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Sauter à un chapitre clé
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.
La liaison chimique est l'attraction entre différents atomes qui permet la formation de molécules ou de composés. Elle se produit grâce au partage, au transfert ou à la délocalisation d'électrons.
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.
La règle de l'octet indique que la majorité des atomes ont tendance à gagner, perdre ou partager des électrons jusqu'à ce qu'ils aient huit électrons dans leur coquille de valence. Cela leur donne la configuration d'un gaz noble.
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.
Quand nous disons "le plus facile", nous voulons dire "le plus énergétiquement favorable". Les atomes n'ont pas de préférences, ils sont simplement soumis aux lois de l'énergie qui régissent l'ensemble de l'univers.
Tu dois également noter qu'il existe quelques exceptions à la règle de l'octet. Par exemple, l'hélium, un gaz noble, ne possède que deux électrons dans sa couche externe et est parfaitement stable. L'hélium est le gaz noble le plus proche d'une poignée d'éléments tels que l'hydrogène et le lithium. Cela signifie que ces éléments sont également plus stables lorsqu'ils ne possèdent que deux électrons de la couche externe, et non huit comme le prévoit la règle de l'octet. Consulte la page La règle de l'octet pour plus d'informations.
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 liaison covalente est une paire partagée d'électrons de valence.
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.
Trois forces sont impliquées dans la liaison covalente.
- La répulsion entre les deux noyaux chargés positivement.
- La répulsion entre les électrons chargés négativement.
- L'attraction entre les noyaux chargés positivement et les électrons chargés négativement.
Si la force totale de l'attraction est plus forte que la force totale de la répulsion, les deux atomes se lient.
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
Consulte la rubrique Liaisons covalentes pour une explication plus détaillée des liaisons covalentes. Si tu souhaites en savoir plus sur les structures covalentes et les propriétés des liaisons covalentes, consulte la rubrique Liaison et propriétés élémentaires.
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.
Une liaison ionique est une attraction électrostatique entre des ions de charge opposée.
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.
Lorsque la perte d'un électron laisse un atome sans électrons dans son enveloppe extérieure, nous considérons l'enveloppe inférieure comme l'enveloppe de valence. Par exemple, le cation sodium n'a pas d'électrons dans sa couche externe, nous nous tournons donc vers la couche inférieure, qui en compte huit. Le sodium satisfait donc à la règle de l'octet. C'est pourquoi le groupe VIII est souvent appelé groupe 0 ; pour nos besoins, ils signifient la même chose.
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 covalentes et les liaisons ioniques sont en fait étroitement liées. Elles existent sur une échelle, avec des liaisons totalement covalentes à une extrémité et des liaisons totalement ioniques à l'autre. La plupart des liaisons covalentes se situent quelque part au milieu. On dit que les liaisons qui se comportent un peu comme des liaisons ioniques ont un "caractère" 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.
La liaison métallique est un type de liaison chimique que l'on trouve dans les métaux. Elle consiste en une attraction électrostatique entre un ensemble d'ions métalliques positifs et une mer d'électrons délocalisés.
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 liaison métallique dans le sodium
Nous avons appris précédemment que le sodium possède un électron dans son enveloppe externe. Lorsque les atomes de sodium forment des liaisons métalliques, chaque atome de sodium perd cet électron de l'enveloppe extérieure 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 appelée 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.
Liaison et propriétés élémentaires contient tout ce que vous devez savoir sur la façon dont la liaison affecte les propriétés des différentes structures.
Résumé des types de liaisons
Nous vous avons préparé un tableau pratique pour vous aider à comparer les trois différents types de liaisons. Il résume tout ce que tu dois savoir sur les liaisons covalentes, ioniques et métalliques.
| Covalente | Ionique | Métallique | |
| Description | Paire d'électrons partagée | Transfert d'électrons | Délocalisation d'électrons |
Forces électrostatiques | Entre la paire d'électrons partagée et les noyaux positifs des atomes | Entre les ions de charge opposée | Entre les ions métalliques positifs et la mer d'électrons délocalisés |
Structures formées | Molécules covalentes simples Macromolécules covalentes géantes | Treillis ioniques géants | Treillis métalliques géants |
| Diagramme |
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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.
Visite la page sur les liaisons ioniques pour une exploration plus approfondie de ce sujet.
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.
Pour en savoir plus, consulte la rubrique "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 !
Consulte la rubrique Forces intermoléculaires pour en savoir plus sur les liaisons hydrogène et les autres types de forces intermoléculaires.
Liaison chimique - Points clés
- La liaison chimique est l'attraction entre différents atomes qui permet la formation de molécules ou de composés. Les atomes se lient pour devenir plus stables selon la règle de l'octet.
Une liaison covalente est une paire partagée d'électrons de valence. Elle se forme généralement entre des non-métaux.
Une liaison ionique est une attraction électrostatique entre des ions de charge opposée. Elle se forme généralement entre des métaux et des non-métaux.
Une liaison métallique est une attraction électrostatique entre un réseau d'ions métalliques positifs et une mer d'électrons délocalisés. Elle se forme à l'intérieur des métaux.
Les liaisons ioniques sont le type de liaison chimique le plus fort, suivies des liaisons covalentes puis des liaisons métalliques. Les facteurs qui influencent la force de la liaison sont la taille des atomes ou des ions, et le nombre d'électrons impliqués dans l'interaction.
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Questions fréquemment posées en Liaison chimique
Comment se forme une liaison chimique ?
Une liaison chimique se produit grâce au partage, au transfert ou à la délocalisation d'électrons.
Quelle est la plus forte des trois liaisons chimiques ?
La liaison covalente est la liaison la plus forte.
Quel sont les 3 types de liaison chimique ?
Les trois types de liaison chimique sont : La liaison covalente, la liaison ionique et la liaison métallique.
Comment reconnaître une liaison covalent ?
On reconnaît Une liaison covalente quand deux électrons de valence sont partagés entre deux non-métaux.
Quelles sont les caractéristiques d'une liaison ionique ?
La liaison ionique est caractérisé par la une grande différence d'électronégativité typiquement entre un non-métal et un métal.
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