Types de liaisons chimiques

Pourquoi les atomes se lient-ils ?

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

Pour faire simple, les atomes forment des liaisons afin de devenir plus stables. Pour la majorité des atomes, cela signifie obtenir une coquille extérieure complète d'électrons. L'enveloppe extérieure d'électrons d'un atome est connue sous le nom d'enveloppe de valence; ces enveloppes de valence ont généralement besoin de 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 coquille de valence complète place l'atome dans un état d'énergie plus bas et plus stable, connu sous le nom de règle de l'octuple.

Mais pour atteindre cet état énergétique plus stable, les atomes peuvent avoir besoin de déplacer certains de leurs électrons. Certains atomes ont trop d'électrons. Ils trouvent qu'il est plus facile d'obtenir une coquille de valence pleine 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 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 ces différences de charges entraînent une attraction ou unerépulsion 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 par l'autre, formant ainsi une liaison. Mais ce n'est qu'une des façons de former une liaison chimique. En fait, il existe différents types de liaisons que tu dois connaître.

Types de liaisons chimiques

Il existe trois types différents de liaisons chimiques en chimie.

• Liaison covalente
• Liaison ionique
• Liaison métallique

Elles sont toutes formées entre des espèces différentes et ont des caractéristiques différentes. Nous commencerons par explorer la liaison covalente.

Liaisons covalentes

Pour certains atomes, la façon la plus simple d'obtenir une coquille extérieure bien remplie est de gagner des électrons supplémentaires. C'est typiquement le cas des non-métaux, qui contiennent un grand nombre d'électrons dans leur enveloppe extérieure. Mais où peuvent-ils trouver 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 chevauchent, formant une paire d'électrons partagée.Les atomessont maintenus ensemble par l'attraction électrostatique entre la paire d'électrons négatifs et les noyaux positifs des atomes, et lapaire d'électrons partagée compte vers l'enveloppe de valence des deux atomes liés. Cela leur permet de gagner un électron supplémentaire, ce qui les rapproche d'une enveloppe externe complète.

Fig.1 - Liaisoncovalente dans le fluor.

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

Liaisons covalentes multiples

Pour certains atomes, comme le fluor, une seule liaison covalente suffit à leur donner le nombre magique de huit électrons de valence. Mais certains atomes peuvent être amenés à former plusieurs liaisons covalentes, 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 pour obtenir une enveloppe extérieure complète. Il peut former soit trois liaisons covalentes simples, soit une liaison covalente simple et une liaison covalente double, soit une liaison covalente triple.

Fig.2 - 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 des points de fusion et d' ébullition bas . 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 plus haut qu'une molécule de fluor est constituée de seulement deux atomes de fluor liés de façon covalente. Le diamant, quant à lui, contient plusieurs centaines d'atomes liés entre eux par des liaisons covalentes - des atomes de carbone, pour être précis. Chaque atome de carbone forme quatre liaisons covalentes, créant ainsi une structure en treillis géante qui s'étire dans toutes les directions.

Fig.3 - Représentation du réseau d'un diamant

Les liaisons ioniques

Ci-dessus, nous avons appris comment les non-métaux "gagnent" effectivement des électrons supplémentaires en partageant une paire d'électrons avec un autre atome. Mais si tu réunis un métal et unnon-métal ensemble, ils peuvent faire mieux - ils transfèrent un électron d'une espèce à l'autre. Le métal donne ses électrons de valence supplémentaires, ce qui le ramène à huit dans son enveloppe extérieure. Cela forme un cation positif. Le non-métal gagne ces électrons donnés, ce qui porte le nombre d'électrons à huit dans son enveloppe extérieure, formant ainsi 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.

Fig.4 - 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 l'enveloppe de valence soit complète, le sodium doit perdre un électron et le chlore en gagner un. Le sodium donne donc son électron de l'enveloppe externe au chlore, se transformant respectivement en cation et en anion. Les ions de charge opposée sont alors attirés l'un vers l'autre par l'attraction électrostatique, ce qui les maintient ensemble.

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 de liaisons ioniques confère aux réseaux ioniques une grande solidité et des points de fusion et d'ébullition élevés.

Fig.5 - Structure d'un 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 entre eux ou avec d'autres non-métaux. Mais comment les métaux se lient-ils ? Ils ont le problème inverse des non-métaux - ils ont trop d'électrons, et le moyen le plus simple pour eux d'obtenir une enveloppe extérieure pleine est de perdre leurs électrons supplémentaires. Ils y parviennent d'une manière particulière : en délocalisant leurs électrons de l'enveloppe 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 l'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. C'est ce qui permet auxmétaux d'avoir une bonne conductivité.

Fig.6 - Liaison métallique dans le sodium

Nous avons appris précédemment que le sodium possède un électron dans sa couche externe. Lorsque les atomes de sodium forment des liaisons métalliques, chaque atome de sodium perd cet électron de l'enveloppe externe pour former un ion sodium positif avec une charge de +1. Les électrons forment une mer de délocalisation autour des ions sodium. L'attraction électrostatique entre les ions et les électrons est connue sous le nom de liaison métallique.

Structures métalliques

Comme les structures ioniques, les métaux forment des réseaux géants qui contiennent un nombre infini d'atomes et s'étirent dans toutes les directions. Mais contrairement aux structures ioniques, ils sont malléables et ductiles, et leurs points de fusion et d'ébullition sont généralement légèrement inférieurs.

Récapitulation des types de liaisons

Nous t'avons préparé un tableau pratique pour t'aider à comparer les trois différents types de liaisons. Il résume tout ce que tu dois savoir sur les liaisons covalentes, ioniques et métalliques.

La force des liaisons chimiques

Si tu devais deviner, quel type de liaison qualifierais-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 commencerons par examiner la force des liaisons covalentes.

La force des liaisons covalentes

Tu te souviendras qu'une liaison covalente est une paire d'électrons de valence partagée, grâce au chevauchement des orbitales électroniques. Quelques facteurs influent sur 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.
• À mesure que 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. Cela s'explique par le fait que la liaison devient plus ionique.

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 leur taille.

• 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 attraction électrostatique plus forte. Cela augmente la force de la liaison ionique.

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. Une fois de plus,tous les facteurs qui affectent cette attraction électrostatique influent sur la force de la liaison métallique .

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

Liaison et forces intermoléculaires

Il est important de noter que la liaison 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 fort 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 !