perdu un ou plusieurs électrons pour former une particule chargée.
La liaison ionique se produit toujours entre des ions chargés positivement, appelés cations, et des ions chargés négativement, appelés anions. Dans les deux cas, les ions ont la configuration électronique d'un gaz noble.
- Un élément perd des électrons. Comme les électrons sont négatifs, on obtient un cation.
- L'autre élément gagne ces électrons. Cela donne un anion.
- Les deux ions finissent par avoir une couche extérieure pleine d'électrons.
- Dans la liaison ionique, le cation est toujours un métal et l'anion est toujours un non-métal. Globalement, les charges des ions s'annulent, ce qui donne un composé neutre.
- Nous appelons ce transfert d'électrons l'électrovalence.
Attraction électrostatique
La formation d'ions n'est qu'une partie de l'image - Par définition, la liaison ionique n'implique pas du tout le transfert d'électrons ! Il s'agit plutôt de l'interaction entre ces ions à la suite du gain ou de la perte d'électrons.
Lorsque deux espèces de charge opposée sont proches l'une de l'autre, elles s'attirent mutuellement. C'est ce qu'on appelle l'attraction électrostatique ; tu te souviens peut-être aussi que c'est la force qui attire les électrons vers le noyau d'un atome. Lorsqu'ils sont mélangés, les cations et les anions sont attirés électro-statiquement les uns vers les autres, et la liaison ionique est simplement un autre terme pour désigner cette attraction.
Exemple de liaison ionique
Nous savons maintenant ce qu'est une liaison ionique : l'attraction électrostatique entre des ions de charge opposée. Voyons maintenant quelques exemples.
Nous allons apprendre à calculer les charges des ions, la formule d'un composé ionique et à représenter l'ensemble de la liaison ionique dans un diagramme en croix et en points.
Comment calculer la formule d'un composé ionique ?
Voici la procédure à suivre :
- Tout d'abord, nous déterminons combien d'électrons chaque élément doit perdre ou gagner pour obtenir une couche extérieure complète. Les métaux perdent des électrons, tandis que les non-métaux en gagnent.
- Cela nous indique également la charge de l'ion formé - rappelle-toi que gagner des électrons entraîne une charge négative, tandis que perdre des électrons entraîne une charge positive.
- Nous utilisons ensuite le nombre d'électrons perdus ou gagnés par chaque élément pour calculer leur proportion dans le composé, ce qui nous donne sa formule chimique.
- Enfin, nous dessinons les ions à l'aide de diagrammes en points et en croix. Ceux-ci montrent leurs nouvelles configurations électroniques. Nous plaçons les ions à l'intérieur de crochets et écrivons la charge de l'ion à l'extérieur.
Il se peut que tu vois des diagrammes en points et en croix montrant uniquement la couche externe des électrons. Cependant, nous avons également inclus les couches internes pour t'aider à comprendre pleinement la configuration électronique de l'ion.
Prenons quelques exemples.
Représente la liaison ionique dans le chlorure de sodium à l'aide d'un diagramme en points et en croix. Indique la charge de chaque ion et donne la formule chimique du composé.
Le chlorure de sodium est composé de cations de sodium positifs et d'anions de chlorure négatifs. Nous pouvons utiliser notre connaissance de leurs configurations électroniques pour déterminer les charges des ions qu'ils forment. Le sodium a la configuration électronique \( 1s^{2} 2s^{2} 2p^{6} 3s^{1} \) . La façon la plus simple pour lui d'obtenir une couche externe complète est de perdre un électron de sa sous-couche \( 3s \) , il a donc la configuration \( 1s^{2} 2s^{2} 2p^{6} \) . Comme tu le sais, les électrons sont chargés négativement et la perte d'un électron donne un ion positif avec une charge de \( +1 \) . Nous le montrons à l'aide d'un diagramme en croix :
Fig. 1- Diagramme en points et en croix d'un ion sodium.
Le chlore, par contre, a la structure \( 1s^{2} 2s^{2} 2p^{6} 3s^{2} 3p^{5} \) . Pour avoir une enveloppe extérieure complète, il doit gagner un électron. En fait, il prend l'électron que le sodium perd. Cela forme un ion négatif avec la configuration électronique \( 1s^{2 }2s^{2} 2p^{6} 3s^{2} 3p^{6} \) :
Fig. 2- Diagramme en points et en croix d'un ion chlorure
Chaque atome de sodium perd un électron pour former un ion sodium positif d'une charge de \( +1 \) , tandis que chaque atome de chlore accepte un électron pour former un ion chlorure négatif d'une charge de \( -1 \) . Par conséquent, les ions forment un composé avec un rapport de \( 1:1 \) entre les ions sodium et les ions chlorure. Ce composé a pour formule \( NaCl \) :
Fig. 3- Un diagramme en points et en croix du composé ionique NaCl.
Voici un autre exemple. Cette fois, deux électrons sont transférés entre les ions.
Représente la liaison ionique dans l'oxyde de magnésium à l'aide d'un diagramme en points et en croix. Indique la charge de chaque ion et la formule du composé.
Le magnésium a une configuration électronique de \( 1s^{2} 2s^{2} 2p^{6} 3s^{2} \) . Pour obtenir une couche externe complète, chaque atome doit perdre deux électrons de sa sous-couche \( 3s \) . Cela forme un cation avec une charge de \( +2 \) et une configuration électronique de \( 1s^{2} 2s^{2} 2p^{6} \) .
L'oxygène, par contre, a la configuration électronique \( 1s^{2} 2s^{2} 2p^{4} \) . Chaque atome doit gagner deux électrons pour former un anion avec une charge de \( -2 \) et une configuration électronique de \( 1s^{2} 2s^{2} 2p^{6} \) .
Note que chaque atome de magnésium perd deux électrons, tandis que chaque atome d'oxygène gagne deux électrons. Le rapport entre les ions magnésium et les ions oxygène est donc de \( 1:1 \) , ce qui nous donne la formule \( MgO \) . Voici le diagramme final en points et en croix :
Fig. 3- Un diagramme en points et en croix du composé ionique MgO.
Cependant, certains composés ne présentent pas un simple rapport \( 1:1 \) entre les cations et les anions. Le fluorure de calcium en est un exemple.
Donne la configuration électronique des ions du fluorure de calcium. Indique combien d'électrons chaque atome perd ou gagne et donne la formule chimique du composé.
Le calcium a la configuration électronique \( [Ar] 4s^{2} \) . Pour obtenir une couche externe complète, chaque atome de calcium doit perdre deux électrons de sa sous-couche \( 4s \) , ce qui donne à chaque ion calcium la configuration électronique \( [Ar] \) .
Le fluor a la configuration électronique \( [He] 2s^{2} 2p^{5} \) . Chaque atome de fluor doit gagner un électron pour former un ion fluorure avec la configuration électronique \( [He] 2s^{2} 2p^{6} \) , que nous pouvons écrire \( [Ne] \) .
Note que si chaque atome de calcium perd deux électrons, chaque atome de fluor n'en gagne qu'un seul. Par conséquent, nous avons besoin de deux fois plus d'atomes de fluor que d'atomes de calcium. Cela donne au fluorure de calcium la formule \( CaF_{2} \) .
Tu ne connais pas la configuration des électrons et la notation associée ? Consulte le résumé de cours "Configuration électronique " pour en savoir plus.
Réseaux ioniques géants
Les composés ioniques ne forment pas de molécules. Au lieu de cela, ils forment des structures connues sous le nom de treillis ioniques géants. Géant signifie simplement que nous ne savons pas exactement combien d'ions il contient, mais simplement qu'il en a un grand nombre - le réseau pourrait s'étendre à l'infini ! Cependant, nous connaissons le rapport entre les ions. Dans le chlorure de sodium, comme nous l'avons vu plus haut, le rapport entre les ions sodium et les ions chlorure est de \( 1:1 \) . Le composé forme un réseau répétitif s'étendant dans toutes les directions. Chaque ion chargé positivement se lie ioniquement à tous les ions négatifs qui l'entourent, et pas seulement à un ion particulier, et vice versa, comme indiqué ci-dessous :
Fig. 4- Une partie du réseau ionique géant de NaCl.
Note que le réseau s'étend à l'infini dans toutes les directions et que chaque ion se lie à jusqu'à six ions de charge opposée.
Liaison ionique : Énergie
Les liaisons ioniques sont très fortes. Cela signifie qu'elles nécessitent beaucoup d'énergie pour être brisées. Nous savons également que toutes les espèces à liaison ionique forment des composés ioniques géants, constitués d'ions de charge opposée maintenus ensemble par de fortes liaisons ioniques dans toutes les directions. Cela confère aux composés ioniques géants certaines propriétés :
- Les composés ioniques géants ont des points de fusion et d'ébullition élevés car l'attraction électrostatique entre les ions est forte et nécessite beaucoup d'énergie pour être surmontée. Pour cette raison, ils sont généralement solides à température ambiante.
- Les ions chargés des composés ioniques géants peuvent former des liaisons avec les molécules d'eau polaires. L'énergie libérée surmonte les liaisons ioniques qui maintiennent le réseau et dissout le composé, ce qui signifie que les composés ioniques géants sont solubles dans l'eau.
- Lorsqu'ils sont fondus ou en solution aqueuse, les composés ioniques peuvent conduire l'électricité. Cela est dû au fait que les ions sont libres de se déplacer et de porter une charge.
- Les composés ioniques géants sont durs et solides en raison de la force élevée de l'attraction électrostatique entre les ions de charge opposée.
- Les composés ioniques sont assez fragiles. Si tu leur donnes un coup sec, tu risques de déformer la structure du réseau soigneusement positionnée. Il en résulte que deux ions de même charge sont adjacents l'un à l'autre. Ces ions se repousseraient l'un l'autre et feraient éclater le composé.
Liaison ionique faible ou forte
Nous savons qu'une liaison ionique est l'attraction électrostatique entre des ions de charge opposée. La force de la liaison ionique dépend de la force de cette attraction. Cela signifie que tous les composés ioniques ne sont pas créés de manière égale - certains sont plus forts que d'autres :
- Les ions ayant une charge plus importante présentent une liaison ionique plus forte. Cela est dû au fait que l'attraction entre eux et les ions de charge opposée est beaucoup plus forte.
- Les ions plus petits ont une liaison ionique plus forte. Cela s'explique par le fait que la distance entre le noyau et les électrons de la couche extérieure est moindre et que l'attraction entre eux est donc plus forte.
Compare la force des liaisons ioniques formées par :
- L'aluminium et le magnésium.
- Le sodium et le potassium.
L'aluminium forme des ions \( +3 \) alors que le magnésium forme des ions \( +2 \) . Par conséquent, l'aluminium forme des liaisons ioniques beaucoup plus fortes que le magnésium.
Le sodium et le potassium forment tous deux des ions de charge \( +1 \) . Cependant, le sodium est un ion beaucoup plus petit que le potassium et forme donc des liaisons ioniques plus fortes.
Rayon ionique
Le rayon ionique ne dépend pas seulement du nombre de couches électroniques de l'ion, mais aussi de la charge de l'ion.
Tout d'abord, les ions ayant plus de couches électroniques ont un rayon ionique plus grand que les ions ayant moins de couches électroniques. Cela signifie que plus on descend dans un groupe du tableau périodique, plus le rayon ionique augmente.
Mais les ions ayant le même nombre de couches électroniques peuvent avoir des rayons ioniques différents. En fait, lorsqu'un atome se transforme en ion, son rayon change. Tout cela grâce au gain ou à la perte d'électrons :
- Les cations positifs ont un rayon plus petit que leurs atomes d'origine. Il y a deux raisons à cela. Premièrement, pour obtenir une couche externe complète d'électrons, ils doivent perdre la totalité de leur couche externe. Cela diminue immédiatement leur rayon. Mais parce qu'ils ont perdu des électrons, ils ont également un rapport proton/électron plus élevé. Cela augmente l'attraction entre les protons positifs du noyau et les couches d'électrons négatifs, ce qui rapproche les électrons du centre de l'ion.
- Les anions négatifs ont un rayon plus grand que leurs atomes d'origine. Cela s'explique par le fait qu'ils ont gagné des électrons, ce qui diminue leur rapport proton/électron. Cela diminue l'attraction entre les protons positifs du noyau et les couches d'électrons négatifs, de sorte que les électrons s'éloignent du centre de l'ion. Il y a également une répulsion accrue entre les électrons en raison de la présence des électrons gagnés.
Décris la tendance du rayon ionique pour la série d'ions isoélectroniques de \( N^{3-} \) à \( Al^{3+} \) .
Les ions isoélectroniques sont des ions qui ont la même configuration électronique. Cela signifie qu'ils ont tous le même nombre de couches électroniques. S'ils étaient tous des atomes, on s'attendrait à ce qu'ils aient les mêmes rayons. Cependant, il s'agit d'ions de charges différentes, et ils ont donc des rayons ioniques différents. \( N^{3-} \) est l'ion le plus négatif et a donc le plus grand rayon ionique. En revanche, \( Al^{3+} \) est l'ion le plus positif et a donc le plus petit rayon ionique.
Preuve de l'existence d'une liaison ionique
Pour conclure ce résumé de cours, nous allons examiner les évidences de la liaison ionique.
Nous savons que les ions existent grâce à l'électrolyse. Lorsque tu appliques un courant électrique à une solution ionique, les ions se déplacent vers l'électrode de charge opposée. Si les ions sont colorés, il est facile de voir ce mouvement.
Fig.5- Electrolyse de NaCl.
HCl : Liaison covalente ou ionique ?
L'acide chlorhydrique est une molécule diatomique simple composée d'un atome d'hydrogène et d'un atome de chlore et se trouve sous forme aqueuse et gazeuse. L'atome de chlore électronégatif et l'atome d'hydrogène forment une liaison covalente polarisée. Lorsque le composé est formé par les deux non-métaux, il forme des liaisons covalentes et lorsqu'un atome est un non-métal et l'autre un métal, ils forment une liaison ionique. Dans la molécule de \( HCl \) , l'hydrogène et le chlore sont des éléments non métalliques et partagent donc des électrons entre eux, ce qui en fait une molécule covalente et forme une liaison covalente.
Pourquoi le \( HCl \) est-il covalent dans la nature ?
Les électronégativités des atomes d'hydrogène et de chlore dans la molécule de \( HCl \) sont différentes et partagent des électrons l'une avec l'autre tout en formant une liaison covalente, que l'on appelle une liaison covalente polaire.
L'électronégativité de l'atome de chlore est de \( 3,16 \) tandis que celle de l'atome d'hydrogène est de \( 2,20 \) , la différence est de \( 0,96 \) sur l'échelle de Pauling, ce qui indique que \( H-Cl \) est une liaison covalente. Malgré le fait que pendant l'électrolyse du \( HCl \) , il forme des ions comme des composés ioniques mais ces ions ne sont pas dissous dans l'eau comme d'autres composés covalents, la formation d'ions est due à l'utilisation de l'eau comme solvant. En l'absence d'eau, le \( HCl \) ne pourrait pas former d'ions ; le \( HCl \) est donc un composé covalent.
Comment le \( HCl \) est-il covalent ?
Dans une molécule de chlorure d'hydrogène, l'atome d'hydrogène est moins électronégatif, il gagne donc une paire d'électrons partagée et acquiert une charge positive partielle, tandis que celui du chlore est plus électronégatif que l'hydrogène, il attire donc la paire d'électrons partagée vers lui et acquiert une charge négative partielle. En raison de leur électronégativité différente, les molécules ont des pôles opposés, c'est ce qu'on appelle leur polarité. Ainsi, dans les molécules de \( HCl \) , l'hydrogène et le chlore ont une électronégativité différente, ce qui fait que l'hydrogène et le chlore ont des pôles opposés. Le chlorure d'hydrogène est donc polaire par nature et la liaison entre l'hydrogène et le chlore est une liaison covalente.
Liaison ionique : Lewis
Lorsque nous dessinons une structure de Lewis, nous essayons toujours d'obtenir un nombre d'électrons pour lequel tous les atomes concernés sont stables et ont des octets complets. Nous essayons également d'établir une structure avec la plus petite charge formelle possible. La règle générale est d'isoler d'abord tous les éléments impliqués et leurs électrons de valence, puis de commencer à les assembler pour tenter de réduire la charge formelle et d'amener tous les éléments impliqués à un octet.
Le sodium et le chlore forment une liaison ionique, ce qui signifie qu'un atome donne un électron et que l'autre l'accepte. Chaque atome reçoit ainsi une charge.
Le chlore possède sept électrons de valence, tandis que le sodium en possède un. Pour que chaque atome forme un octet, le sodium doit perdre un électron et le chlore doit en gagner un. Il en résulterait une charge négative pour le chlore et une charge positive pour le sodium.
Étapes pour dessiner la structure en points de Lewis de \( NaCl \)
Étape 1 : compte les électrons de valence disponibles.
Dans le tableau périodique, le sodium se trouve dans le premier groupe et le chlore dans le \( 17^{ème} \) .
Par conséquent, l'électron de valence de Sodium = \( 1 \) ,
Les électrons de valence de Chlore \( =7 \) ,
La somme des électrons de valence disponibles \( = 1 + 7 = 8 \) .
Étape 2: Dans les composés ioniques, l'atome métallique donne des électrons tandis que l'atome non métallique les accepte.
Ainsi, dans le cas du composé \( NaCl \) , le sodium \( (Na) \) est le métal qui va donner un électron et former l'ion \( Na^{+} \) , tandis que le chlore est le non-métal qui va accepter l'électron et former l'ion \( Cl^{-} \) .
Par conséquent, dans la structure de Lewis du \( NaCl \) , l'ion chlore reçoit \( 8 \) électrons représentés par des points dans sa couche la plus externe, ce qui lui confère une stabilité en complétant l'octet.
Comme le sodium ne possède qu'un seul électron de valence dans sa couche externe, sa perte entraîne la même configuration électronique que le néon (gaz noble).
Par conséquent, les ions chlore et sodium ont tous les deux une configuration électronique de gaz noble avec une couche de valence complète.
Les ions sodium et chlorure, qui ont des charges opposées, vont s'attirer mutuellement et former une liaison ionique.
Liaison ionique : Électronégativité
L'électronégativité d'un élément est sa capacité à attirer les électrons d'autres éléments dans une molécule et à former des liaisons. L'électronégativité des éléments augmente en allant de gauche à droite dans une période. Cela signifie que les métaux, qui se trouvent à l'extrême gauche, sont moins électronégatifs, tandis que les non-métaux (jusqu'au groupe \( 17 \) ) qui se trouvent à droite dans une période sont plus électronégatifs.
Comme nous le savons, lorsqu'un métal et un non-métal sont impliqués dans un composé, des liaisons ioniques se forment. L'électronégativité des atomes impliqués dans un composé affecte les liaisons ioniques. Les éléments plus électronégatifs ont tendance à former des liaisons de caractère ionique plus élevé avec d'autres éléments.
Les éléments qui ont une électronégativité élevée, formeront une liaison avec tout atome qui a un caractère plus ionique.
Liaison ionique - Points clés
- La liaison ionique est l'attraction électrostatique entre des ions de charge opposée.
- Les composés ioniques sont formés de cations métalliques et d'anions non métalliques. Le métal donne des électrons au non-métal de sorte que tous les deux obtiennent une configuration de gaz noble.
- Des exemples de composés ioniques sont \( NaCl \) , \( MgO \) et \( CaF\{2} \) .
Les composés ioniques forment des treillis ioniques géants, et non des molécules.
Les liaisons ioniques sont fortes et nécessitent beaucoup d'énergie pour être brisées. Cela rend les composés ioniques durs, solides et cassants. Ils sont également solubles dans l'eau et bons conducteurs de chaleur lorsqu'ils sont fondus ou en solution aqueuse.
Les liaisons ioniques sont très fortes. Cela signifie qu'elles nécessitent beaucoup d'énergie pour être brisées.
La force de la liaison ionique dépend de la taille de l'ion et de sa charge.
Le rayon ionique dépend du nombre de couches électroniques et de la charge de l'ion.
L'électrolyse fournit des preuves de la liaison ionique et de l'existence des ions.
Lorsque nous dessinons une structure de Lewis, nous essayons toujours d'obtenir la configuration électronique stable de l'atome.
L'électronégativité d'un élément est sa capacité à attirer les électrons d'autres éléments dans une molécule et à former des liaisons.
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